115656 (Особенности преподавания химии на примере темы "Водород"), страница 3

Обучающие: создать условия для обобщения и систематизации знаний учащихся по теме: «Водород. Кислоты. Соли», продолжить формировать умение классифицировать неорганические вещества; закрепить основные понятия «оксиды», «кислоты», «соли», «индикатор»; уметь выделять главное.

Развивающие: содействовать развитию познавательной и творческой активности учащихся через постановку проблемных вопросов, при подготовке творческих домашних заданий, а также умению сравнивать, анализировать, находить решение заданий в нестандартных ситуациях.

Воспитательные: учить детей самоанализу своей деятельности на уроке при презентации знаний о кислотах и солях в выполнении разноуровневых заданий, на этапе рефлексии и т. п., формировать интерес к предмету через мультимедийные возможности компьютера; способствовать отработке навыков самовыражения у учащихся на основе выполнения разнообразных тематических заданий.

Тип урока: обобщение и систематизация изученного материала с применением ИКТ.

Место проведения: кабинет информатики.

Эпиграф урока:

«Для тех, кто мало знает и этого много, а для тех, кто хочет знать много и этого мало». (Л. Зорина)

Средства обучения:

Раздаточный материал из серии разноуровневых заданий по индивидуальной карточке.

Проверочные тесты.

Компьютер для презентации проверочного теста и проверки, презентации знаний о кислотах и солях, применение водорода.

Оборудование: штатив с пробирками, кристаллизатор, индикаторная бумага: метилоранж, фенолфталеин, лакмус.

Реактивы: кальций, соляная кислота, вода.

Структура урока

Организационный момент. Приветствие учащихся.

Презентация о применении водорода (выступление учащегося)

Самостоятельная работа «Решение задачи на определение массовой доли элемента».

Практическая часть «Получение водорода» в лаборатории.

Презентация сведений о кислотах, солях и индикаторах.

Презентация сведений о химических свойствах кислот.

Презентация сведений об основных группах неорганических соединений.

Разноуровневая проверочная работа.

Решение задачи по уравнению химической реакции.

Подведение итога урока. Выставление оценок, их аргументация.

Дифференцированное домашнее задание.

Рефлексия.

ХОД УРОКА

I. Организационный момент «Настроимся на урок»

Сообщение темы, постановка цели урока, обращаю внимание на эпиграф (Приложение 1, слайд №1)

II. Компьютерное тестирование (вопросы ЕГЭ)

III. Выступление учащегося с применением презентации «Водород» (Приложение 1, слайды № 2 – 8)

IV. Актуализация знаний

Самостоятельная работа учащихся в тетрадях «Решение задачи на определение массовой доли элемента» (Приложение 1, слайд № 9)

Учитель: Как в лаборатории получают водород?

После ответов учащихся демонстрация опыта (Приложение 1, слайд 10)

Учитель: Что такое кислоты? Назвать кислоты, кислотные остатки, их валентность.

Ответы учащихся (Приложение 1, слайды № 11, 12)

Учитель: Как распознать кислоту?

Ответы учащихся, демонстрация опыта. (Приложение 1, слайд № 13)

Учитель: Кислоты вступают в химическую реакцию с металлами и их оксидами. Дописать уравнения химических реакций, определить тип химической реакции.

Самостоятельная работа учащихся в тетрадях. (Приложение 1, слайд № 14)

Учитель: Какое вещество образовалось в результате взаимодействия металла с кислотой?

Ответы учащихся. (Приложение 1, слайд № 15)

Выбрать формулы солей, затем кислот и оксидов. Дать им названия. (Приложение 1, слайд № 16)

Учитель: Как дают названия солям? Составить формулы солей.

Ответы учащихся. (Приложение 1, слайд № 17)

Скоростная дорожка «Дать названия солям» (работа выполняется на время)

Разноуровневая самостоятельная работа. Учащиеся имеют право выбора задания (Приложение 2).

Решение задачи по уравнению химической реакции в двух вариантах ( стр.78 № 10, 11 по учебнику Е.Е. Минченкова, 8 класс).

V. Домашнее задание: стр. 77, № 5, 6 учебника Е.Е.Минченкова, 8 класс.

VI. Подводятся итоги урока, выставляются оценки.

– Я довольна вашей работой, но моей оценки недостаточно, ответьте пожалуйста на следующие вопросы: (Приложение 1, слайд № 18)

– Спасибо за внимание. (Приложение 1, слайд № 19)

г) Водород (вещество)

При обычных условиях водород – газ без цвета и запаха. В небольших количествах он нетоксичен. Твердый водород плавится при 14 К (–259 °С), а жидкий водород кипит при 20 К (–253 °С). Низкие температуры плавления и кипения, очень маленький температурный интервал существования жидкого водорода (всего 6 °С), а также небольшие значения молярных теплот плавления (0,117 кДж/моль) и парообразования (0,903 кДж/моль) говорят о том, что межмолекулярные связи в водороде очень слабые. Плотность водорода r(Н2) = (2 г/моль):(22,4 л/моль) = 0,0893 г/л. Для сравнения: средняя плотность воздуха равна 1,29 г/л. То есть водород в 14,5 раза "легче"воздуха. В воде он практически нерастворим. При комнатной температуре водород малоактивен, но при нагревании реагирует со многими веществами. В этих реакциях атомы водорода могут как повышать, так и понижать свою степень окисления: Н2 + 2е– = 2Н–I, Н2 – 2е– = 2Н+I.

В первом случае водород является окислителем, например, в реакциях с натрием или с кальцием: 2Na + H2 = 2NaH, (t) Ca + H2 = CaH2. (t) Но более характерны для водорода восстановительные свойства: O2 + 2H2 = 2H2O, (t)

CuO + H2 = Cu + H2O. (t)

При нагревании водород окисляется не только кислородом, но и некоторыми другими неметаллами, например, фтором, хлором, серой и даже азотом. В лаборатории водород получают в результате реакции

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2 .

Вместо цинка можно использовать железо, алюминий и некоторые другие металлы, а вместо серной кислоты – некоторые другие разбавленные кислоты. Образующийся водород собирают в пробирку методом вытеснения воды (см. рис. 10.2 б) или просто в перевернутую колбу (рис. 10.2 а).

В промышленности в больших количествах водород получают из природного газа (в основном это метан) при взаимодействии его с парами воды при 800 °С в присутствии никелевого катализатора:

CH₄ + 2H₂O = 4H₂ +CO₂ (t, Ni)

или обрабатывают при высокой температуре парами воды уголь:

2H₂O + С = 2H₂ + CO₂. (t)

Чистый водород получают из воды, разлагая ее электрическим током (подвергая электролизу):

2H₂O = 2H₂ + O₂ (электролиз).

д) Соединения водорода

Гидриды (бинарные соединения, содержащие водород) делятся на два основных типа: а) летучие (молекулярные) гидриды, б) солеобразные (ионные) гидриды. Элементы IVА – VIIA групп и бор образуют молекулярные гидриды. Из них устойчивы только гидриды элементов, образующих неметаллы: B₂H₆ ;CH₄; NH₃; H₂O; HF SiH₄ ;PH₃; H₂S; HCl AsH₃; H₂Se; HBr, H₂Te; HI

За исключением воды, все эти соединения при комнатной температуре – газообразные вещества, отсюда их название – "летучие гидриды" . Некоторые из элементов, образующих неметаллы, входят в состав и более сложных гидридов. Например, углерод образует соединения с общими формулами CnH2n+2, CnH2n, CnH2n–2 и другие, где n может быть очень велико (эти соединения изучает органическая химия).

К ионным гидридам относятся гидриды щелочных, щелочноземельных элементов и магния. Кристаллы этих гидридов состоят из анионов Н и катионов металла в высшей степени окисления Ме или Ме2 (в зависимости от группы системы элементов).

И ионные, и почти все молекулярные гидриды (кроме Н2О и НF) являются восстановителями, но ионные гидриды проявляют восстановительные свойства значительно сильнее, чем молекулярные. Кроме гидридов, водород входит в состав гидроксидов и некоторых солей. Со свойствами этих, более сложных, соединений водорода вы познакомитесь в следующих главах.

Главными потребителями получаемого в промышленности водорода являются заводы по производству аммиака и азотных удобрений, где аммиак получают непосредственно из азота и водорода:

N₂ +3H₂ 2NH₃ (Р, t, Pt – катализатор).

В больших количествах водород используют для получения метилового спирта (метанола) по реакции

2Н₂ + СО = СН₃ОН (t, ZnO – катализатор),

а также в производстве хлороводорода, который получают непосредственно из хлора и водорода:

H₂ + Cl₂ = 2HCl.

Иногда водород используют в металлургии в качестве восстановителя при получении чистых металлов, например:

Fe₂O₃ + 3H₂= 2Fe + 3H₂O.

Глава 4. Контролирующие задания по теме «Водород»

1.Из каких частиц состоят ядра а) протия, б) дейтерия, в) трития?

2.Сравните энергию ионизации атома водорода с энергией ионизации атомов других элементов. К какому элементу по этой характеристике водород ближе всего?

3.Проделайте то же для энергии сродства к электрону

4.Сравните направление поляризации ковалентной связи и степень окисления водорода в соединениях: а) BeH2,CH4, NH3, H2O, HF; б) CH4, SiH4,GeH4.

5.Запишите простейшую, молекулярную, структурную и пространственную формулу водорода. Какая из них чаще всего используется?

6.Часто говорят: " Водород легче воздуха". Что под этим подразумевается? В каких случаях это выражение можно понимать буквально, а в каких –нет?

7.Составьте структурные формулы гидридов калия и кальция, а также аммиака, сероводорода и бромоводорода.

8.Зная молярные теплоты плавления и парообразования водорода, определите значения соответствующих удельных величин. 9.Для каждой из четырех реакций, иллюстрирующих основные химические свойства водорода , составьте электронный баланс. Отметьте окислители и восстановители. 10.Определите массу цинка, необходимого для получения 4,48 л водорода лабораторным способом.

11.Определите массу и объем водорода, который можно получить из 30 м3 смеси метана и паров воды, взятых в объемном отношении 1:2, при выходе 80 %.

12.Составьте уравнения реакций, протекающихпри взаимодействии водорода а) со фтором, б) с серой.

13.Приведенные ниже схемы реакций иллюстрируют основные химические свойства ионных гидридов: а) MH + O2 MOH (t); б) MH + Cl2 MCl + HCl (t); в) MH + H2O MOH + H2; г) MH + HCl(p) MCl + H2 Здесь М – это литий, натрий, калий, рубидий или цезий. Составьте уравнения соответствующих реакций в случае, если М – натрий. Проиллюстрируйте уравнениями реакций химические свойства гидрида кальция.

14.Используя метод электронного баланса, составьте уравнения следующих реакций, иллюстрирующих восстановительные свойства некоторых молекулярных гидридов: а) HI + Cl2 HCl + I2 (t); б) NH3 + O2 H2O + N2 (t); в) CH4 + O2 H2O + CO2 (t).