Информационно-образовательный портал
e-mail: [email protected]

Технология РКМЧП на уроках химии

Первая стадия технологии “Критическое мышление” - стадия вызова. Присутствие этой стадии в уроке обязательно с точки зрения данной технологии и позволяет:

актуализировать и обобщить имеющиеся знания по данной теме; пробудить интерес к изучаемой теме, мотивировать ученика к учебной деятельности; пробудить ученика к активной деятельности на уроке.

На стадии Осмысления задача другая – получение новой информации, ее осмысление и соотнесение с собственными знаниями.

Заключительная стадия – стадия размышления (рефлексии).

Основные задачи деятельности на этой стадии:

  • целостное осмысление, присвоение и обобщение полученной информации;
  • выработка собственного отношения к изучаемому материалу, выявление еще непознанного – тем и проблем для дальнейшей работы (“новый вызов”);
  • анализ всего процесса изучения материала.

Что дает эта технология ученику?

  • повышение ответственности за собственное образование;
  • развитие навыков работы с текстами любого типа и с большими объемами информации;
  • развитие творческих и аналитических способностей;
  • умение эффективно работать совместно с другими.

Технология РКМЧП включает в себя несколько стратегий проведения уроков:

  • составление кластеров, написание синквейнов;
  • чтение текста с пометками;
  • стратегия ЗХУ;
  • стратегия “Продвинутая лекция”;
  • стратегия “Параллельные тексты”;
  • стратегии дискуссионных форм работы учащихся на уроке.

 Урок №1: “Алюминий и его соединения” (с использованием стратегии “Знаю – хочу узнать – узнал”)

Цель:

обобщить знания учащихся об алюминии и его соединениях;
опытным путем изучить свойства амфотерности оксида и гидроксида алюминия, показать большое практическое значение алюминия и его соединений и отрасли их применения человеком.

Ход урока:

Деятельность учителя

Деятельность учеников

Вызов

1. Целеполагание. 1. Совместно с учителем ставят цели урока.
2. Организует заполнение таблицы ЗХУ учащимися. 2. Заполняют таблицу ЗХУ
3. Заполняет таблицу на доске. 3. Фронтальная беседа.

Осмысление

4. Организует работу с текстом. 4. Чтение текста с пометками, ндивидуальное заполнение в таблице графы “узнал”.

Обсуждение друг с другом в группах результатов заполнения таблицы.

5. Заполняет со слов учащихся графу “узнал” на доске. 5. Фронтальная беседа.

Р е ф л е к с и я

6. Организует проведение лабораторных опытов. 6. Экспериментально доказывают свойства амфотерности гидроксида алюминия. Пишут уравнения в ионном виде на оценку.
7. Задает вопросы по тексту:

1) Почему алюминий был дорог в XIX веке?

2) Как будет выглядеть полное ионное уравнение взаимодействия гидроксида алюминия со щелочью?

3) Как гидроксид алюминия с точки зрения химии понижает кислотность желудочного сока?

7. Фронтальное обсуждение с опорой на текст. Заполняют IV графу в таблице “что бы еще хотели узнать о соединениях алюминия”.
8. Подводит итоги урока, возвращается к целям урока. 8. Составляют по группам кластер.

Текст для работы учащихся на уроке

“Люди гибнут за металл”

(В. Гете)

Алюминий – типичный р-металл.

Конечно, слова поэта В. Гете сказаны о золоте, но в IX веке алюминий тоже ценился на вес золота, так Д.И. Менделееву в знак его больших научных заслуг на международном съезде ученых химиков был вручен ценный подарок в виде большой алюминиевой кружки.

Подумайте, почему алюминий так дорого ценился.

Алюминий – основной представитель металлов главной подгруппы III группы периодической системы. Свойства его аналогов – галлия, индия и таллия – во многом напоминают свойства алюминия, поскольку все эти элементы имеют одинаковую электронную конфигурацию внешнего уровня ns2np1 и поэтому все они проявляют степень окисления 3+.

Алюминий – серебристо-белый металл, обладающий высокой тепло- и электропроводностью. Поверхность металла покрыта тонкой, но очень прочной пленкой оксида алюминия Al2O3.

Алюминий весьма активен, если нет защитной пленки Al2O3. Эта пленка препятствует взаимодействию алюминия с водой. Если удалить защитную пленку химическим способом (например, раствором щелочи), то металл начинает энергично взаимодействовать с водой с выделением водорода:

100125

Алюминий в виде стружки или порошка ярко горит на воздухе, выделяя большое количество энергии:

2Al + 3/2O2 = Al2O3 + 1676 кДж.

Эта особенность алюминия широко используется для получения различных металлов из оксидов путем восстановления алюминия. Метод получил название алюмотермии. Алюмотермией можно получить только те металлы, у которых теплоты образования оксидов меньше теплоты образования Al2O3, например:

Cr2O3 + 2 Al = 2 Cr + Al2O3 + 539 кДж.

При нагревании алюминий реагирует с галогенами, серой, азотом и углеродом.

Алюминий легко растворяется в соляной кислоте любой концентрации:


Концентрированная серная и азотная кислоты на холоде не действуют на алюминий. При нагревании алюминий способен восстанавливать эти кислоты без выделения водорода:

2Al + 6H2SO4(конц) = Al2(SO4)3 + SO2 + 6H2O,

Al + 6HNO3(конц) = Al(NO3)3 + 3NO2 + 3 H2O.

В разбавленной серной кислоте алюминий растворяется с выделением водорода.

Соединения алюминия и их свойства. Амфотерность.

Амфотерность – это способность оксида или гидроксида элемента-металла проявлять одновременно основные и кислотные свойства.

Оксид алюминия, будучи амфотерным, может реагировать не только с кислотами, но и щелочами, давая при этом метаалюминаты.

Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O.

Гидрооксид алюминия – белое студенистое вещество, практически нерастворимое в воде, обладающее амфотерными свойствами. Гидрооксид алюминия может быть получен обработкой солей алюминия щелочами.

Доказательством его амфотерности является его взаимодействие с кислотами и со щелочами.

Al(OH)3 + NaOH = NaH2AlO3 H2O – орто-алюминат натрия.

Подумайте, а как будет выглядеть полное уравнение этой реакции.

Из гидрооксида алюминия можно получить практически все соли алюминия. Почти все соли алюминия и сильных кислот хорошо растворимы в воде и при этом сильно гидролизованы.

Применение алюминия и его соединений.

Важнейший сплав алюминия – дюралюминий. Замечательный сплав дюралюминий получил свое название от города Дюрен в Германии. Отечественный сплав похожего состава одно время называли “кольчугалюминием” - по имени поселка металлургов Кольчугино во Владимирской области. Алюминиевые сплавы незаменимы для авиации – они почти в три раза легче стали и меди и вместе с тем тверды, жаростойки и прочны. Так, проволока из дюралюминия сечением 1 мм2 не рвется под грузом 50 кг.

Оксид алюминия (корунд) находит широкое применение в производстве стекла и кристаллов для лазеров.

Гидроксид алюминия – основной компонент всем известных лекарств: “маалокс”, “альмагель” и др., которые понижают кислотность желудочного сока. Подумайте, с точки зрения химии, как это происходит?

Урок №2 “Главные переходные металлы (d-элементы) и их соединения”. (на примере хрома и железа) (с использованием стратегии “Продвинутая лекция”

Цели: учащиеся должны уяснить существенное различие в строении атомов металлов главных и побочных подгрупп, понять причину разнообразия соединений металлов побочных подгрупп, убедиться в том, что окислительно-восстановительные и кислотно-основные свойства соединений зависят от степени окисления металла.

Ход урока:

Деятельность учителя

Деятельность учеников

1. Целеполагание.

Сообщает план лекции (он записан на доске):

  • Строение атомов d-элементов;
  • Химические свойства простых веществ: железа и хрома;
  • Важнейшие соединения железа и хрома и их свойства.
1. Совместно с учителем ставят цели урока.
2. Стадия вызова к первой части лекции. 2. Учащимся предлагается самостоятельно предположить и записать в тетрадь, используя таблицу Д.И. Менделеева, краткую характеристику элементов железа и хрома.
3. Читает I часть лекции. 3. Конспектируют в тетрадь в таблицу:

Железо

Хром

 

 

 

 

4. Стадия рефлексии. 4. Сравнивают свои предположения и услышанное в лекции, групповое обсуждение.
5. Стадия вызова ко II части лекции. 5. Записывают в тетрадь уравнения предполагаемых химических свойств железа и хрома.
6. Читает II часть лекции. 6. Конспектируют в тетрадь в таблицу аналогично п. 3.
7. Стадия рефлексии. 7. Соотносят свои предположения и услышанное в лекции, выясняют причины неправильного написания отдельных уравнений реакций.
8. Стадия вызова к III части лекции. 8. Предполагают, какие важнейшие соединения хрома и железа существуют и каковы их свойства.
9. Читает III часть лекции. 9. Конспектируют в тетрадь в таблицу аналогично п. 3.
10. Стадия рефлексии к III части лекции и к лекции в целом. 10. Обобщают полученные знания по всей теме. По группам составляют кластер: I группа – кластер по железу; II группа – кластер по хрому.

Лекция

I. Общая характеристика. Понятие переходный элемент обычно используется для обозначения любого элемента с валентными d- или f-электронами. Эти элементы занимают в периодической таблице переходное положение между электроположительными s-элементами и электроотрицательными p-элементами.

d-элементы принято называть главными переходными элементами. Их атомы характеризуются внутренней застройкой d-подоболочек. Дело в том, что s-орбиталь их внешней оболочки обычно заполнена уже до того, как начинается заполнение d-орбиталей в предшествующей электронной оболочке. Это означает, что каждый новый электрон, добавляемый в электронную оболочку очередного d-элемента, в соответствии с принципом заполнения попадает не на внешнюю оболочку, а на предшествующую ей внутреннюю подоболочку.

d-элементы образуют три переходных ряда – в 4-м, 5-м и 6-м периодах соответственно. Первый переходный ряд включает 10 элементов, от скандия до цинка. Он характеризуется внутренней застройкой 3d-орбиталей. Орбиталь 4s заполняется раньше, чем орбиталь 3d, потому что имеет меньшую энергию.

Все d-элементы являются металлами.

II. Химические свойства d-элементов. Рассмотрим химические свойства наиболее важных переходных металлов: хрома и железа.

1. Хром. При высоких температурах хром горит в кислороде с образованием Cr2O3, в раскаленном состоянии он реагирует с парами воды:

2Cr + 3H2O = Cr2O3 + 3H2

При нагревании с галогенами хром образует галогениды состава CrHal3. Хром, также как и алюминий, пассивируется холодными концентрированными серной и азотной кислотами. Однако при сильном нагревании эти кислоты растворяют хром, например:

2Cr + 6H2SO4(конц) = Cr2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O.

Хром растворяется при обычной температуре в разбавленных кислотах (HCl, HBr, HI, H2SO4) с выделением водорода. В этих случаях в отсутствие воздуха образуются соли Cr2+, а на воздухе – соли Cr3+.

2. Железо. Железо – металл серого цвета. В чистом виде оно довольно мягкое, ковкое и тягучее. Металлическое железо реагирует с водяным паром, образуя Fe3O4 – смешанный оксид железа (II, III) FeO · Fe2O3:

3Fe + 4H2O(пар) = Fe3O4 + 4H2.

На воздухе железо легко окисляется, особенно в присутствии влаги (ржавление или коррозия):

4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3.

Взаимодействуя с галогенами при нагревании, железо всегда образует галогениды железа (III), например:

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3

Железо легко вступает во взаимодействие с соляной и разбавленной серной кислотами, вытесняя водород и образуя соли железа (II), например:


Концентрированные кислоты – окислители (азотная и серная) пассивируют железо на холоде, однако растворяют его при нагревании:


III. Важнейшие соединения хрома и железа и их свойства. По своим химическим свойствам соли Cr2+ похожи на соли Fe2+. Обрабатывая их растворы щелочами в отсутствие кислорода, можно получить желтый осадок гидроксида хрома (II):


который обладает типичными основными свойствами.

Соли трехвалентного хрома сходны с солями алюминия по составу, строению кристаллической решетки и растворимости. При действии щелочей соли хрома (III) выпадает студнеобразный осадок гидроксида хрома (III) – Cr(OH)3 зеленого цвета:


Гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами.

В результате прокаливания Cr(OH)3 можно получить оксид хрома Cr2O3:


Cr2O3 представляет собой зеленые кристаллы, практически нерастворимые в воде. Cr2O3 может быть также получен при прокаливании дихромата аммония:


При сплавлении Cr2O3 со щелочами, содой и кислыми солями получаются хромиты, растворимые в воде:

Cr2O3 + 2NaOH = 2NaCrO2 + H2O.

Наиболее важными соединениями хрома в высшей степени окисления 6+ являются оксид хрома (VI) CrO3 и соли хромовой и двухромовой кислот – хроматы и дихроматы.

В кислой среде хромат-ион CrO42- превращается в дихромат-ион Cr2O72- и наоборот:


Гидроксид железа (II) Fe(OH)2 можно получить при действии растворов щелочей на соли железа (II) без доступа воздуха:

FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2 + Na2SO4.

Fe(OH)2 представляет собой студенистый осадок, плохо растворимый в воде. В присутствии кислорода воздуха он сразу же окисляется до гидроксида железа (III):

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3,

давая бурый студенистый осадок.

Растворимые соли железа в воде сильно гидролизованы, и их водные растворы имеют кислую реакцию, поскольку гидроксиды железа (II) и (III) являются нерастворимыми основаниями. Гидроксид Fe(OH)2 проявляет более основные свойства, чем Fe(OH)3. В частности, это проявляется в амфотерности Fe(OH)3. При нагревании Fe(OH)3 в горячих концентрированных растворах щелочей происходит его частичное растворение:

Fe(OH)3 + 3KOH = K3[Fe(OH)6].

 

Метки: Химия