Главная Коллекция "Otherreferats" Педагогика Установление и использование внутри- и межпредметных связей при изучении экологических аспектов темы "Основания" на уроках химии и экологии

Установление и использование внутри- и межпредметных связей при изучении экологических аспектов темы "Основания" на уроках химии и экологии

Использование межпредметных связей для формирования у учащихся основ диалектико-материалистического мировоззрения. Пути и методы их реализации в процессе изучения химии. Методика преподавания темы "Основания", примеры уроков, тестов и задач по ней.

Рубрика Педагогика
Вид курсовая работа
Язык русский
Дата добавления 27.12.2009
Размер файла 900,5 K

Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже

Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.

Страница:

Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O

Учащиеся делают вывод: щелочи и нерастворимые в воде основания вступают в реакции с кислотами с образованием соли и воды.

Учитель: Химические реакции между основаниями и кислотами называются реакциями нейтрализации.

III. Закрепление знаний и умений учащихся

В конце урока проводится обобщение того, что нового узнали и чему научились учащиеся на уроке:

научились составлять формулы оснований и давать им названия

познакомились с классификацией оснований

узнали о способности щелочей изменять окраску индикаторов и о взаимодействии оснований с кислотами.

IV. Домашнее задание

Учебник «Химия - 8»/ Ф. Г. Фельдман, Г. Е. Рудзитис/ § 31, стр. 81, 83, упр. 2, задача 1 (стр. 86).

3.2 Применение опорных схем при преподавании темы «Кислоты, основания, соли в свете ТЭД»

Комплект опорных схем [9] (рис. 2), применяемых при изучении темы «Электролитическая диссоциация», состоит из четырех обобщающих схем (ОС):

ОС-1. Электролитическая диссоциация.

ОС-2. Кислоты, основания, амфотерные гидроксиды, соли как электролиты.

ОС-3. Реакции ионного обмена.

OC-4. Гидролиз солей.

Приведем краткий сопроводительный текст к обобщающей схеме «ОС-2. Кислоты, основания, амфотерные гидроксиды, соли как электролиты». Он может быть использован при повторном объяснении материала или при воспроизведении его учащимися.

ОС-2. Кислоты, основания, амфотерные гидроксиды, соли как электролиты (рис. 2).

1. Кислоты

Кислоты - это электролиты, при диссоциации которых в водных растворах образуются только катионы водорода (протоны). Наличием катионов водорода в растворах кислот и объясняются их общие свойства, в частности изменение окраски индикаторов.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, причем по первой ступени степень диссоциации всегда больше, чем по последующим.

Процесс диссоциации кислот в водных растворах сопровождается донорно-акцепторным взаимодействием положительно поляризованных атомов водорода с молекулами воды, в результате чего образуются гидратированные ионы водорода (ионы гидроксония).

2. Основания

Основания - электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы ОН-. Двухкислотные основания диссоциируют ступенчато. При этом, как и в случае многоосновных кислот, 1 > 2. Растворимые основания (щелочи) изменяют окраску индикаторов.

3. Амфотерные гидроксиды

Термины «амфотерность», «амфолит» отражают кислотно-основную двойственность вещества (“amphi” - «и тот, и другой»). Этот же корень содержится в слове «амфибия», о чем напоминает изображение лягушки. Амфотерные гидроксиды плохо растворимы в воде и не изменяют окраски индикаторов. Это слабые электролиты. Их двойственность проявляется в способности диссоциировать как по основному, так и по кислотному типу. В кислой среде усиливается диссоциация по основному типу, в щелочной - по кислотному (с образованием гидроксокомплексных анионов, например [А1(ОН)6]3-, [Zn(OH)4]2-.

4. Гидроксиды

Сравнение графических формул кислородсодержащих кислот (например, H2SO4), амфотерных гидроксидов (Zn(OH)2) и оснований (Са(ОН)2) позволяет установить сходство в их строении: наличие одинаковой последовательности соединения атомов Н-О-Э. Это позволяет объединить указанные группы веществ общим понятием - гидроксиды. Способность гидроксидов к диссоциации по кислотному, основному или амфотерному типу зависит от сравнительной полярности связей Н-О и О-Э. Если связь Н-О более полярна, чем О-Э, (разность между относительной электроотрицательностью кислорода и водорода (1 ОЭО) больше разности ОЭО кислорода и элемента (2 ОЭО), то гидроксид диссоциирует в водном растворе как кислота (отщепляя

Рис. 2.

H+-ионы). Если связь О-Э более полярна, чем О-Н (2 ОЭО > 1 ОЭО), то гидроксид диссоциирует по основному типу. И, наконец, если связи Н-О и О-Э примерно равнополярны (1 ОЭО 2 ОЭО), гидроксид проявляет амфотерные свойства (амфолит).

5. Соли

В зависимости от состава соли подразделяют на средние, кислые и основные. Все соли - сильные электролиты. Средние соли диссоциируют нацело на катионы металлов и анионы кислотных остатков. Кислые и основные соли диссоциируют ступенчато: по первой ступени - как сильные электролиты (кислые соли - на катионы металлов и гидроанионы, основные - на гидроксо- катионы и анионы кислотных остатков); вторая ступень - диссоциация гидроанионов (в случае кислых солей) или гидроксокатионов (в случае основных). Эти частицы обычно слабые электролиты (1 >> 2).

Такая форма подачи материала, на мой взгляд, наиболее удобна и интересна. При рассмотрении этой темы просматривается достаточно сильно постоянная связь с такими дисциплинами, как, в первую очередь, физика, а также математика. Вообще рассмотрение таких понятий, как «электропроводность», «электролит» и «неэлектролит», «полярность связи», «степень диссоциации» невозможно без ссылки на ранее приобретенные учащимися знания по физике.

Глава IV. Тесты и задачи общеучебного и экологического содержания по теме «Основания»

4.1 Тестовые задания

Для качественной подготовки учащихся к итоговому тестированию необходимо использование тестов в системе работы учителя. Ученик, знакомый с этим методом контроля, успешнее выполнит тестовые задания и легче адаптируется в мировом образовательном пространстве, тем более что каждому выпускнику российских школ предстоит сдавать единый государственный экзамен в форме теста [10].

Предлагается образец теста по теме «Основания» (VIII класс) и «Кислоты, основания, соли в свете теории ТЭД» (IX класс) [11 - 14]. Приведем примеры тестовых заданий (уровни соответствуют сложности).

Уровень «I»

1. Среди перечисленных веществ отметьте нерастворимое основание:

1) 1) гидроксид бария;

2) гидроксид железа (II); +

3) гидроксид натрия;

4) гидрокарбонат аммония

2. Гидроксид цинка может реагировать со всеми веществами пары:

1) сульфат кальция и оксид серы (VI);

2) гидроксид натрия (р-р) и соляная кислота; +

3) вода и хлорид натрия;

4) сульфат бария и гидроксид железа (III).

3. В молекулярном уравнении реакции гидроксида цинка с соляной кислотой сумма всех коэффициентов равна:

1) 7 2) 5 + 3) 6 4) 4

4. Сумма коэффициентов в молекулярном уравнении реакций между гидроксидом алюминия и соляной кислотой равна:

1) 7 2) 8 + 3) 6 4) 4

5. Формулы только основных оксидов указаны в ряду:

1) K2O, SO2, CaO;

2) K2O, Na2O, CaO;+

3) CO, SO3, P2O5;

4) CO, SO2, K2O.

6. Реакция FeCl3 + 3NaOH Fe(OH)3 + 3NaCl относится к реакциям:

1) 1) соединения;

2) разложения;

3) замещения;

4) обмена. +

7. При обычных условиях основания можно получить при взаимодействии с водой:

1) BaO, CuO, FeO;

2) Na2O, CaO, Li2O; +

3) MgO, ZnO, Al2O3;

4) K2O, Li2O, Mn2O7.8. Количеству вещества 1,5 моль равна масса гидроксида меди (II):

1) 98 г; 2) 196 г; 3) 147 г; + 4) 980 г.

9. Реакции гидроксида железа (II) с серной кислотой отвечает сокращенное ионное уравнение:

1) FeO + 2H+ Fe2+ + H2O;

2) Fe(OH)3 + 3H+ Fe3+ + 3H2O;

3) Fe(OH)2 + 2H+ Fe2+ + 2H2O; +

4) Fe2+ + 2OH- Fe(OH)2.

10. Основные свойства проявляет оксид:

1) марганца (VII);

2) кальция; +

3) калия; +

4) серы (IV)

5) фосфора

Уровень II

11. В схеме превращений

веществами А, Б, В являются соответственно:

1) Cl2, H2O, Na2O;

2) HCl, NaOH, NaOH(избыток); +

3) HCl, H2O, NaOH;

4) Cl2, NaOH, Na2O.

12. Характер реакции среды водного раствора аммиака:

1) слабокислый;

2) сильнокислый;

3) нейтральный;

4) щелочной. +

13. Гидроксид алюминия проявляет амфотерные свойства при взаимодействии:

1) только с щелочью;

2) с кислотой и щелочью; +

3) только с кислотой;

4) с солью и кислотой

14. Раствор гидроксида натрия реагирует с каждым из веществ, указанных в паре:

1) оксид железа (II) и соляная кислота; +

2) хлорид железа (III) и углекислый газ;

3) серная кислота и оксид кальция;

4) оксид цинка и хлорид калия.

15. Конечный продукт в цепочке превращений на основе цинка:

1) гидроксид цинка;

2) оксид цинка; +

3) цинк;

4) цинкат калия

16. В сокращенном ионном уравнении реакции серной кислоты с гидроксидом натрия сумма коэффициентов равна:

1) 7; 2) 5; 3) 3; + 4) 4.

17. Раствор гидроксида натрия взаимодействует с каждым веществом, указанным в ряду:

1) оксид кремния, сульфат натрия, хлоргидроксид алюминия;

2) оксид железа (II), медь, серная кислота, гидроксид алюминия;

3) оксид кремния, алюминий, соляная кислота, гидроксид цинка; +

4) оксид железа (II), медь, аммиак, гидроксид цинка.

18. В водном растворе ступенчато диссоциируют:

1) KOH; 2) Cu(OH)2; 3) Ca(OH)2; + 4) Al(OH)3.

19. Общая сумма всех коэффициентов в полном и сокращенном ионном уравнениях реакции между нитратом серебра и гидроксидом натрия равна ____________________ (ответ напишите цифрами- 10)

20. Гидроксид бария можно получить из

1) BaO и H2CO3;

2) BaSO4 и NaOH;

3) BaO и NaOH

4) BaO и Н2О +

21. Установите соответствие:

Реагенты

Протекает реакция

1. Са(ОН)2 (t) …

2. NaHCO3 + NaOH(p) …

3. Al2O3 + Na2O (t) …

4. Al + H2O …

5. (CuOH)NO3 + HNO3 …

6. PbCl2 + HI …

А. Соединения (3)

Б. Замещения (4)

В. Разложения (1)

Г. Нейтрализации

Д. Ионного обмена (2, 5, 6)

22. Щелочь, а затем кислоту используют при осуществлении следующих превращений:

1) CaO CaCO3 CO2;

2) FeCl2 Fe(OH)2 FeSO4; +

3) K KOH K2SO4;

4) CuSO4 Cu(OH)2 CuO.

23. Сокращенным ионным уравнением Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2 может быть выражено взаимодействие между:

1) Fe + NaOH;

2) FeO + KOH;

3) FeCl2 + NaOH; +

4) FeSO4 + Cu(OH)2.

24. Сокращенным ионным уравнением NH4+ + OH- NH3 + H2O можно выразить результат взаимодействия веществ:

1) хлорида аммония и гидроксида натрия; +

2) хлорида аммония и нитрата серебра;

3) аммиака и соляной кислоты;

4) сульфата аммония и гидроксида меди (II).

Уровень III

25. Сильными электролитами являются все вещества группы:

1) KOH, HNO3, H2SO4; +

2) H2S, H2SO3, H2SO4;

3) MgCl2, CH3COOH, NaOH;

4) H2S, CH3COOH, H2SO3.

26. Отметьте самый сильный электролит:

1) RbOH; + 2) Ca(OH)2; 3) CuOH; 4) LiOH.

27. Как изменяются свойства гидроксидов, образованных металлами главной подгруппы II группы, при увеличении заряда ядра атомов?

1) щелочи нерастворимое основание амфотерный гидроксид;

2) амфотерный гидроксид нерастворимое основание щелочь;

3) кислота амфотерный гидроксид щелочи;

4) основания амфотерный гидроксид кислота. +

28. Основные свойства гидроксидов усиливаются слева направо в ряду

1) Mg(OH)2 - Al(OH)3 - H2SiO3 - H3PO4

2) H2CO3 - B(OH)3 - Be(OH)3 - LiOH +

3) NaOH - Mg(OH)2 - H3PO4 - H2SO4

4) LiOH - B(OH)3 - H2CO3 - HNO3

29. Будет протекать реакция в растворе между гидроксидом калия и

1) NO2; 2) Fe2O3; + 3) BaSO4; 4) Ca(OH)2

30. Установите соответствие:

Реагенты

Сумма коэффициентов в кратком ионном уравнении

1. NaHSO3 + HCl …

2. K2CO3 + H2O + CO2 …

3. Cr(OH)3 + HBr …

4. Mn(OH)2 + KHSO4 …

А. 3 (1) Д. 7

Б. 4 (3) Е. 8

В. 5 (2) Ж. 9

Г. 6 (4) З. 10

31. Сокращенное ионное уравнение Zn2+ + 2OH- = Zn(OH)2 отражает сущность взаимодействия между:

1) цинком и водой;

2) оксидом цинка и водой;

3) хлоридом цинка и гидроксидом натрия; +

4) хлоридом цинка и серной кислотой.

32. При взаимодействии 40 г гидроксида натрия и 100 г сульфата меди (II) масса вещества, оставшегося в избытке, равна___ г. (80г CuSO4)

3.2 Задачи по теме «Основания» с экологическим содержанием

Задача 1. Самый дешевый щелочной реагент для нейтрализации кислотных промышленных стоков - гашеная известь (гидроксид кальция). Используют как суспензию гидроксида кальция («известковое молоко»), так и прозрачный раствор («известковую воду»). Рассчитайте рН 0,02М раствора Ca(OH)2.

Решение. Запишем уравнение реакции и условие задачи в формульном виде:

Ca(OH)2 = Ca2+ + 2 OH-; рН > 7

c{Ca(OH)2} = 0,02 моль/л; pH = ?

В соответствии с уравнением реакции равновесная молярная концентрация анионов OH- вдвое больше концентрации гидроксида кальция

c{Ca(OH)2}: [OH-] = 2c{Ca(OH)2}

рН = 14 - pOH = 14 + lg[OH--] = 14 + lg 2c{Ca(OH)2} = 12,6

Ответ. Водородный показатель известковой воды равен 12,6.

Задача 2. Одно из самых дешевых азотных удобрений - аммиачная вода, раствор аммиака. Определите степень диссоциации гидрата аммиака NH3 . H2O в 0,002М растворе, если его рН равен 10,3 при 25 oС.

Решение. Запишем уравнение реакции и условие задачи в формульном виде:

NH3 . H2O NH4+ + OH- ; рН > 7

c(NH3 . H2O) = 0,002 моль/л; pH = 10,3

a = ?

В соответствии с уравнением реакции равновесная молярная концентрация анионов OH- связана с концентрацией гидрата аммиака и степенью диссоциации:

[OH-] = a . c(NH3 . H2O)

рН = 14 - pOH = 14 + lg[OH--] = 14 + lg {a . c(NH3 . H2O)}

a = (10 pH - 14) : с = 10 10,3 -- 14 / 0,002 = 0,093 = 9,3%

Ответ. Степень диссоциации гидрата аммиака равна 9,3.

Задача 3. Из-за внезапной разгерметизации баллона с аммиаком (V = 10 л, р = 1,25 ·106 Па, t = 20C) газ попал в воздух рабочего помещения размером 4 9 9 м. Сравните концентрацию аммиака в помещении с предельно допустимой концентрацией (ПДК), равной 2 · 10-5 г/л. Условия расчета: аммиак равномерно распределен в объеме помещения, утечкой аммиака за пределы помещения можно пренебречь. Оцените достоверность полученной величины (ее соответствие реальным условиям).

Решение

Пояснение к решению: 1) массу аммиака рассчитали, исходя из уравнения Менделеева-Клапейрона; 2) k -- отношение концентрации аммиака в помещении к ПДК.

Ответ: концентрация аммиака в помещении выше ПДК приблизительно в 120 раз; реальная ситуация -- большие локальные концентрации газа вблизи источника аварии в первое время и неравномерное распределение аммиака по высоте.

Задача 4. В подземных водах железо обычно находится в виде гидрокарбоната железа (П), причем концентрация ионов железа может превышать предельно допустимую концентрацию в питьевой воде (0,3 мг/мл). Эти воды очищают от железа упрощенной аэрацией: свободным падением воды с высоты 0.4 -- 0,6 м с последующим фильтрованием через слой зернистого материала. Какая масса осадка -- гидроксида железа (III) -- может выпасть при аэрации 100 т воды с концентрацией ионов Fe2+ 2,8 мг/л, если при этом окисляется 90 % ионов Fe2+?

Решение

4Fe(HCO3)2 + O2 + 2H2O 4Fe(OH)3 + 8CO2

Пояснение к решению. При проведении вычислений учитываем связь между начальной концентрацией ионов железа c(Fe2+) и концентрацией после аэрации c'(Fe2+): c'(Fe2+) = 0,1 · c(Fe2+), а также связь между массой ионов железа, их концентрацией в воде (до и после аэрации) и объемом воды V0:

m(Fe2+) = c(Fe2+) · V0 (до аэрации);

m'(Fe2+) = c'(Fe2+) · V0 (после аэрации).

Масса окислившихся ионов Fe2+ равна разности масс ионов Fe2+ до и после аэрации: m''(Fe2+) = m(Fe2+) - m'(Fe2+)

Ответ: m''''(Fe(OH)3) = 480 г.

[15 - 17]

Заключение

Вещества, относящиеся к классу оснований, используются почти везде, например, в производственной химии. Естественно, на стадии производства этих веществ образуются отходы, которые загрязняют окружающую среду, а бесконтрольное применение этих соединений в различных сферах человеческой деятельности подчас приводит к серьезным нарушениям природного равновесия.

Можно привести множество примеров использования оснований в производствах, которые ведут к загрязнению окружающей среды, а эти все аспекты почему-то в школьном курсе не рассматриваются. Поэтому для экологизации школьного курса химии важное значение имеет рассмотрение темы «Основания» с точки зрения экологии.

На основе материала, приведенного в настоящей курсовой работе, можно отметить следующее:

Анализ литературных данных по проблеме преподавания темы «Основания» как с общеучебной, так и с экологической точки зрения позволил выявить наиболее целесообразные приемы преподавания, подразумевающие активное привлечение внутри- и межпредметных связей;

Предложены план-конспекты уроков, освещающие тему «Основания»;

Разработаны варианты тестовых заданий по теме «Основания», имеющие как общеучебное, так и экологическое направление;

В работе приведены варианты задач по теме «Основания» экологического характера, а также предлагается самостоятельное составление задач.

Мне бы хотелось, чтобы учебные пособия по химии в школах были более экологизированными. Также мне кажется, что объяснение темы по химии с использованием экологических фактов способствовало бы проявлению большего интереса учащихся к предмету.

Литература

1. Т.Н. Кровельщикова, А.В. Коршунов. Из опыта реализации экологического подхода к обучению химии / Химия в школе. 2002, № 8, с. 40-42.

2. Чернобельская Г.М. Методика обучения химии в средней школе: Учеб. для студ. высш. учеб. заведений. -- М.: Владос, 2000. -- 336 с.

3. О.С. Зайцев. Методика обучения химии: Теоретический и прикладной аспекты. - М.: Гуманит. изд. ВЛАДОС, 1999. - 358 с.

4. Ф.Г. Фельдман, Г.Е. Рудзитис. Химия, 8 кл. М.: Просвещение, 1985.

5. Д.М. Кирюшкин, В.С. Полосин. Методика обучения химии. М.: Просвещение, 1970. C. 297 - 302.

6. Р.И. Тагиров Как мы изучаем химические свойства оснований и солей / Химия в школе, 2002, № 9, с. 58 - 59.

7. Пособие по химии для поступающих в вузы. Г. П. Хомченко. 1976 г.

8. www.1september.ru

9. И.И. Супоницкая, Н.И. Гоголевская. Комплект обобщающих схем-конспектов по теме «Электролитическая диссоциация». // Хим. в шк. № 5. 1991. С. 25-30.

10. И.Г. Афонина. Тестовые задания в курсе химии. // Химия в школе. № 7, 2002, с. 43 - 45.

11. Единый государственный экзамен 2002: Контрольные измерительные материалы: Химия / А.А. Каверина, Д.Ю. Добротин, М.Г. Снастина и др.; М-во образования РФ. - М.: Просвещение, 2002. - 142 с.

12. Лидин Р.А. Химия: Руководство к экзаменам / Р.А. Лидин, В.Б. Маргулис. - М.: ООО Издательство «АСТ»: ООО «Издательство Астрель», 2003. 207 с.

13. Химия: Большой справочник для школьников и поступающих в вузы / Е.А. Алферова, Н.С. Ахметов, Н.В. Богомолова и др. М.: Дрофа, 1999. с. 430-438.

14. Химия: Сборник тестовых заданий для подготовки к итоговой аттестации (варианты и ответы, решение расчетных задач). 9 класс (базовый уровень) / Н.В. Ширшина. - Волгоград: Учитель, 2004. - 81 с.

15. Безуевская В.А. Химические задачи с экологическим содержанием / Химия в школе, 2000, № 2, с. 59 - 61.

16. A.B. Краснянский. Экологические проблемы расчетных задачах по химии / Химия в школе, 1996, № 6, с. 22 - 27

17. А.В. Краснянский. Экологические проблемы в расчетных задачах по химии / Химия в школе, 1996, № 5, с. 32 - 37.

Страница:


Подобные документы

Работы в архивах красиво оформлены согласно требованиям ВУЗов и содержат рисунки, диаграммы, формулы и т.д.
PPT, PPTX и PDF-файлы представлены только в архивах.
Рекомендуем скачать работу.

© 2000 — 2023, ООО «Олбест» Все права защищены