Размещено на http://www.allbest.ru/

Размещено на http://www.allbest.ru/

Введение

В курсе химии, изучаемом в школе, предусмотрено лишь краткое знакомство с одной из важных тем - особенностями окислительно-восстановительных объектов и процессов. ОВР изучают в обязательном курсе химии недостаточно полно: не рассматривается их классификация, составление уравнений методом полуреакций, количественные характеристики окислительно-восстановительных процессов; мало внимания уделяется влиянию среды на характер протекания этих реакций, окислительно-восстановительным свойствам соединений серы, марганца, хрома, пероксида водорода.

1. Опыт преподавания элективного курса «удивительный мир окислительно-восстановительных реакций»

Тема «Окислительно-восстановительные реакции» традиционно важна, но зачастую её изучение вызывает у учащихся определённые трудности. И, конечно, особенно недостаточно даётся материал для учащихся, проявляющих повышенный интерес к изучению данной науки и предполагающих связать свою будущую профессию с химией, биологией, медициной, строительством, сельским хозяйством и т.д. Результаты анкетирования показали, что учащиеся 10-11 классов заинтересовала тема «Окислительно-восстановительные реакции», которые встречаются в повседневной жизни и являются основой технологических процессов. Цель курса: углубление знаний по теме ОВР. Знания учащихся по этому разделу химии необходимы для успешной сдачи ЕГЭ в вузы. Кроме того, окислительно-восстановительные реакции чрезвычайно распространены. С ними связаны природные процессы обмена веществ, брожения, круговорота веществ в природе. Окислительно-восстановительные реакции лежат в основе преобразования химической энергии в гальванических и топливных элементах. Для того чтобы заинтересовать учащихся данной темой, приблизить её к жизни, а также связать изучаемый материал с биологическими и физическими знаниями, необходимо показывать значение ОВР в живой природе. Тип курса - углублённое изучение отдельного раздела основного курса. Он способствует углублению знаний учащихся, формированию практических умений и навыков, развитию творческих способностей, стремлению к самообразованию. В связи с вышеизложенным и разработан данный элективный (по выбору учащихся) курс химии, предназначенный для учащихся 10-11 классов, изучающих или уже изучивших систематический курс органической химии и владеющих достаточными знаниями о строении и свойствах органических веществ. Этот курс направлен на ликвидацию указанных выше пробелов в подготовке выпускников, выработку у школьников навыка составления ОВР и поиска ответов на сложные вопросы общей, неорганической и органической химии.

2. Теоретическая поддержка темы «окисление первичных спиртов»

Получение альдегидов

Общей и одной из наиболее часто используемых для получения альдегидов реакцией является окисление первичных спиртов:

В качестве окислителя обычно применяют хромовую кислоту, образующуюся при взаимодействии двухромовокислого калия или натрия с серной кислотой.

При получении формальдегида из метилового спирта пользуются в качестве окислителя кислородом воздуха в присутствии катализатора - металлической меди. Действие меди как катализатора этого процесса впервые наблюдалось И.А. Каблуковым.

Альдегиды получаются также путем отщепления водорода от первичных спиртов при пропускании их паров над нагретыми до 600° латунными или цинковыми стружками, играющими роль катализатора:

Чрезвычайно важное техническое значение для получения альдегидов имеет также реакция М.Г. Кучерова - присоединение воды к ацетилену и его гомологам в присутствии солей ртути (играющих роль катализатора):

Уксусный альдегид

Уксусный альдегид, или ацетальдегид, получается при окислении этилового спирта хромовой смесью.

Образующийся альдегид легко окисляется дальше в уксусную кислоту; поэтому для реакции должны быть созданы такие условия, чтобы полученный альдегид возможно быстрее удалялся из реакционной смеси. Этого достигают, во-первых, постепенным приливанием окислителя и, во-вторых, пропусканием через реакционную смесь тока углекислого газа. Легколетучий ацетальдегид по мере своего образования увлекается струей углекислого газа вместе с некоторым количеством паров спирта, воды и ацеталя. Большая часть этих примесей успевает сконденсироваться в обратном холодильнике, а прошедшие через холодильник пары альдегида поглощаются эфиром, охлаждаемым смесью льда и соли. Так как отделить альдегид от растворителя перегонкой невозможно, то переводят альдегид в хорошо кристаллизующийся альдегидаммиак; чистый альдегид получают, разлагая альдегидаммиак серной кислотой.

Реактивы:

Спирт 95%-ный………………………30 мл (около 0,5 моля)

Двухромовокислый натрий (или калий)…..48 г. (0,16 моля)

Серная кислота; эфир; углекислый газ (из баллона); аммиак (из баллона)

Полулитровую круглодонную колбу закрывают резиновой пробкой с тремя отверстиями. В одно из этих отверстий вставляют изогнутую насадку, соединенную с обратным холодильником, в другое - капельную воронку и в третье - доходящую почти до дна колбы трубку для пропускания углекислого газа. Холодильник через небольшую U-образную трубку, наполненную прокаленным хлористым кальцием, соединяют с промывной склянкой, содержащей 100 мл эфира. Промывную склянку охлаждают до 10-15° в смеси толченого льда и соли.

В колбу вливают спирт и смесь из 10 мл концентрированной серной кислоты и 20 мл воды и нагревают до кипения; нагревание колбы следует вести на электрическом колбонагревателе с закрытой спиралью. Затем готовят смесь из 85 мл воды и 25 мл концентрированной серной кислоты, растворяют в этой смеси двухромовокислый натрий и еще теплый раствор вливают в капельную воронку, следя за тем, чтобы вся трубка воронки была наполнена жидкостью. Постепенно приливают хромовую смесь к кипящему спирту, одновременно пропуская через жидкость струю углекислого газа (с такой скоростью, чтобы можно было считать проходящие пузырьки газа).

Так как реакция идет с выделением тепла, то смесь продолжает кипеть без подогревания извне. Примерно через 20 мин. приливание хромовой смеси заканчивают. После этого, поддерживая слабое кипение реакционной смеси, продолжают пропускать углекислый газ еще около 10 мин., чтобы полностью удалить альдегид из колбы.

Для выделения полученного альдегида из раствора в эфире (находящегося в промывной склянке) его переводят в альдегидаммиак. С этой целью в эфирный раствор альдегида, охлаждаемый смесью льда и соли, через широкую трубку (узкая трубка быстро забивается кристаллами) пропускают сухой аммиак до тех пор, пока раствор не станет сильно пахнуть им. Во время пропускания аммиака часть эфира испаряется, поэтому работа должна производиться вдали от зажженных горелок.

Эфирный раствор альдегида, насыщенный аммиаком, оставляют стоять в охлаждающей смеси в течение 1 часа; выделившиеся за это время кристаллы альдегидаммиака соскабливают со стенок сосуда, отсасывают на воронке Бюхнера и промывают небольшим количеством эфира. Их высушивают сначала на фильтровальной бумаге на воздухе, а затем в эксикаторе над серной кислотой без вакуума.

Выход 10-12 г.

Полученный препарат можно хранить в хорошо закупоренной склянке в течение нескольких дней.

Выход может быть увеличен до 15-17 г., если при получении альдегида пропускать более сильную струю углекислого газа, пропускать через обратный холодильник воду с температурой не выше 10° и применять для поглощения паров альдегида две промывные склянки с эфиром, охлаждаемым до -15°.

Для разложения альдегидаммиака 10 г. его растворяют в 10 мл воды и прибавляют хорошо охлажденную смесь 7 мл концентрированной серной кислоты и 20 мл воды. Из раствора альдегид отгоняют на водяной бане. В качестве приемника берут небольшую перегонную колбу; ее присоединяют к холодильнику при помощи резиновых пробок и изогнутой насадки так, чтобы конец насадки входил в баллон колбы. Приемник охлаждают смесью льда и соли.

Темп. кип. альдегида 21°; уд. вес 0,7876.

Получение газообразного аммиака. Если в лаборатории нет баллона с аммиаком, то сухой аммиак получают кипячением концентрированного раствора аммиака в круглодонной колбе с обратным холодильником. Выделяющийся аммиак для высушивания пропускают через колонку, наполненную твердым едким кали и натронной известью (рис. 36).

Альдегиды легко окисляются и поэтому являются хорошими растворителями. Это свойство их может быть использовано для восстановления солей серебра до металла; при соблюдении определенных условий серебро может выделиться на стенках пробирки, образуя зеркало. Эта реакция является одной из характерных для альдегидов.

В тщательно вымытую раствором щелочи и сполоснутую дистиллированной водой пробирку берут 3 мл 5%-ного раствора азотнокислого серебра и прибавляют по каплям разбавленный раствор аммиака (1 мл концентрированного раствора аммиака разбавляют 10 мл воды) до растворения первоначально появившегося осадка. К полученному аммиачному раствору окиси серебра прибавляют одну каплю альдегида (или несколько капель водного раствора альдегидаммиака), перемешивают и оставляют стоять. Если выделение серебра идет слишком медленно, пробирку осторожно подогревают в стакане с водой.

Окисление альдегида аммиачным раствором окиси серебра значительно ускоряется в присутствии щелочи. Для приготовления быстро действующего реактива к полученному описанным выше образом аммиачному раствору окиси серебра прибавляют 1 каплю 10%-ного раствора едкого натра и в случае выпадения осадка растворяют его добавлением аммиака. Этим реактивом формальдегид и ацетальдегид быстро окисляются при комнатной температуре.

Характерной качественной реакцией на альдегиды является взаимодействие с фуксиносернистой кислотой (фуксин, обесцвечивается сернистой кислотой). Фуксин с сернистой кислотой дает бесцветные соединения. Последние при прибавлении альдегида частично переходят в краситель хиноидного типа (окрашенный в красный цвет).

Небольшое количество фуксина растворяют в таком количестве горячей воды, чтобы получился приблизительно 0,2%-ный раствор. К охлажденному раствору прибавляют насыщенный водный раствор сернистой кислоты до полного обесцвечивания. Несколько миллилитров полученного реактива наливают в пробирку и прибавляют несколько капель водного раствора альдегида. При этом получается красное окрашивание.

Если альдегид трудно растворим в воде, как, например, бензойный альдегид, то к реактиву добавляют немного свободного от альдегидов спирта.

Для уксусного альдегида весьма характерна также его конденсация в альдоль, открытая А.П. Бородиным.

Развитию наших знаний о природе альдегидов много способствовали работы А.М. Бутлерова. Полимеризацией формальдегида он в 1859 г. впервые получил триоксиметилен, представляющий собой кристаллическое вещество, перегоняющееся без разложения и не обладающее восстановительными свойствами; молекулярный вес триоксиметилена отвечает формуле (CH₂O)₃. В соответствии с этим ему приписывают циклическое строение:

А.М. Бутлеров в 1861 г., исследуя реакцию конденсации формальдегида в присутствии известковой или баритовой воды, впервые получил вещество, названное им метиленитаном, относящееся к классу углеводов (сахаров).

Позднее Э. Фишер из этого продукта выделил гексозу, названную им акрозой. Акроза представляет собой рацемическую смесь d- и l-фруктозы.

3. Методические разработки по теме «изучение свойств спиртов с точки зрения окислительно-восстановительных реакций»

Окислительно-восстановительные процессы издавна интересовали химиков и даже алхимиков. Среди химических реакций, происходящих в природе, быту и технике, огромное множество составляют окислительно-восстановительные: сгорание топлива, окисление питательных веществ, тканевое дыхание, фотосинтез, порча пищевых продуктов и т.д. В таких реакциях могут участвовать как неорганические вещества, так и органические. Однако если в школьном курсе неорганической химии разделы, посвященные окислительно-восстановительным реакциям, занимают значительное место, то в курсе органической химии на этот вопрос обращено недостаточно внимания.

Что же представляют собой восстановительно-окислительные процессы?

Все химические реакции можно разделить на два типа. К первому относятся реакции, протекающие без изменения степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ.

Ко второму типу относятся все реакции, идущие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ.

Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными.

С современной точки зрения изменение степени окисления связано с оттягиванием или перемещением электронов. Поэтому наряду с приведенным можно дать и такое определение восстановительно-окислительных реакций: это такие реакции, при которых происходит переход электронов от одних атомов, молекул или ионов к другим.

Рассмотрим основные положения, относящиеся к теории окислительно-восстановительных реакций.

1. Окислением называется процесс отдачи электроном атомом, молекулой или ионом электронов, степени окисления при этом повышаются.

2. Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом, степень окисления при этом понижается.

3. Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, называются восстановителями. Во время реакции они окисляются. Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями. Во время реакции они восстанавливаются.

4. Окисление всегда сопровождается восстановлением; восстановление всегда связано с окислением, что можно выразить уравнениями.

Поэтому окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов - окисления и восстановления. В этих реакциях число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем. При этом независимо от того, переходят ли электроны с одного атома на другой полностью или лишь частично оттягиваются к одному из атомов, условно говорят только об отдаче и присоединения электронов.

Окислительно-восстановительные реакции органических веществ - важнейшее свойство, объединяющее эти вещества. Склонность органических соединений к окислению связывают с наличием кратных связей, функциональных групп, атомов водорода при атоме углерода, содержащем функциональную группу.

Применение понятия «степени окисления» (СО) в органической химии очень ограничено и реализуется, прежде всего, при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций. Однако, учитывая, что более или менее постоянной состав продуктов реакции возможен только при полном окислении (горении) органических веществ, целесообразность расстановки коэффициентов в реакциях неполного окисления отпадает. По этой причине обычно ограничиваются составлением схемы превращений органических соединений.

Нам представляется важным указывать значение СО атома углерода при изучении всей совокупности свойств органических соединений. Систематизация сведений об окислителях, установление связи между строением органических веществ и их СО помогут научить учащихся [1, 2]:

- Выбирать лабораторные и промышленные окислители;

Находить зависимость окислительно-восстановительной способности органического вещества от его строения;

- Устанавливать связь между классом органических веществ и окислителем нужной силы, агрегатного состояния и механизма действия;

- Предсказывать условия проведения реакции и ожидаемые продукты окисления.

Определение степени окисления атомов в органических веществах

Степень окисления любого атома углерода в органическом веществе равна алгебраической сумме всех его связей с более электроотрицательных элементов (Cl, O, S, N, и др.), учитываемых со знаком «+», и связей с атомами водорода (или другого более электроположительного элемента), учитываемых со знаком «-». При этом связи с соседними атомами углерода не учитываются [1].

Определим степени окисления атомов углерода в молекулах предельного углеводорода пропана и спирта этанола:

Последовательное окисление органических веществ можно представить в виде следующей цепочки превращений:

Насыщенный углеводород  Ненасыщенный углеводород Спирт Альдегид (кетон)  Карбоновая кислота CO+ HO.

Генетическая связь между классами органических соединений представляется здесь как ряд окислительно-восстановительных реакций, обеспечивающих переход от одного класса органических соединений к другому. Завершают его продукты полного окисления (горения) любого из представителей классов органических соединений.

Изменение СО у атомов углерода в молекуле углерода в молекулах органических соединений приведены в таблице. Из данных таблицы видно, что при переходе от одного класса органических соединений к другому и увеличения степени разветвленности углеродного скелета молекул соединений внутри отдельного класса степень окисления атома углерода, ответственного за восстанавливающую способность соединения, изменяется. Органические вещества, в молекулах которых содержатся атомы углерода с максимальными (- и +) значениями СО (-4, -3, +2, +3), вступают в реакцию полного окисления-горения, но устойчивых к воздействию мягких окислителей и окислителей средней силы. Вещества, в молекулах которых содержится атомы углерода в СО -1; 0; +1, окисляются легко, восстановительные способности их близки, поэту их неполное окисление может быть достигнуто за счет одного из известных окислителей малой и средней силы. Эти вещества могут проявлять двойственную природу, выступая и в качестве окислителя, подобно тому, как это присуще неорганическим веществам.

Окисление и восстановление органических веществ

Повышенная склонность органических соединений к окислению обусловлена наличием в молекуле веществ [1, 2]:

· кратных связей (именно поэтому так легко окисляются алкены, алканы, алкадиены);

· определенных функциональных групп - сульфидной - SH, гидроксильной - OH (фенольной и спиртовой), аминной - NH;

· активированных алкильных групп, расположенных по соседству с кратными связям, например пропен может быть окислен до непредельного альдегида акролеина (кислородом воздуха в присутствии водяных паров на висмут - молибденовых катализаторах):

· атомов водорода при атоме углерода, содержащем функциональную группу.

Сравним первичные, вторичные и третичные спирты по реакционной способности к окислению:

Первичные и вторичные спирты, имеющие атомы водорода при атоме углерода, несущем функциональную группу; окисляются легко: первые - до альдегидов, вторые до кетонов. При этом структура углеродного скелета исходного спирта сохраняется. Третичные спирты, в молекулах которых нет атома водорода при атоме углерода, содержащем группу ОН, в обычных условиях не окисляются. В жестких условиях (при действии сильных окислителей и при высоких температурах) они могут быть окислены до смеси низкомолекулярных карбоновых кислот, т.е. происходит деструкция углеродного скелета.

Существуют два подхода к определению степеней окисления элементов в органических веществах.

1. Вычисляют среднюю степень окисления атома углерода в молекуле органического соединения, например пропана.

Такой подход оправдан, если в ходе реакции в органическом веществе разрушаются все химические связи (горение, полное разложение).

Отметим, что формально дробные степени окисления, вычисленные таким образом, могут быть и в случае неорганических веществ. Например, в соединении КО (надпероксида калия) степень окисления кислорода равна - 1/2.

2. Определяют степень окисления каждого атома углерода, например в бутане.

В этом случае степень окисления любого атома углерода в органическом соединении равна алгебраической сумме чисел всех связей с атомами более электроотрицательных элементов, учитываемых со знаком «+», и числа связей с атомами водорода (или другого более электроположительного элемента), учитываемых со знаком «-». При этом связи с атомами углерода не учитывают.

В качестве простейшего примера определим степень окисления углерода в молекуле метанола.

Атом углерода связан с тремя атомами водорода (эти связи учитываются со знаком «-»), одной связью - с атомом кислорода (ее учитывают со знаком «+»). Получаем: -3 + 1 = -2.

Таким образом, степень окисления углерода в метаноле равна -2.

Вычисленная степень окисления углерода хотя и условное значение, но оно указывает на характер смещения электронной плотности в молекуле, а ее изменение в результате реакции свидетельствует об имеющем место окислительно-восстановительном процессе.

Рассмотрим цепочку превращений веществ:

При каталитическом дегидрировании этана получается этилен; продукт гидратации этилена - этанол; его окисление приведет к этаналю, а затем - к уксусной кислоте; при ее сгорании образуется углекислый газ и вода.

Определим степени окисления каждого атома углерода в молекулах перечисленных веществ.

Можно заметить, что в ходе каждого из этих превращений постоянно меняется степень окисления одного из атомов углерода. В направлении от этана к оксиду углерода (IV) происходит увеличение степени окисления атома углерода.

Несмотря на то, что в ходе любых окислительно-восстановительных реакций происходит как окисление, так и восстановление, их классифицируют в зависимости оттого, что происходит непосредственно с органическим соединением (если оно окисляется, говорят о процессе окисления, если восстанавливается - о процессе восстановления).

Так, в реакции этанола с перманганатом калия этанол будет окисляться, а перманганат калия - восстанавливается. Реакцию называют окислением этанола.

окислительный восстановительный реакция уравнение

Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций используют как метод электронного баланса, так и метод полуреакций (электронно - ионный метод). Рассмотрим несколько примеров окислительно-восстановительных реакций с участием органических веществ [1-3].

1. Горение н-бутана.

Схема реакции имеет вид:



окислительный восстановительный реакция уравнение

Составим полное уравнение химической реакции методом баланса.

Среднее значение степени окисления углерода в н-бутане: 10/4 = 2,5.

Степень окисления углерода в оксиде углерода(IV) равна +4.

Составим схему электронного баланса:

С учетом найденных коэффициентов уравнение химической реакции горения н-бутана будет выглядеть следующим образом:

Коэффициенты для этого уравнения можно найти и другим методом, о котором уже упоминалось. Рассчитав степени окисления каждого из атомов углерода, видим, что они различаются:

В этом случае схема электронного баланса будет выглядеть так:

Так как в ходе горения н-бутана в его молекулах разрушаются все химические связи, то в данном случае первый подход вполне оправдан, тем более что схема электронного баланса, составленная вторым способом, несколько сложнее.

2. Реакция окисления этилена раствором перманганата калия в нейтральной среде на холоду (реакция Вагнера).

Расставим коэффициенты в уравнении реакции методом электронного баланса.

Полное уравнение химической реакции будет выглядеть так:

Для определения коэффициентов можно воспользоваться и методом полуреакций. Этилен окисляется в этой реакции до этиленгликоля, а перманганат - ионы восстанавливаются с образованием диоксида марганца.

Схемы соответствующих полуреакций:

Суммарное электронно-ионное уравнение:



3. Реакции окисления глюкозы перманганата калия в кислой среде.

А. Метод электронного баланса.

Первый вариант

Второй вариант

Рассчитаем степени окисления каждого из атомов углерода в молекуле глюкозы:

Схема электронного баланса усложняется по сравнению с предыдущими примерами:



Б. Метод полуреакций в данном случае выглядит следующим образом:

Суммарное ионное уравнение:

Молекулярное уравнение реакции глюкозы перманганатом калия:

В органической химии целесообразно использовать определение окисления как увеличение содержания кислорода или уменьшение содержания водорода [4]. Восстановление в таком случае определяется как уменьшение содержания кислорода или увеличение содержания водорода. При таком определении последовательное окисление органических веществ можно представить следующей схемой:

или

Практика показывает, что подбор коэффициентов в реакциях окисления органических веществ вызывает определенные затруднения, так как приходится иметь дело с весьма непривычными степенями окисления. [4]. Некоторые учащиеся из-за отсутствия опыта продолжают отождествлять степень окисления с валентностью и, вследствие этого, неправильно определяют степень окисления углерода в органических соединениях. Валентность углерода в этих соединениях всегда равна четырем, а степень окисления может принимать различные значения (от -3 до +4, в том числе дробные значения). Непривычным моментом при окислении органических веществ является нулевая степень окисления атома углерода в некоторых сложных соединениях. Если преодолеть психологический барьер, составление таких уравнений не представляет сложности, например:

Степень окисления атома углерода в сахарозе равна нулю. Переписываем схему реакции с указанием степеней окисления атомов, которые их меняют:

Составляем электронные уравнения и находим коэффициенты при окислителе и восстановителе и продуктах их окисления и восстановления:

Подставим полученные коэффициенты в схему реакции:

Оставшиеся коэффициенты подбираем в такой последовательности: KSO, HSO, HO. Окончательное уравнение имеет вид:

Многие вузы включают в билеты для вступительных экзаменов задания по подбору коэффициентов в уравнениях ОВР электронным методом (методом полуреакций). Если в школе и уделяется хоть какое-то внимание этому методу, то, в основном при окислении неорганических веществ. Попробуем применить метод полуреакций для выше приведенного примера окисления сахарозы перманганатом калия в кислой среде.

Первое преимущество этого метода заключается в том, что нет необходимости сразу угадывать и записывать продукты реакции. Они достаточно легко определяются в ходе уравнения. Окислитель в кислой среде наиболее полно проявляет свои окислительные свойства, например, анион MnOпревращается в катион Mn, легко окисляющиеся органические окисляются до CO.

Запишем в молекулярном виде превращения сахарозы:

В левой части не хватает 13 атомов кислорода, чтобы устранить это противоречие, прибавим 13 молекул HO.

Левая часть теперь содержит 48 атомов водорода, они выделяются в виде катионов Н:

Теперь уравняем суммарные заряды справа и слева:

Урок 2. Ее величество окислительно-восстановительная реакция

Тип урока: реконструкция знаний по теме «Окислительно-восстановительные реакции».

Цели. Коррекция знаний по анализу окислительно-восстановительных реакций (процессы, участники, переход электронов); демонстрация практического значения окислительно-восстановительных реакций в природе и технике; развитие сферы умственных действий: наглядно-образных, индукции, рефлексии, абстрагирования, умения работать с информацией; формирование умений работать в сотрудничестве; воспитание мотивов деятельности «я - способен, я - знаю, я - хочу, я - творю».

Форма урока. Творческая мастерская, основные идеи которой: процесс познания гораздо важнее и ценнее, чем само знание, сотрудничество, сотворчество, совместный поиск, творческая деятельность - безоценочная деятельность.

Форма организации пространства в классе.

А - лаборатория «Протон»,

Б - лаборатория «Электрон»,

В-лаборатория «Нейтрон».

Столы 1-6 - для учащихся, испытывающих проблемы в учении, требующих усиленного внимания.

Оборудование и реактивы. Плакаты по теме урока (окисление, восстановление, окислитель, восстановитель, процессы, участники, инструкционные карты для каждого ученика (приложения 1-4), рисунки учащихся о значении окислительно-восстановительных реакций, штативы, пробирки, фломастеры, альбомные листы; CuSO₄ (р-р) и Fe (гвоздь).

Девиз урока: «Жить - это значит узнавать… Жить - это значит творить, трудясь без устали, с неисчерпаемым вдохновением!» (Д.И. Менделеев).

Ход урока

Индукция (наведение) (5 мин).

Учитель. Добрый день! Сегодня мы вновь сотрудники НИИ «Химические отношения». Работают три лаборатории: «Протон», «Электрон», «Нейтрон». Впереди нас ждет очень важная и трудная работа. Проведем небольшую разминку, которая придаст нам силы.

Устройтесь поудобнее на стуле, руки положите на колени ладонями вверх, расслабьтесь и закройте глаза, отключите свое внимание от ситуации и сосредоточьтесь на своем дыхании: «Я дышу и наполняюсь энергией. Я становлюсь сильным и энергичным». Сделали глубокий вдох, задержали дыхание (8 с), выдохнули, открыли глаза. Вы полны сил и энергии, готовы работать на уровне всех своих возможностей, энергично, внимательно и с вдохновением.

К какому типу реакций относится процесс дыхания?

Ученик. Процесс дыхания - это окислительно-восстановительная реакция.

Учитель. Верно. В основном за счет этой реакции мы двигаемся, мыслим, творим, разрушаем, любим и ненавидим - короче, живем. Два важнейших процесса: дыхание и фотосинтез - основа жизни на Земле. Что же будет объектом нашего изучения?

Ученик. Окислительно-восстановительные реакции.

Учитель. Важнейшие процессы на планете связаны с этим типом химических реакций. Окислительно-восстановительные реакции требуют к себе особого уважения. Тема нашего урока: «Ее величество - окислительно-восстановительная реакция».

(На доске транспарант с темой урока и эмблемой фотосинтеза (рисунок учащихся).)

Назовите главного героя окислительно-восстановительной реакции.

Ученик. Главный герой окислительно-восстановительной реакции - электрон.

Учитель. Давайте немного пофантазируем. Мы живем в XXII в., налаживаем межпланетные контакты. В НИИ «Химические отношения» г. Братска пришел факс из Центра межпланетных контактов: «Срочно представить информацию об окислительно-восстановительных реакциях для расширения научных контактов с учеными планеты Марс».

Внимание! Приступаем к выполнению этого задания, но прежде выполним задание 1.

Самоконструкция

Учащиеся индивидуально читают и осмысливают задание 1 (1 мин) (рефлексия).

Социоконструкция

Идет обсуждение задания 1 в парах (1 мин).

Социализация

Идет выполнение задания 1 в группах (по 4 чел.): задание-тест - для слабоуспевающих (2 мин), задание 1 - в лабораториях (3 мин).

Афиширование

Учащиеся, выполняющие задание-тест, отвечают на его вопросы с помощью карточек, где указаны ключевые слова. Другие группы учащихся готовят ответы на задания I и проверяют правильность их выполнения по образцу.

Учитель. Молодцы, у вас все получилось. Сейчас давайте проведем опыт, который демонстрирует способ извлечения меди из раствора ее соли с помощью железа. Помните: при работе с веществами не берите их руками и не пробуйте на вкус, реактивы - не арбуз: слезет кожа с языка и отвалится рука.

Учащиеся (столы 1-6) проводят опыт.

Учитель. Сотрудники лабораторий, отчитайтесь о выполнении задания I.

Очень кратко представители трех лабораторий отчитываются о результатах выполнения задания I.

Учитель. Попробуем представить составные части опорной схемы «Ее величество - окислительно-восстановительная реакция».

В процессе беседы с учащимися на доске выстраивается схема (используются подготовленные транспаранты, рисунки учащихся):

Учитель. Покажите направление движения электрона в окислительно-восстановительной реакции.

Ученик (по желанию) проводит стрелку от восстановителя к окислителю.

Учитель. В чем еще проявляется величие окислительно-восстановительной реакции?

Информацию о значении окислительно-восстановительных реакций сообщают сотрудники каждой лаборатории (приложение 5) (5 мин).

Свои выступления ученики сопровождают рисунками с изображениями природных явлений (извержение вулкана, грозовой разряд) и применений реакции горения. Рисунки учащихся дополняют опорную схему на доске.

Учитель. Приступаем к выполнению главного задания - задания 2 (приложение 1).

Самоконструкция

Учащиеся читают и осмысливают задание 2.

Социоконструкция и социализация

Ученики обсуждают и приступают к выполнению задания 2. Они работают под руководством учителя. Проверяют результат опыта (СuSO₄ + Fe FeSO₄ + Cu), объясняют изменение окраски раствора и появление красных хлопьев на гвозде. Рассматривают уравнение реакции

и делают вывод: прошел окислительно-восстановительный процесс, 0 где Fe - восстановитель, а СuSO₄ - окислитель.

Слабоуспевающие ученики рассматривают образец выполнения задания и по аналогии самостоятельно выполняют его.

Афиширование главного задания (5 мин)

Лаборатория «Протон» представила рисунок, где показала значение окислительно-восстановительных реакций в природе и технике.

Лаборатория «Электрон» представила опорный рисунок о процессе окисления, окислителе на примере химической реакции

изобразив кислород захватчиком электронов.

Лаборатория «Нейтрон» представила опорную схему о процессе восстановления, восстановителе на примере химической реакции

изобразив водород как дарующий свой электрон фтору.

Учащиеся, выполнявшие задание по образцу, представили красочную схему:

Учитель. Уважаемые сотрудники лабораторий, благодарю вас за выполненную работу. Думаю, мы с честью выполнили задание Центра межпланетных контактов. Спасибо за труд и творчество!

Литература

1. О.В. Байдалина. О прикладном аспекте химических знании // Химия в школе, 2005, №5, с. 45-47.

2. Ахметов Н.С. Методика преподавания темы «Закономерности протекания химических реакций» // Химия в школе. 2002, №3, с. 15 - 18.

3. Ахметов Н.С. Учебник для 8 класса общеобразовательных учреждений. М.: Просвещение, 1998 г.

4. Рудзитис Г.Е., Фельдман Р.Г. Учебник для 8 класса средней школы. М.: Просвещение, 1992.

5. Материалы сайта www.1september.ru

6. О.С. Габриелян, Н.П. Воскобойникова, А.В. Ящукова. Настольная книга учителя. Химия. 8 класс. М.: Дрофа, 2003 г.

7. Малинин К.М. Технология серной кислоты и серы. М., Л., 1994.

8. Васильев Б.Г., Отвагина М.И. Технология серной кислоты. М., 1985.

9. Отвагина М.И., Явор В.И., Сретенская Н.С., Шарифов М.Ю. Промышленность минеральных удобрений и серной кислоты. М., НИИТЭХИМ. 1972. Выпуск №4.

10. Резницкий И.Г. Возможности использования нитрозного способа для переработки газов автогенных процессов на серную кислоту / Цветные металлы. 1991. №4.

11. Березина Л.Т., Борисова С.И. Утилизация фосфогипсов - важнейшая экологическая проблема // Химическая промышленность. 1999 г. №12.

12. Громов А.П. Экологические аспекты производства серной кислоты // Экология и промышленность России. 2001, №12.

13. Лидин Р.А. Химия: Руководство к экзаменам / Р.А. Лидин, В.Б. Маргулис. - М.: ООО Издательство «АСТ»: ООО «Издательство Астрель», 2003. с. 64 - 70.

14. Единый государственный экзамен 2002: Контрольные измерительные материалы: Химия / А.А. Каверина, Д.Ю. Добротин, М.Г. Снастина и др.; М.: Просвещение, 2002. - с. 39 - 51.

15. 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

16. Р.П. Суровцева, С.В. Сафронов. Задания для самостоятельной работы по химии. М.: Просвещение, 1993 г.

Размещено на Allbest.ru