Методика преподавания химии

• гранулы медленно
• стружка с высокой скоростью
• порошок бурно

Проблема:

Учитель: все вещества одинаковы по своей  химической природе, одинаковы по массе  и концентрации, реагируют при  одинаковой температуре, однако интенсивность  выделения водорода (а следовательно  и скорость) разная.

Обсуждение:

Учащиеся: Одинаковые по массе гранулы Zn, стружки Zn и пыль Zn, имеют разные занимаемые объемы в пробирке, разную степень измельчения. Там где эта степень измельчения наибольшая – скорость выделения водорода максимальна.

Учитель: эта характеристика – площадь  поверхности соприкосновения реагирующих  веществ. В нашем случае различна площадь поверхности соприкосновения  цинка с раствором Н₂SO₄.

Вывод:

Учащиеся: Скорость химической реакции зависит  от площади соприкосновения реагирующих  веществ: чем больше площадь соприкосновения  реагирующих веществ (степень измельчения), тем больше скорость реакции.

Учитель: такая зависимость наблюдается  не всегда: так для некоторых гетерогенных реакций, например, в системе Твердое  вещество – Газ, при очень высоких  температурах (более 500 ⁰С) сильно измельчённые (до порошка) вещества способны спекаться, тем самым площадь поверхности соприкосновения реагирующих веществ уменьшается.

Занятие №2. Тема: Катализ и катализаторы

Приведённый ниже опыт проводится фронтально при  объяснении нового материала в изучении темы «Скорость химических реакций. Химическое равновесие» у учеников 9-х классов (см. тематическое планирование для 9 класса, Приложение 1). Использовался теоретический материал учебника 9 класса Н. Н. Нурахметова Химия-9 [41], методическое пособие для учителя [40, 42].

Цель  работы: изучить влияние катализатора на скорость химической реакции.

Форма работы: фронтальная (демонстрационный эксперимент).

Реактивы  и оборудование: 3% раствор перекиси водорода, MnO₂ (порошок), детергент; спиртовка, пробирки, пробиркодержатель, спички, лучина, кипящая водяная баня.

Ход работы

Опыт №5. Зависимость  скорости химической реакции от катализатора

Следует повторить понятие реагент в  химической реакции, что бы потом  учащийся смог дифференцировать реагент  и катализатор в конкретной реакции.

В пробирку № 1 прилить 3%-ый раствор перекиси водорода и внести детергент (растворенный стиральный порошок). В пробирку № 2 прилить 3%-ый раствор перекиси водорода внести порошок  оксида марганца (IV) и внести детергент (растворенный стиральный порошок).

Наблюдения: химическая реакция очень бурно  проходит во второй пробирке и сопровождается выделением газа (детергент поднимается), по окончании реакции во второй пробирке масса оксида марганца (IV) не изменилась.

Учитель: Какой это газ? Водород или  кислород? Как доказать выделение  каждого из газов?

Ученики: внесём тлеющую лучину.

Наблюдения: лучина вспыхивает

Ученики: следовательно, это кислород

Уравнение реакции:

2Н₂О₂ → 2Н₂О + О₂↑

Проблема: если условия проведения опытов в  пробирке № 1 и № 2 – концентрация перекиси водорода, температурный режим, природа исходного вещества –  были одинаковые, а внесённый оксид  марганца (IV) не израсходовался в ходе опыта, то почему во второй пробирке так интенсивно выделялся кислород?

Обсуждение:

1) проходит  ли реакция разложения перекиси  водорода в первый пробирке?

Обсудить  с учащимися условия хранения, используемого в быту как бактерицидное  средство, вещества – перекиси водорода. Обратить внимание на то, что особенно на свету она разлагается на воду и кислород, который в момент образования  обладает сильными окислительными свойствами. По этой причине перекись водорода хранят в герметичных тёмных склянках.

Учитель: нам уже известно, что повышение  температуры способствует повышению  скорости реакции. Подогреем пробирку № 1 на водяной бане.

Наблюдения: детергент поднимается по пробирке.

Учащиеся: следовательно, газ выделяется.

2) является  ли добавленный в пробирку 2 оксид  марганца (IV) реагентом в данной  реакции?

Ученики: обращают внимание, что после окончания  реакции во 2 пробирке, остался черный порошок оксида марганца (IV). Следовательно  – это не реагент.

Учитель: Используемое нами вещество – оксида марганца (IV) – это катализатор. Поскольку, катализаторы – это вещества, которые  изменяют скорость химической реакции, но сами в ходе этого не расходуются. Катализаторы бывают положительные (увеличивают  скорость химической реакции) и отрицательные  – ингибиторы (уменьшают скорость химической реакции). катализаторы способны изменять природу реагирующего вещества (его энергию активации).

Вывод по занятиям 1 и 2:

Учитель: Давайте подведем итоги и сделаем  выводы. От чего будет зависеть скорость химической реакции?

Учащиеся:

- от природы  реагирующих веществ;

- от их  концентрации;

- от температуры  реакции;

- от площади  соприкосновения реагирующих веществ;

- от катализатора.

Занятие №3. Тема: Химические свойства металлов

Приведённые ниже опыты проводились при объяснении нового материала и/или при обобщении в изучении темы «Металлы» у учеников 9-х классов (см. тематическое планирование для 9 класса, Приложение 1). Использовался теоретический материал учебника 9 класса Н. Н. Нурахметова Химия-9 [41], методическое пособие для учителя [40].

Цель  работы: изучить особенности взаимодействия разных металлов с водой, с кислотами и с солями.

Форма проведения эксперимента: фронтальная (демонстрационный эксперимент при объяснении нового материала).

Учитель: Назовите основное химическое свойство металлов – простых веществ.

Учащиеся: Металлы являются восстановителями, т. к. их атомы легко отдают электроны, превращаясь при этом в положительно заряженные ионы – катионы.

Учитель: (запись на доске)

М⁰ – n ē → М ⁿ⁺

(восстановитель, окисляется)

Для того чтобы прошла реакция, которая записана на доске, необходимо наличие окислителя. Давайте вспомним, какие вещества могут быть окислителями?

Учащиеся: (при обсуждении выявляется список веществ реагирующих с металлами):

- неметаллы:  О₂, Hal₂, S, H₂ и др.

- Н₂О;

- кислоты;

- соли.

Опыт №1. Взаимодействие активных металлов с водой и демонстрация образцов металлов – простых веществ

Реактивы  и оборудование: Аl (гранулы), Na, фенолфталеин; кристаллизатор.

Ход работы:

Учитель: Проведем опыт. Для опыта возьмём  образцы двух активных металлов (см. Ряд активности металлов): Аl (гранулы) и Na. В кристаллизатор с водой прильем 2-5 капель фенолфталеина и поместим небольшой, очищенный (скальпелем) от перекиси и предварительно подсушенный (сухой фильтровальной бумагой) от керосина кусочек Na, а в пробирку с водой поместим гранулу алюминия.

Наблюдения:

• натрий «бегает» по поверхности воды и быстро реагирует с ней, полностью исчезнув, а вода окрашивается в розовато-малиновый цвет;
• в пробирке с алюминием признаков реакции не наблюдаем.

Уравнения реакций:

2 Na + 2 H₂O → 2 NaOH + H₂ ↑

Алюминий, будучи достаточно активным металлом, также должен вступать в реакцию  с водой по уравнению: 2Аl + 6Н₂О → 2Аl(OH)₃ + 3H₂ ↑, однако признаков реакции мы не наблюдаем.

Проблема: алюминий – активный металл при  н.у. не показывает признаков реакции  взаимодействия с водой?

Обсуждение:

Учитель демонстрирует учащимся образцы  некоторых щелочных, щелочноземельных и амфотерных металлов. Учащиеся наблюдают, что одни металлы хранятся при  обычных условиях (Аl, Zn, Fe), другие в стеклянной банке под слоем керосина (Na, Ca, К).

Учащиеся: Исходя из их химических свойств, одни металлы более активны, а другие – менее. Щелочные и щелочноземельные металлы самые активные и легко  взаимодействуют с кислородом воздуха, поэтому хранят под слоем керосина. А другие менее активные они взаимодействуют  с кислородом только при нагревании, поэтому могут храниться при  обычных условиях.

Учитель: почему сегодня алюминиевая посуда рекомендуется только для хранения холодных продуктов, а использование  её для нагревания нежелательно.

Учащиеся: при нагревании происходит химический процесс: 2Аl + 6Н₂О → 2Аl(OH)₃ + 3H₂ ↑, ионы алюминия переходят в раствор, и их присутствие нежелательно для пищевых блюд.

Учитель: таким образом, алюминий при н.у. защищён оксидной плёнкой Al₂O_3. Именно эта оксидная плёнка предохраняет алюминий от активного взаимодействия с водой при н.у., если же она будет удалена, то алюминий будет энергично реагировать с водой.

Опыт №2. Взаимодействие металлов с кислотами

Реактивы  и оборудование: Аl (гранулы), , Zn (гранулы), 40%-ый раствор НCl,; пробирки.

Ход работы:

В две  пронумерованные пробирки нальем 3 мл 40%-го раствора НCl, 2-3 капли фенолфталеина и поместим в каждую гранулы Zn и алюминия, соответственно. В маленький кристаллизатор нальём небольшое количество (примерно 2 см в высоту) 40%-го раствора НCl .

Наблюдения:

- в пробирке  с цинком: реакция сразу идёт  бурно, с выделением газа, изменения  окраски фенолфталеина не происходит

2HCl + Zn → ZnCl₂ + H₂↑

- в пробирке  с алюминием: сначала не наблюдаем  признаков реакции, а затем  реакция идёт бурно, с выделением  газа выделением газа, изменения  окраски фенолфталеина не происходит

6HCl + 2Al → 2AlCl₃ + 3H₂↑

Проблема: все взятые металлы активны, однако они по-разному реагируют с  водой?

В частности, алюминий и цинк? Оба металла находятся  в раду активности рядом, значения их стандартных электродных потенциалов  очень близки по значению Е⁰(Аl) = – 1,66, Е⁰(Zn) = – 0,76.

Обсуждение:

Учащиеся: пользуясь результатами опыта № 1, делают вывод, что отсроченное  во времени выделение пузырьков  газа на поверхности алюминия связано  с присутствием на его поверхности  более прочной оксидной плёнки.

Учитель: следовательно, прочность оксидной плёнки позволяет защищать алюминий не только при его взаимодействии с водой, но и при взаимодействие с сильными кислотами. Можно привести в пример опыт с нагреванием алюминиевой  проволоки в пламени газовой  горелки (алюминий плавится внутри капсулы, стенки которой образованы Al₂O₃ и предупреждают стекание алюминия).

Вывод по опыту: согласно ряду напряжения металлов, металлы, стоящие до водорода будут вытеснять его из раствора кислот (исключение: щелочные и щелочно-земельные металлы: они реагируют с водой, растворяющей кислоты).

Опыт №4. Взаимодействие металлов с растворами солей

Реактивы  и оборудование: Zn (гранулы), Fe (железный гвоздь), Сu (восстановленная), 40%-ый раствор сульфата железа (II), 5 %-ый раствор СuSO₄, 40%-ый раствор сульфата (хлорида) железа (III), 10 % раствор сульфата (хлорида) цинка, раствор хлорида (сульфата) железа (Ш), пробирка с налетом серебра; пробирки.

Ход опыта:

В пробирку № 1 прильём раствор медного купороса (раствор СuSO₄·5Н₂О) объёмом 5 мл и добавим кусочек железа (железный гвоздь).

В пробирку № 2 прильём раствор сульфата железа (II) и добавим восстановленную медь.

В пробирку № 3 прильём раствор медного купороса (раствор СuSO₄·5Н₂О) объёмом 5 мл и добавим гранулу цинка.

В пробирку № 4 прильём раствор сульфата (хлорида) цинка объёмом 5 мл и добавим восстановленную  медь.

В пробирку № 5 прильём раствор сульфата (хлорида) железа (III) и добавим порошок восстановленной меди.

Наблюдения (запись уравнений реакций на доске):

В пробирке № 1: СuSO₄ + Fe → Сu + FeSO₄: красно-рыжий налет на кусочке Fe.

В пробирке № 2: FeSO₄ + Cu: ничего не происходит.

В пробирке № 3: СuSO₄ + Zn → Сu + ZnSO₄: красно-рыжий налет на кусочке Zn.

В пробирке № 4: ZnSO₄ + Cu: ничего не происходит.

В пробирке № 5: Fe₂(SO₄)₃ + Cu: медь растворяется, появляется зеленовато-голубоватое окрашивание раствора.

Учитель: известно, что металлы реагируют  с растворами солей с выделением металла, входящего в состав соли и соли металла, используемого в  ходе работы, по схеме: Ме + Ме^*А → Ме^* + МеА.

Проблема: Все предложенные опыты – это  опыты с использованием металла  и соли другого металла, однако не все результаты опытов вписываются  в схему Ме + Ме^*А → Ме^* + МеА. Почему?