Педагогические стратегии изучения раздела "Окислительновосстановительные реакции" в курсе химии обновленного содержания в 10 классе естественноматематического направления средней школы
 Скачать 462.83 Kb.
|
|
ВАЖНЕЙШИЕ ВОССТАНОВИТЕЛИ И ОКИСЛИТЕЛИ Восстановители Окислители Металлы Водород Уголь Окись углерода (II) (CO) Сероводород (H 2 S) Оксид серы (IV) (SO 2 ) Сернистая кислота (H 2 SO 3 ) и ее соли Галогеноводородные кислоты и их соли Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl 2 , FeCl 2 , MnSO 4 , Cr 2 (SO 4 ) 3 Азотистая кислота (HNO 2 ) Аммиак (NH 3 ) Гидразин (NH 2 NH 2 ) Оксид азота(II) (NO) Катодприэлектролизе Галогены Перманганат калия (KMnO 4 ) Манганаткалия (K 2 MnO 4 ) Оксид марганца (IV) (MnO 2 ) Дихромат калия (K 2 Cr 2 O 7 ) Хромат калия (K 2 CrO 4 ) Азотная кислота (HNO 3 ) Серная кислота (H 2 SO 4 ), конц. Оксид меди (II) (CuO) Оксид свинца (IV) (PbO 2 ) Оксид серебра (Ag 2 O) Пероксид водорода (H 2 O 2 ) Хлорид железа (III) (FeCl 3 ) Бертоллетова соль (KClO 3 ) Анод при электролизе Окислители: 1) Типичные неметаллы (F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 , O 2 ) в элементарном (свободном) состоянии. Они характеризуются большой энергией сродства к электрону и большой величиной электроотрицательности. 2) Сложные ионы и молекулы, содержащие атомы металлов или неметаллов в состоянии высшей степени окисления:азотная кислота (HN +5 O 3 ) и нитраты (NO 3 - ), концентрированная серная кислота (H 2 S +6 O 4 ), а также KMn +7 O 4 , K 2 Cr +6 O 4 , K 2 Cr 2 +6 O 7 3) Ионы металлов, находящиеся в высшей степени окисления, например, Fe +3 , Cu +2 , Sn +4 и др. Восстановители: 1) Активные металлы (щелочные и щелочноземельные металлы, цинк, алюминий, железо и т. д.) И некоторые неметаллы, такие как водород, углерод, фосфор, кремний. 2) Неметаллические отрицательно заряженные ионы. К ним относятся анионы гипоксической кислоты и ее солей. (Cl - , Br - , I - , S 2- ). 3) Например, ион металла с самой низкой степенью окисления, Fe +2 , Cu +1 , Sn +2 и др. Методы электронного баланса и электронного ионного баланса используются для построения уравнения ОВР. Оба метода основаны на одном принципе: Общее количество электронов, обеспечиваемых окислительно- восстановительным процессом во время окислительно- 12 восстановительного процесса, равно общему количеству электронов, добавленных окислителем. При построении уравнения окислительно-восстановительной реакции необходимо соблюдать определенную последовательность [12]. Порядок составления ОВР методом электронного баланса: 1) Вычислить степени окисления элементов в уравнении ОВР и определить элементы, которые меняют свою степень окисления. 2) Составить уравнения электронного баланса и уравнять число отданных и принятых электронов. 3) Подставить полученные коэффициенты в уравнение ОВР. 4) Уравнять число атомов всех элементов в правой и левой части уравнения. 5) Правильность расстановки коэффициентов проверить по атомам кислорода. Порядок составления ОВР методом электронно-ионного баланса: 1) Записать схему реакции с указанием исходных и образующихся веществ и определить степень окисления тех элементов, которые ее меняют. 2) Составить ионную схему реакции, записывая сильные электролиты в виде ионов, а неэлектролиты, газообразные вещества и осадки – в виде молекул, причем в это уравнение не включают ионы, которые не изменяются в результате реакции. 3) Составить схемы полуреакций окисления и восстановления с указанием исходных и образующихся ионов или молекул. 4) Уравнять число атомов каждого элемента в левой и правой частях полуреакций; при этом следует помнить, что в водных растворах в реакциях могут участвовать молекулы H 2 O , ионы H + или ОН - 5) Уравнять суммарное число зарядов в обеих частях каждой полуреакции; для этого прибавить или отнять в левой части уравнения необходимое число электронов. 6) Подобрать коэффициенты для полуреакций так, чтобы число электронов, отдаваемых при окислении, было равно числу электронов, принимаемых при восстановлении. 7) Сложить уравнения полуреакций с учетом найденных коэффициентов. 8) Расставить коэффициенты в уравнении реакции. 9) Уравнять число атомов всех элементов в правой и левой части уравнения. 10) Правильность расстановки коэффициентов проверить по атомам кислорода – их должно быть поровну в левой и правой части уравнения. Обсуждая раздел 2 на уровне одного ключевого слова, учащиеся формируют логические операции, а затем изучают на уровне усвоения ключевые термины (специальные), используя знания этой части. При этом ученики должны придерживаться принципов дисциплины и инициативы. Правильное написание уравнения реакции - воплощение закона сохранения массы. Следовательно, одинаковое количество атомов в исходном материале и продукте реакции должно быть одинаковым. 13 Суммарный заряд продуктов реакции точно такой же. Предполагая, что учащиеся знакомы с законом сохранения массы и заряда, учитель выбирает материалы, которые в этом разделе можно считать «общими». Общим для раздела «окислительно – восстановительные процессы» будет овладение методикой составления уравнений, знание методов электронного баланса, метода полуреакций, применение окислительно – восстановительных эквивалентов. Используя этот материал, учителя должны не только выполнять над учеником логические операции и мысленные действия, но и прививать ему способность мыслить и рассуждать. Учителя должны объяснять этот материал с точки зрения того, что окислительно-восстановительный процесс - это два противоположных процесса: сочетание окисления и окислительно- восстановительного процесса. Следующим этапом диалектического познания является формирование химического мышления. Очевидно, что при формировании химического мышления школьники должны руководствоваться принципами активности и самостоятельности. Учителя должны стараться прививать учащимся культуру мышления и дисциплину мысли. Учителя обязаны донести до учеников материалистическое мировоззрение. Следовательно, с увеличением заряда ядра металлические и неметаллические свойства элементов продолжают изменяться, что показывает, что взаимосвязь и взаимодействие между количественными и качественными изменениями на атомном уровне в развитии материи можно ясно увидеть в периодической таблице. Эти изменения представляют собой появление изменений числа атомов (числа протонов и нейтронов в ядре, а также числа электронов в электронной оболочке). Переход от одной стадии к другой сопровождается полным отрицанием неметаллических свойств элементов и повторным появлением строго определенных металлических свойств, что является проявлением закона отрицания. На основе преподаваемых материалов педагог может выделить несколько проблем, которые могут стать предметом проблемной ситуации. Например: почему одни окислительно-восстановительные реакции происходят, а другие нет? Почему один и тот же окислитель реагирует с одним восстановителем, но не реагирует с другим восстановителем? Изменится ли реакция полностью? Что движет этими реакциями? В каких условиях происходит та или иная реакция? Как насчет того или иного направления? Основная задача преподавателя - объяснить ученикам, что с помощью химической термодинамики можно рассчитать условия их движения, то есть сколько полученного вещества превращается в продукт реакции. Очевидно, что позиция школьника на новом этапе развития концепции окислительно-восстановительных реакций должна подняться на новый уровень диалектических знаний, то есть он должен понимать химические процессы в устройствах гальванических элементов, электролиз и коррозию металлов. Затем учитель будет использовать понятия стандартного электродного потенциала и окислительно- 14 восстановительного потенциала металлов, и не составит труда научить школьников определять направление окислительно-восстановительной реакции и «общую» категорию - контроль окислительно- восстановительных реакций. Также, необходимо отметить, что педагог должен рассказать и обсуждать такие темы как ОВР в организме, и их типы, использование, история и т.д. которые говориться ниже. Ведь после этого наблюдается значительное расширение знания. Ведь, ОВР – самые распространенные и играют большую роль в природе и технике.Они основа жизни. Дыхание и метаболизм, распад и ферментация живых организмов связаны с фотосинтезом. Их можно наблюдать при горении топлива, коррозии металла и электролизе. Они составляют основу металлургических процессов и циклов элементов в природе. Результатом потока ОВР является преобразование химической энергии в электрическую в первичных элементах и батареях. ОВР - основа природоохранных мероприятий. 5.Типы окислительно-восстановительных реакций Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции Это реакции, где окислитель и восстановитель – атомы разных элементов, входящих в состав молекул различных соединений, например[5]: C 0 +O 0 2 = C +4 O -2 2 1 C 0 – 4ē = C +4 – окисление (восстановитель) 1 O 0 2 + 4ē = 2O -2 – восстановление (окислитель) C + O 2 =CO 2 Реакции – диспропорционирования Это реакции, где окислитель и восстановитель – один и тот же элемент, входящий в состав одной молекулы, например: K 2 Mn +6 O 4 + H 2 O → KMn +7 O 4 + Mn +4 O 2 +KOH 2 MnO -2 4 – 1ē = MnO - 4 – окисление (восстановитель) 1 MnO -2 4 + 2H 2 O + 2ē = MnO 2 + 4OH - – восстановление (окислитель) 2MnO -2 4 + MnO -2 4 + 2H 2 O = 2 MnO - 4 + MnO 2 +4OH - 3K 2 MnO 4 +2 H 2 O = 2 KMnO 4 + MnO 2 + 4 KOH ОВР внутримолекулярные Это реакции, где окислитель и восстановитель – атомы разных элементов, но входят в состав одной и той же молекулы, например: KN +5 O -2 3 → KN +3 O 2 + O 2 2 N +5 + 2ē = N +3 – восстановление (окислитель) 1 2O -2 – 4ē = O 2 – окисление (восстановление) 2KNO 3 = 2 KNO 2 + O 2 ОВР – компропорционирования Это реакции, где окислитель и восстановитель – атомы одного и того же элемента, входящего в состав молекул различных соединений, например: NaBr +5 O 3 + NaBr - + H 2 SO 4 → Br 0 2 + Na 2 SO 4 + H 2 O 1 2BrO 3 - + 12H + + 10ē = Br 2 0 + 6H 2 O– восстановление 15 5 2Br - – 2ē = Br 2 0 – окисление (восстановитель) 2BrO 3 - + 12H + + 10Br - = 6Br 2 0 + 6H 2 O Сократим коэффициенты на 2, получим: BrO -3 + 6H + +5Br - = 3 Br 2 +3H 2 O NaBrO 3 + 5NaBr + 3H 2 SO 4 = 3Br 2 + 3Na 2 SO 4 + 3H 2 O Порядок изложения материалов воспроизводит логику научного исследования. Понимание школьниками химических процессов поможет им в дальнейшей практической работе. Цель этого семинара - познакомить школьников с работой первичных батарей, процессами коррозии и электролиза. Введение в электрохимические процессы [13]. 6.Гальванические элементы Гальванический элемент – это химический источник электрической энергии, которая вырабатывается за счет протекания окислительно- восстановительного процесса. При этом реакция окисления происходит на отрицательном электроде (аноде), а реакция восстановления – на положительном электроде (катоде). В роли анода выступает металл с более низким значением электродного потенциала[6]. • при погружении металла в раствор, содержащий ионы этого же металла, на поверхности раздела фаз образуется двойной электрический слой и возникает определенный скачок потенциала, который принято называть электродным потенциалом. • электрохимический ряд стандартных электродных потенциалов (ряд напряжений) металлов: Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pt, Au Одна из самых простых первичных батарей - это медно- цинковая батарея или батарея Якоби-Даниэля. Там медные и цинковые пластины соединяются с проводниками (внешними цепями), и каждый металл погружается в соответствующий солевой раствор. Растворы CuSO 4 и ZnSO 4 соединены между собой солевым мостиком – стеклянной трубкой, заполненной раствором КCl (внутренняя цепь). Солевой мостик препятствует смешиванию растворов, проводит электрический ток (см. рисунок 3). 16 Рисунок 3. Схема гальванического элемента Якоби - Даниеля На электроде из цинка (аноде) происходит окисление атомов цинка в ионы (разрушение металла и получение электронов): Zn 0 – 2ē= Zn 2+ Поскольку электродный потенциал цинка (Е° Zn 2+ /Zn = - 0,76 В) меньше, чем меди (Е° Cu 2+ / Cu = 0,34 В), электроны по внешней цепи переходят на медную пластину. На медном электроде (катоде) происходит восстановление ионов меди в атомы, которые осаждаются на электроде: Cu 2+ + 2ē = Cu 0 Одновременно часть ионов SO 4 2- переходит по внутренней цепи из сосуда с CuSO 4 в сосуд с ZnSO 4 Гальванический элемент обычно изображают электрохимической схемой, в которой слева направо записывают: • анод (электрод, имеющий меньший потенциал); • вертикальная линия (граница металла с раствором соли); • ионсоли; • две вертикальные линии (граница между растворами); • иондругойсоли; • вертикальная линия (граница раствора соли с металлом); • катод (электрод, имеющий больший потенциал); • в скобках указывают знаки полюсов. Например, электрохимическая схема медно-цинкового гальванического элемента: А (–) Zn | ZnSО 4 || СuSО 4 | Cu (+) К Подобным образом обозначают любые гальванические элементы. При этом следует помнить, что слева принято указывать электрод с более электроотрицательным потенциалом. Далее указываются процессы, протекающие на электродах: А (–) Zn 0 – 2ē = Zn 2+ окисление К (+) Сu 2+ + 2ē = Сu 0 восстановление Суммарное уравнение процесса: Zn 0 + Сu 2+ =Zn 2+ + Сu 0 или в молекулярной форме: Zn + СuSО 4 = ZnS О 4 + Сu Полная электрохимическая реакция называется генератором тока. Первая батарея Якобиана-Даниэля широко использовалась в качестве 17 источника постоянного тока в прошлом веке. Недостатком этой первичной батареи является то, что она содержит жидкий раствор, который просачивается в окружающую среду. Поэтому в настоящее время эти элементы используются только в лабораториях. Однако для повышения познавательной независимости и творческих способностей школьников в структуру современных методов обучения могут входить самостоятельные работы (лабораторные работы) с современными элементами, рефлексивные задачи, познавательные задачи, эвристические задачи и вопросы. В конце концов, собственно функции этих методов теоретически неразделимы. Это типичный представитель каждого метода обучения. Задача учителя - определить методы, которые можно использовать для исследования, такие как обзор исторических фактов, основных трудов ученых, их жизненной деятельности, оценка природных и социальных явлений исследования, развитие чувства ответственности за задание и аккуратности работы. Таким образом, структура метода обучения зависит от содержания учебного материала, цели и функции обучения, уровня подготовки учащихся, их возраста, личности и подготовки учителя, наличия химических материалов и технической базы. Важнейшим из словесно-наглядных методов обучения - использовать демонстрационные химические эксперименты. Уникальность химии как экспериментальной теоретической науки делает образовательные эксперименты одним из ведущих экспериментов. Химические эксперименты в процессе обучения не только знакомят студентов с самим явлением, но и помогают им понять научные методы химии [14]. Демонстрационный эксперимент как метод обучения выполняет три единые функции: образовательная – учащиеся усваивают знания о природе веществ и сущности протекания химических реакций, простейшие физико - химические методы исследования; развивающая – учащиеся должны научиться универсальным учебным действиям, предметным (специфическим) умениям; воспитывающая – учащиеся должны убедиться в объективности знаний о мире, практика – критерий истинности, химический эксперимент – средство познания окружающей среды. Цель демонстрационного эксперимента: знакомство с химическими веществами, явлениями и методами химической науки. 7. Окислительно-восстановительные реакции в организме Окислительно-восстановительная реакция - это биохимический процесс, в котором электроны или атомы водорода (иногда с соответствующими атомами или группами) переходят от одной молекулы (для окисления) к другой (для окисления). ОВР катализируется ферментами. Энергия, выделяемая во время определенных процессов ОВР, сохраняется в химических связях между молекулами аденозинтрифосфата (АТФ) и другими высокоэнергетическими соединениями. ОВР включает реакции трех карбоновых кислот в кровообращении, реакцию переноса электрона в процессе дыхания, фотосинтез, ферментацию и гликолиз, реакции окисления и синтеза 18 жирных кислот, а также процессы, происходящие в любой живой клетке [3]. Энергия, выделяемая в организме человека во время окислительно- восстановительной реакции, используется для поддержки важного процесса в организме человека, а именно регенерации клеток. Таким образом, окислительно-восстановительные реакции являются незаменимым звеном в сложной цепи анаболических и катаболических процессов, но их роль как основного источника энергии для живых организмов особенно велика. Живя в аэробных условиях (например, в окислительной атмосфере кислорода в воздухе), организмы получают эту энергию в процессе дыхания. В результате питательные вещества, поступающие в клетки и ткани, окисляются до диоксида углерода, воды, аммиака, мочевины и т. д. Отходы, характеризующиеся относительно низкими значениями энергии и высокими значениями энтропии (от греч. трансформация - мера разрушения системы, состоящей из множества элементов)[4]. Кроме того, окислительно-восстановительная реакция в организме устраняет некоторые токсины, образующиеся в процессе обмена веществ. Именно таким путем организм избавляется от вредного влияния промежуточных продуктов биохимического окисления. |