Методическая разработка урока химии в 11 классе в контексте подготовки к ЕГЭ по теме « Гидролиз неорганических веществ - солей».
методическая разработка по химии (11 класс) на тему

МБОУ « Дрезненская средняя общеобразовательная школа №1»

Методическая разработка урока химии в 11 классе в контексте подготовки к ЕГЭ

по теме « Гидролиз неорганических веществ - солей».

Выполнила

учитель химии -

Коцкая Елена Ивановна.

                                                                        2012 год.

Урок по теме: « Гидролиз неорганических веществ – солей».

Цель:

1. продолжить формировать представление о гидролизе, о сущности гидролиза солей;
2. научить составлять уравнения реакций гидролиза солей в молекулярном и ионном виде, определять реакцию  и тип среды раствора электролита на основании состава соли.

Задачи:

Образовательные задачи:

1. повторить понятие о гидролизе, в частности о гидролизе солей;
2. выработать умения по составлению уравнений гидролиза солей в молекулярном и ионном виде;
3. выработать умения по определению реакции и типа среды раствора электролита на основании состава соли.

Развивающие задачи:

1. способствовать формированию и развитию познавательного интереса учащихся к предмету;
2. способствовать развитию речи учащихся;
3. формирование умений анализировать, сопоставлять и обобщать знания по теме;

Воспитательные задачи:

1. воспитание осознанной потребности в знаниях;
2. воспитание активности и самостоятельности при изучении данной темы, умения работать в группе, умения слушать своих одноклассников.

Тип урока – комбинированный ( словесно – наглядно – практический).

Основные понятия: гидролиз, гидролиз по катиону, гидролиз по аниону, молекулярный вид уравнения гидролиза, общий ионный и краткий ионный виды уравнений, реакция среды.

Форма организации учебной деятельности: индивидуальная и групповая.

Оборудование: лабораторное оборудование, вещества, компьютер, мультимедийный проектор, экран.

Методы обучения:

1. Общий метод ( частично – поисковый).
2. Частный метод ( словесно – наглядно – практический).
3. Конкретный метод ( объяснение с элементами беседы).

Структура урока:

Ход урока.

I. Организационный момент.

II. Актуализация знаний. Проверка домашнего задания.            Слайд №2.

Домашнее задание состоит из 9 заданий части А.

Тест проверяем, используя презентацию.

Тест по теме: « Теория электролитической диссоциации».

1. Суммы всех коэффициентов в полном ионном и сокращенном ионном уравнениях реакции между хлоридом меди (II) и нитратом серебра  соответственно равны:

1)  10  ; 3        2)  10  ; 6          3)  12 ; 3            4)  12 ; 6

2.  Суммы всех коэффициентов в полном ионном и сокращенном ионном уравнениях реакции между хлоридом бария и сульфатом натрия  соответственно равны:

1)  11  ; 3         2)  10  ; 6          3)  12 ; 3              4)  12 ; 6

3. Какое уравнение диссоциации гидроксида бария написано правильно:

1)  Ba(OH)2  Ba+ +BaOH-  Ba+2 +OH-

2)  Ba(OH)2  Ba+2 +BaOH-  Ba+2 +2OH-

3)  Ba(OH)2  Ba+2 +2OH-

 4)  Ba(OH)2  Ba+2 +OH

4. Какое уравнение диссоциации хлорида магния написано правильно:

1)  MgCl2  Cl- +MgCl+ Mg+2 +2Cl-

2)  MgCl2  Cl- +MgCl- Mg+2 +2Cl-

3)  MgCl2  2Cl- +Mg+2

4)  MgCl2  Mg-2 +2Cl+

5.Карбонат кальция можно получить реакцией ионного обмена при взаимодействии:

       1) K2CO3   и  Ca(OH)2

       2) CaCl2   и  CO2

       3)   Ca   и   H2CO3       

       4) CaО   и   CO2

6.  Между какими веществами возможна реакция ионного обмена?

1)  H2SO4  и  NaNO3

2)  Al2(SO4)3 и  BaCl2

3)  Na2SO4   и  HCl

4)  KNO3  и  Na2SO4

7. Между какими веществами возможна реакция ионного обмена с выделением газа?

1)  H2SO4  и  Ca3(PO4)2

2)  Al2(SO4)3 и  BaCl2

3)  Na2CO3   и  HCl

4)  HNO3  и  KOH

8.Формула сильного и слабого электролита, соответственно,

1) НNO2 и НNO3
2) НNO3  и Н2SО4
3) НС1 и СН3СООН
4) СН3СООН и Н2SО3

9.К электролитам относятся все вещества ряда:

1) С2Н6; Са(ОН)2; Н2S; ZnSО4
2) ВаС12; СН3ОСН3; NaNО3; Н2SО4
3) КОН; Н3РО4; МgF2; СН3СООNа
4) РbС03; А1Вг3; С12Н22O11; Н25О3

Самопроверка. Консультация по домашнему заданию.

Итого: максимальный балл – 9. Итоги заносим в таблицу для подсчёта баллов.

Ответы:

III. Изучение нового материала.

Вступительное слово учителя. Запись темы урока на доске, учащиеся в тетради. Вместе с учащимися формулируем основную цель урока – продолжить формировать представление о гидролизе, сущности гидролиза неорганических солей.

1. Понятие « гидролиза солей».                                                              Слайд №3

(Объяснение учителя с использованием презентации, воспроизведённой на экране, запись учащихся в тетради).

Гидролиз соли – взаимодействие соли с водой с образованием слабого электролита и изменением реакции среды. Сущность гидролиза сводится к обменному химическому взаимодействию катионов или анионов соли с молекулами воды. В результате образуется слабый электролит.

Гидролизу не подвергаются:                                                                   Слайд №4

 нерастворимые соли и соли, образованные сильным основанием (щёлочи) и сильной кислотой (HCl, HClO4, HNO3, H2SO4 ), среда раствора нейтральная, рН=7.

Гидролизу подвергаются:

1) соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой (HClO, HNO2, H2S, H2SiO3, H2CO3 включая органические кислоты), гидролиз по аниону, среда щелочная, рН>7.

2) соль, образованная слабым основанием (NH3∙H2O, органические амины, нерастворимые гидроксиды металлов) и сильной кислотой, гидролиз по катиону, среда раствора кислая, рН<7.

3) соль, образованная слабым основанием и слабой кислотой, гидролиз по катиону и аниону. Реакция среды определяется сравнением Кд слабых электролитов. Среда определяется большим значением Кд , но близка к нейтральной.

2.Лабораторная работа   «Определение реакции среды растворов солей универсальным индикатором».                                                          Слайд №5.

Работа в группах по 2 человека.

Оборудование :H2O ( дистил.), AlCl3 ( кр.) , Na2CO3( тв.) ,NaCl , универсальная индикаторная лакмусовая бумажка, спиртовки, пробирки, держатели.

Цель работы : приготовить растворы солей и определить реакцию среды  растворов солей.

Учащиеся в группах обсуждают алгоритм действий, выполняют работу и заполняют таблицу. После выполнения проверка на экране.

3. Алгоритм составления гидролиза солей ( объяснение учителя с использованием презентации, запись учащихся в тетради).              Слайд №6

Дана соль AlCl3 – образована слабым основанием и сильной кислотой.  

Далее, используя алгоритм, составляем гидролиз соли Na2CO3, образованной сильным основанием и слабой кислотой.                                      

Один ученик выполняет гидролиз на доске ( под контролем учителя), остальные учащиеся в тетради.

Составляем гидролиз соли СН3 СООNН4, образованной слабым основанием и слабой кислотой ( объяснение учителя с использованием презентации, запись учащихся в тетради).                                                             Слайд №8

В случае гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой, образуются конечные продукты – слабое основание и слабая кислота – малодиссоциирующие вещества. Гидролиз необратимый.

СН3 СООNН4 + НОН = СН3СООН + NН4ОН

 Среда определяется сравнением Кд слабых электролитов, а именно большим значением Кд.

Кд СН3СООН= 1,75 ∙ 10-5              Кд NН4ОН = 6,3 ∙ 10-5             

В данном случае реакция среды будет слабощелочная, т.к Кд NН4ОН несколько больше  Кд СН3СООН.

4.Полному необратимому гидролизу подвергаются некоторые бинарные соединения : карбиды, галогениды, фосфатиды.          

CaC2  + 2H2O   =  Ca(OH)2   +   C2 H2↑                                         Слайд 9, 10,11                           

карбид                                                  ацетилен

кальция

Al4C3 +  12H2O  =  4Al(OH)3 +   3CH4↑

карбид                                                    метан

алюминия

SiCl4 +  3H2O  =  H2SiO4↓  +  4HСl

хлорид                    кремниевая

 кремния (+4)            кислота

Са3P2 + 6H2O   =   3Са(OH)2 +  2PH3↑

фосфид                                                фосфин

кальция

5.Условия усиления и ослабления  гидролиза.                              Слайд №12

Для обратимого гидролиза условия смещения равновесия определяются принципом Ле Шателье.

Разбор примера с помощью презентации                                          Слайд №13

( задание части В теста ЕГЭ).

Как скажется на состоянии химического равновесия в системе?    

Zn2+ + H2O↔  ZnOH+ + H+ – Q
1) добавление H2SO4
2) добавление KOH
3) нагревание раствора
Ответ обоснуйте.

При ответе на этот вопрос надо учитывать, что добавляемые вещества – электролиты. Поставляемые ими ионы могут, как непосредственно влиять на равновесие, так и взаимодействовать с одним из ионов, участвующих в обратимой реакции.

1) добавление H2SO4: H2SO4 =2H+ + SO42– ; 
повышение концентрации ионов водорода приводит, по принципу Ле Шателье, к смещению равновесия в системе влево.

2) добавление KOH: KOH= K+ + OH– ; H+ + OH– =H2O; 
гидроксид-ионы связывают ионы водорода в малодиссоциирующее вещество, воду. Снижение концентрации ионов водорода приводит, по принципу Ле Шателье, к смещению равновесия в системе вправо.

3) нагревание раствора. По принципу Ле Шателье, повышение температуры приводит к смещению равновесия в сторону протекания эндотермической реакции, т.е. – вправо.

6. Значение гидролиза солей природе, народном хозяйстве, повседневной жизни ( Рассказ учителя с использованием презентации).       Слайд №14

IV.Закрепление.

Учащиеся самостоятельно выполняют  4 задания части В теста ЕГЭ на карточках, работают в группах по 2 человека.

Далее проверка с помощью презентации.                                 Слайд № 15

1. Установите соответствие между формулой соли и типом гидролиза.        

2. Установите соответствие между названием соли и способностью ее к гидролизу.

 3. Установите соответствие между названием соли и средой ее водного раствора.

 4. Установите соответствие между формулой соли и молекулярно-ионным уравнением гидролиза.

Правильные ответы :

V.Подведение итогов урока. Рефлексия.                      Слайд № 15

1. Учащиеся по очереди говорят по одному предложению, выбирая начало фразы с рефлексивной таблицы на экране.

1.Тема нашего сегодняшнего урока …

2. Передо мной на уроке стояла цель …

3. Сегодня я узнал …

4. Было интересно …

5. Было сложно…

6.Я понял, что …

7. Теперь я могу …

8. Я научился …

9. Я работал на уроке…

10.Выводы урока таковы …

2. Комментированное выставление оценок.

VI.Домашнее задание.

2. Домашнее задание ( учащиеся получают задание на отдельных листах).

1. Установите соответствие между формулой соли и молекулярно-ионным уравнением гидролиза.

2.Установите соответствие между формулами двух солей и способностью к гидролизу соответственно.

3. Установите соответствие между формулой соли и молекулярно-ионным уравнением гидролиза.

VI. Анализ урока химии в 11-м классе по теме:

« Гидролиз неорганических веществ – солей».

Преподавание химии в 11-м классе, где был проведен анализируемый урок, ведется по программе Габриеляна О.С. «Программа курса химии для 8-11, 2010 г. по учебнику Габриеляна О.С. « Химия.Учебник ( базовый уровень) 11 класс, 2012.

1.        Мне удалось  достичь поставленных целей.        

2.        Сложности в усвоении содержания у учащихся связаны с проблемами в навыках учебного труда, у некоторых учеников с проблемами в фактических знаниях и умениях.

3.        Учитывая специфику класса, я хотела бы разнообразить познавательный материал, используя  различные методы работы на уроке.

Список литературы:

1.Троегубова Н.П. « Поурочные разработки по химии» к УМК О.С. Габриеляна, Г.Г.Лысоевой( М.: Дрофа); Г.Е.Рудзитиса, Ф.Г.Фельдмана ( М.: Просвещение)

11 класс.М.: « ВАКО»,2011.

2.Габриелян О.С., СладковС.А. « Подготовка выпускников средних учебных заведений к сдаче ЕГЭ по химии. Лекции 5-8».М.:Педагогический университет « Первое сентября».

3.Кузьменко Н.Е., Еремин В.В., Попков В.А.» Начала химии».М.: « Экзамен», 2010