Методы обучения химии. Их клас-ция. Развив. ф-ции.

Методы обуч-я – это совместная деят-сть учителя и уч-ся, направленная на эффективное усвоение знаний по предмету. Методы зависят от содержания обуч-я и методологии.

Клас-ция по источникам знаний: 1) словесные (главный источник познания – устно-письм. речь; Метод приёмы (частные)- словесное изложение, объяснение, рассказ, лекция, работа с книгой); 2) наглядные (гл. источник поз-ния – предметы, явления и процессы, их изображение; Частные методы – демонстрация учителем раздат. мат-ла, опытов, экскурсии, диафильмов, таблиц); 3) практические (гл. источник поз-ния – практич. д-сть уч-ся; частные методы – эксперимент и практич. занятия в кабинете, изготвл. приборов, занятия на пришкольном уч-ке). Самым развив. частным методом будет дискуссия с использованием практич. д-сти ученика. Класс-ция методов по хар-ру позноват. д-сти уч-ся: 1)объяснит.-иллюстративный. Частные- беседа, чтение мат-ла; 2) репродуктивные (предполагают усвоение, запоминание и воспроизв. по опред. плану); 3) проблемное изложение уч- мат-ла ( учитель выделяет проблему, а уч-ся нет знаний решить эту проблему); 4) частично-поисковый (когда учитель подводит уч-ся к осознанию проблему и исп-ет их знания для её решения); 5) исследовательские (уч-ся самост. и с помощью учителя выделяют проблему, намечают пути её решения, исп-ют разные источники для её решения). В 80-е года особое внимание привлекла проблема орг-ции развив. обучения. В химии можно обучать уч-ся след. приемам: анализа, синтеза, абстрагирования, сравнения, системат-ции, обощения, клас-ции. Обучение этим приемам следует вести по плану: показ образца действия, самост. исп-е приема под наблюд. учителя, исп-е приемов самост. д-сти, применение умения на практике. Задания по химии должны отличатся по глубине и широте самост. д-сти.

Ионная связь.

Если хим. св. образуется между атомами, кот. им. очень большую разность электроотрицательностей (∆ЭО > 1,7) , то общая электрон. пара полностью переходит к атому с большей ЭО. Результатом этого является образование частиц, им. электрические заряды. Эти частицы называются ионами.

Между образовавшимися ионами возникает электростатическое притяжение, кот. наз. ионной связью. Способность к образованию + и – ионов оценивается энергией ионизации и эн. сродства к электрону.

Легче всего образуются катионы (+) – элем. с малой эн. ионизации, т.е. это элем (S) – щел. и щел.-зем. металлы. А простые ионы легче образ. р-элем. 7 группы в следствии их высокого сродства к электрону.

Основные свойства ионной св.

Силовые поля распростр. равномерно во всех направлениях в пространстве. Каждый ион может притягивать ионы противоположного знака в любом направлении. Т.е. ионная связь ненаправлена.

Взаимодействие двух противоположно заряженных ионов друг с другом не может привести к полной взаимной компенсации их силовых полей. У них сохраняется способность притягивать ионы противоположного знака и по другим направлениям – ненасыщаемость ионной связи.

В кристаллической решетке ионных соединений вокруг каждого иона располагается определенное число ионов с противоположным знаком. Например, в кристалл. решетке NaCl каждый ион Na⁺ окружен 6 хлорид-ионами, а каждый Cl^- окружен 6 ионами натрия.

Свойства соед. с ион. св. (t⁰ кип. и плав., растворимость, сила электролита) зависят от степени ионности св., кот. нах. в обратной зависимости от: поляризующей способности катиона (способность его деформировать окружающие анионы) или поляризуемости аниона (способности аниона к деформации, иначе к дополнит. поляризации). – это все зависит от заряда и размера иона. Чем больше заряд катиона и меньше его размер, тем больше его пол. способность катиона. Чем больше заряд аниона и больше его размер, тем больше его поляризуемость. Чем выше ионность связи, тем вещество легче диссоциирует на ионы, тем больше его растворимость, тем выше его t⁰ кип. и плав.

r кат.(r.к.), пол способность (с.п.), ионность связи (и.с.), сила электролита (с.э.), растворимость (р), t⁰ кип. и плав. (t⁰), r аниана (r.а.), поляризуемость (п).

r.к с.п. и.с. с.э. р. t⁰

LiOH ↓ ↑ ↓ ↑ ↓ ↓

NaOH ↓ ↑ ↓ ↑ ↓ ↓

KOH ↓ ↑ ↓ ↑ ↓ ↓

r.а п и.с. с.э. р. t⁰.

AlF ↓ ↓ ↑ ↑ ↑ ↑

AgCl ↓ ↓ ↑ ↑ ↑ ↑

AgBr ↓ ↓ ↑ ↑ ↑ ↑

AgJ ↓ ↓ ↑ ↑ ↑ ↑

Фенолы

Фенолы — это производные ароматических углеводородов, содержащие одну или несколько гидроксильных групп у атомов углерода бензольного кольца.

Классификация: Одноатомные, Двуатомные, Трехатомные.

Номенклатура и изомерия

Возможны два типа изомерии: изомерия положения за­местителей в бензольном кольце и изомерия боковой цепи (строения алкильного радикала и числа радикалов).

Многие фенолы имеют тривиальные названия.

С₆H₅OH – фенол

Электронное строение

Фенолы представляют собой полярные соединения (ди­поли). Бензольное кольцо является отрицательным концом диполя, группа — ОН — положительным. Дипольный мо­мент направлен в сторону бензольного кольца.

Фенол является слабой кислотой. В этом состоит главное отличие фенолов от спиртов, которые являются неэлектролитами.

Физические свойства

Большинство одноатомных фенолов при нормальных ус­ловиях представляют собой бесцветные кристаллические ве­щества с невысокой температурой плавления и характерным запахом. Фенолы малорастворимы в воде, хорошо растворя­ются в органических растворителях, токсичны, при хране­нии на воздухе постепенно темнеют в результате окисления.

Фенол С₆Н₅ОН (карболовая кислота) — бесцветное кри­сталлическое вещество, 1°_тят = 43°С, /°_кип = 182°С, на воз­духе окисляется и становится розовым, при обычной температуре ограниченно растворим в воде, выше 66°С смеши­вается с водой в любых соотношениях. Фенол — токсичное вещество, вызывает ожоги кожи, является антисептиком.

Химические свойства

Химические свойства фенолов обусловлены наличием в их молекулах функциональной группы — ОН и бензольно­го кольца.

I. Реакции с участием гидроксильной группы

Кислотные свойства

1) Диссоциация в водных растворах с образованием фенолят-ионов и ионов водорода

2) Взаимодействие со щелочами с образованием фено­лятов (отличие от спиртов):

C₆H₆OH + NaOH = C₆H₆ONa + H₂O фенолят натрия

3) Взаимодействие с активными металлами с образова­нием фенолятов

2C₆H₆OH + 2K = 2C₆H₆OK + H₂

Образующиеся в результате реакций 2) и 3) феноляты легко разлагаются при действии кислот. C6H6ONa + H2CO3 = C6H6OH + NaHCO3

Феноляты используются в качестве исходных веществ для получения простых и сложных эфиров фенола: C₆H₆ONa + CH₃CH₂Br = C₆H₆-OCH₂CH₃ + NaBr

II. Реакции с участием бензольного кольца

1. Реакции замещения

Реакции замещения в бензольном кольце фенолов про­текают легче, чем у бензола, и в более мягких условиях.

1) Галогенирование. 2C₆H₆OH + 2Cl₂ = C₆H₅OHCl + C₆H₅OHCl (к разным атомам)

2) Нитрование. C₆H₆OH + 3HONO₂ =H₂SO₄ конц= С₆H₃OH-(NO₂)₃ 2,4,6-тринитрофенол

3) Сульфирование (c H₂SO₄). Соотношение о- и n-изомеров определяется температурой реакции: при комнатной температуре в основном образуется о-фенолсульфокислота, при t°= 100°С — пара-изомер.

2. Реакции присоединения. C₆H₆OH + 3H₂ = Ni, 150C, P= C₆H₁₂OH циклогексанол

III. Качественные реакции на фенолы

В водных растворах одноатомные фенолы взаимодей­ствуют с хлоридом железа (III) FeCl₃ с образованием комплексных фенолятов, которые имеют фиолетовую окраску; окраска исчезает после прибавления сильной кислоты.

Способы получения

1. Из каменноугольной смолы.

Каменноугольную смолу, содержащую в качестве одно­го из компонентов фенол, обрабатывают вначале раствором щелочи (образуются феноляты), а затем — кислотой:

С₆Н₅ОН + NaOH = C₆H₅ONa + Н₂О Фенолят натрия (промежуточный продукт)

C₆H₅ONa + H₂SO₄ = C6H₅OH + NaHSO₄

2. Сплавление солей аренсульфокислот со щелочью:

C6H6SO3Na + NAOH =300C= C6H6OH + Na2SO3

3. Взаимодействие галогенпроизводных ароматических УВ со щелочами:

C₆H₅Cl + NaOH =300C, P, Cu= C₆H₅OH + NaCl

C₆H₅Cl + HOH пар =450-500C, Al₂O₃= C₆H₅OH + NaCl

4. Кумольный способ. В качестве исходного сырья используют бензол и про­пилен, из которых получают изопропилбензол (кумол), под­вергающийся дальнейшим превращениям.