Методические подходы к формированию знаний о химических реакциях 
После знакомства
с реакциями обмена учитель вновь предлагает обсудить две реакции. Таковыми
могут быть, например, следующие:
Mg + H2SO4 = MgSO4 + H2 и MgO + H2SO4 = MgSO4 + H2O.
В чем заключаются
сходства и различия данных реакций? Обсуждая вместе с учителем данные модели
процессов, учащиеся должны прийти к следующим выводам [9]:
1.
сходство
проявляется в том, что количество исходных веществ и продуктов реакции
одинаково; одним из продуктов в обоих случаях является соль MgSO4;
2.
различие:
исходными веществами одной из реакции являются сложные вещества, в другой –
простое и сложное;
3.
реакции
относятся к разным типам.
Получив эти
ответы, или наводящими вопросами подведя учащихся к ним, учитель предлагает
рассмотреть еще две реакции:
FeO + H2SO4
= FeSO4 + H2O и FeCl2 + H2SO4 =
FeSO4 + 2HCl.
Опять в ходе
обсуждения учащиеся приходят к следующим выводам:
1.
участвующие
в реакциях вещества относятся к разным классам неорганических соединений (FeO – основной оксид и кислота, FeCl2 – соль и кислота);
2.
при
данных реакциях сложные вещества обмениваются составными частями (атомами или
группами атомов);
3.
реакции
относятся к одному типу.
Реакции между
сложными химическими веществами, в результате которых происходит обмен между
атомами или группами атомов, называются реакциями обмена.
Как о частном
случае реакций обмена учителю необходимо рассказать учащимся о реакциях
нейтрализации [3]. После ознакомления и записи следующих правил, свидетельствующих
о возможности протекания реакции:
1.
в ходе
реакции образуется вода;
2.
выпадает
осадок;
3.
выделяется
газ;
учащиеся излагают
характерные признаки реакций обмена:
CuSO4 + NaOH,
HCl + K2CO3, NaOH + HCl.
Изучение
проводится следующим образом:
1.
запись
уравнений реакции,
2.
работа с
таблицей растворимости,
3.
вывод о
возможности протекания реакции,
4.
экспериментальная
проверка.
Проведя
экспериментальную проверку, учащиеся отмечают отсутствие видимых признаков
последней реакции. Учитель поясняет, что данная реакция является реакцией нейтрализации,
а реакции такого типа необходимо проводить в присутствии индикаторов, по
изменению окраски которых и нужно судить, что реакция прошла.
Таким образом,
учащиеся получают на основе атомно-молекулярного учения первое представление о
классификации реакций. В дальнейшем, сформированное на этом уровне
представление о классификации претерпевает ряд качественных и количественных
изменений и дополнений. Так наблюдается усиление изучения количественной
стороны процессов (изучается закон сохранения массы, закон Авогадро и следствия
из него и др.). В количественном описании химических реакций, в прогностику
возможностей их протекания вносит вклад изучение элементов термохимии: тепловой
эффект, термохимические уравнения. Их познание опирается на первоначальные
энергетические представления.
Обобщая знания об
энергетических зависимостях, раскрывающихся на основе экспериментов, надо
выделить важнейшую из них – взаимосвязь между образованием новых веществ и
энергетическим эффектом реакции, так как энергетические изменения, по мнению
Д.И.Менделеева представляют собой внутреннее содержание химических реакций.
Важно подвести учащихся к выводу, дополняющему прежние: процесс образования
новых веществ связан с энергетическими изменениями. Их важной характеристикой
является тепловой эффект реакции.
Эти знания –
основа классификации по энергетическому признаку, деления реакций на экзо- и
эндотермические реакции.
На основе
электронной теории строения вещества изучается один из наиболее сложных и
информационно емких видов реакций – окислительно-восстановительные. Здесь
важнейшими понятиями будут следующие:
1.
степень
окисления;
2.
процессы
окисления/восстановления;
3.
окислитель
и восстановитель;
4.
собственно
окислительно-восстановительная реакция.
Сформированное
понятие об окислительно-восстановительной реакции необходимо вести в общую
систему знаний о химическом процессе. Необходимость оперирования учащимися
понятием «окислительно-восстановительная реакция» требует формирования у них
умений использовать химический язык. Обобщенным умением учащихся при изучении
окислительно-восстановительных реакций будет умение составлять уравнения
конкретных реакций.
При изучении
различных классов неорганических соединений и систематизации химических
элементов знания об окислительно-восстановительных реакциях дополняются,
углубляются и совершенствуются (происходит ознакомление с конкретными
окислителями и восстановителями). Качественно новым этапом в изучении
окислительно-восстановительных реакций будет теория электролитов, в которой
учитель знакомит учащихся с новым видом окислителей и восстановителей – ионами,
выявляет и раскрывает закономерности протекания таких реакций в водных
растворах. При изучении азота и фосфора знания учащихся пополняются новыми
конкретными примерами окисления и восстановления. Анализируется реакции азотной
кислоты с металлами, совершенствуются навыки составления уравнений. Далее
изучается электролиз, коррозия металлов как разновидность
окислительно-восстановительных процессов.
По окончании
обучения учащихся общая классификация химических реакций должна выглядеть следующим
образом:
Рис 2.
Классификация химических реакций.
2.3 Формирование
знаний о реакциях ионного обмена
Изучение теории
электролитической диссоциации позволяет углубить и расширить знания о реакции,
дифференцировать особенности протекания обменных и окислительно-восстановительных
реакций. Учащиеся приобретают умения составлять ионные и ионно-электронные
уравнения реакций, распознавать реакции обмена электролитов. Особое внимание
уделяется на проблемное изучение этих реакций, механизмов и закономерностей их
протекания. В центре изучения реакций электролитов – обменные реакции.
Реакции ионного
обмена являются еще боле абстрактными по сравнению с привычными молекулярными. Вследствие
этого путь их познания должен быть следующим: краткое ионное уравнение, полное
ионное уравнение – уравнение в молекулярной форме – опыт.
Рассмотрим, например,
методы формирования знаний о реакциях ионного обмена в свете теории о кислотно-
основных взаимодействиях [7].
Большинство
реакций ионного обмена в водных растворах могут быть рассмотрены в свете
представлений о кислотно-основных взаимодействиях.
С позиции
протолитической теории кислоты представляют собой частицы (ионы, молекулы),
способные отдавать протон (доноры протонов), а основания – частицы, способные
присоединять протон (акцепторы протонов). Например, уксусная кислота СН3СООН
в водном растворе отдает протоны основанию, роль которого выполняет молекула
воды. При этом образуются ионы гидрозония Н3О+ и новое
основание СН3СОО -. В такой системе слабой кислоте
соответствует сильное основание СН3СОО-. Они называются
соответственно сопряженными кислотой и основанием. В сопряженной системе
сильной кислоте соответствует слабое основание, и наоборот, слабой кислоте –
сильное основание. В таких системах различные ионы всегда конкурируют между
собой в связывании протона, например в системе:
NO2-
+ HSO4- =HNO2 + SO42-.
Конкурируют ионы NO2- и SO42-. Нитрит ионы сильнее связывают
протоны, так как HNO2 более слабая кислота, чем HSO4-.
Для обучения
школьников умению анализировать ход реакций необходимо применять наиболее
понятные им эмпирические правила:
1.
Реакции
обмена в водных растворах протекают в направлении образования слабого
электролита, нерастворимого или малорастворимого вещества, газообразного продукта.
2.
Сильные
кислоты вытесняют слабые из растворов из растворов солей. Более тяжелые и
менее летучие кислоты вытесняют из растворов солей менее тяжелые и более летучие.
Равновесие в этих случаях смещено в сторону образования боле слабой или более
летучей кислоты.
3.
Сильные
основания вытесняют из растворов солей более слабые основания.
4.
Сильные
электролиты в разбавленных растворах имеют практически одинаковую степень
диссоциации и диссоциируют необратимо. Средние и слабые отличаются степенью
диссоциации и диссоциируют обратимо.
Реакции ионного
обмена в водных средах, по сути, обратимы. Необходимое условие необратимости –
удаление хотя бы одного из продуктов реакции. В случае, когда в состав исходных
веществ и продуктов реакции входят слабые электролиты, реакции обмена всегда
обратимы и можно говорить лишь о смещении равновесия в сторону более слабого
электролита.
Для эффективности
закрепления правил при анализе ионных уравнений можно предложить учащимся
использовать таблицы содержащие ряды кислот, расположенных в порядке убывания
значений констант диссоциации (см. приложение). Сильные кислоты показаны как
электролиты примерно одинаковой силы. Данная таблица применяется вместе с
выполнением соответствующих упражнений.
Можно условно
принять, что равновесие реакций, в которых исходная и образующаяся кислоты
отличаются по константам ионизации хотя бы на один порядок, практически смещено
в сторону более слабого электролита. При решении задач можно также использовать
вытеснительную таблицу кислот (см. приложение), в которой формулы кислот в строке
и столбце расположены в порядке убывания константы диссоциации. Направление
стрелки на пересечении строки и столбца указывает на вытесняемую кислоту или на
смещение равновесия в сторону соответствующей кислоты. Двойные стрелки
указывают на установление равновесия при приблизительно равных концентрациях
кислот. Предлагаемая таблица может быть также частью комплекта справочных
материалов на контрольных работах и экзаменах.
2.4 Формирование
знаний о кинетике химических реакций
Вопросы кинетики
химических процессов и химическое равновесие являются самыми сложными не только
для учеников, но и для учителей. При изучении этого материла достаточно
выгодной и перспективной является методика, основанная на собственной познавательной
активности учащихся [1]. По данной методике учитель не объясняет новый
материал, а организует познавательную деятельность учащихся, которые наблюдают
опты, ведут расчеты, моделируют, находят ответы на вопросы, поставленные
учителем, осмысливают результаты собственной деятельности. Правильно
организованная познавательная деятельность приводит школьников к определенным
выводам, самостоятельному созиданию знаний.
Весь учебный
материал разбит на 6 уроков:
1.
Скорость
химической реакции.
2.
зависимость
скорости химической реакции от внешних факторов.
3.
Влияние
температуры на скорость химической реакции.
4.
Катализ.
5-6. Химическое
равновесие и его смещение.
Итак, рассмотрим
подробнее каждый этап формирования знаний по данной теме.
Урок 1.
Скорость химической реакции
Обсуждение нового
материала начинается с демонстрации следующего эксперимента: взаимодействие
соляной кислоты с магнием и железом. Учащиеся видят, что эти две реакции
протекают по разному: с железом реакция идет гораздо медленнее, чем с магнием.
Таким образом, учитель подводит учащихся к выводу, что химические реакции могут
быть охарактеризованы определенными скоростями.
Прежде чем
учащиеся придут к пониманию скорости химической реакции, необходимо обсудить
общее «понятие скорость». Для этого учащимся задают вопросы:
·
Что собой
представляет механическое движение? (Это длина пути, проделанного физическим
телом за единицу времени).
·
Что
изменяется во времени при прокручивании кинопленки? (Изменяется число
прокрученных кадров).
Каждый раз
учитель подчеркивает, что скорость какого-либо процесса – это изменение
какой-либо величины за единицу времени.
Теперь нужно
найти величину, которая изменяется во времени с течением химической реакции.
Учитель напоминает, что химическая реакция осуществляется при столкновении
частиц. Понятно, что чем чаще происходят эти столкновения, тем скорость реакции
будет выше. Исходя из этого, учащимся предлагается сформулировать определение
скорости химической реакции. Выслушивая предположения, учитель подводит
учеников к более точному определению: скорость химической реакции – это число
столкновений или число элементарных актов реакции в единицу времени. Но число
столкновений подсчитать невозможно, поэтому необходимо найти другую величину,
которая также изменяется во времени при протекании химической реакции. Исходные
вещества превращаются в продукты реакции, а значит, изменяется количество
вещества.
Изменение любой
величины находят как разность между начальным и конечным значениями и
обозначают греческой буквой Δ (дельта). Так как начальное количество исходного
вещества больше конечного, то:
Δ n = n1 – n2.
Чтобы измерить
скорости реакции надо вычислить, как изменяется количество вещества за единицу
времени:
W =
Если реакция
происходит в растворе или газовой среде, то при сравнении скоростей различных
реакций нужно учитывать не просто количество вещества, а количество вещества в
единице объема, то есть молярную концентрацию, которую вычисляют по формуле:
С = и измеряют в моль/л.
Итак, скорость
реакции в растворе – это изменение концентрации вещества в единицу времени:
∆С
= С1 – С2; W =
Снова начинается
обсуждение вопроса об измерении скорости по изменению концентрации продуктов
реакции и выведение формулы скорости для такого случая. При выведении данной
формулы оказывается, что она идентична предыдущей. Затем учащиеся выводят из
формулы единицы измерения скорости химической реакции: [W] =
Учитель делает
общий вывод: скорость реакции – это изменение количества или концентрации
исходных веществ или продуктов реакции в единицу времени.
Далее учитель
обучает учащихся вычислению скорости в опыте: к 10 мл. 0,1М раствора соляной
кислоты добавляют такой же объем 0,1М раствора тиосульфата натрия. Отсчитываем
по метроному или секундомеру время от начала сливания растворов до окончания
реакции (помутнения), скорость получается равной около 7с. Определить скорость
можно по концентрации одного из исходных веществ, причем конечную реакцию
следует считать равной 0. Тогда получим:
W =.
Затем
обсуждается вопрос: сохраняется ли скорость реакции неизменной в течение всего
химического процесса или изменяется? Чтобы учащиеся пришли к правильному выводу,
учитель задает наводящие вопросы:
·
Изменяется
ли количество исходных веществ в ходе реакции?
·
Как
изменяется число столкновений частиц при уменьшении концентрации?
Школьники делают
вывод, что скорость химической реакции со временем уменьшается. Для
подтверждения этого факта учащимся предлагают следующее задание: для реакции,
протекающей в соответствии с уравнением
C4H9OH + HCl = C4H9Cl + HOH
Экспериментально
определена концентрация одного из веществ в разные промежутки времени.
| 
