Долой испорченный телефон!

Первое знакомство с сущностью химической реакции

За два с лишним десятилетия, в течение которых я создаю свой учебник и методику по химии, найдено множество методических подходов, которыми хотелось бы поделиться с учителями. В то же время это трудно сделать. Все уроки в моем курсе составляют единую, неразрывную систему. Система уроков строится на системе самой науки и на принципе самостоятельного созидания знаний учащимися на уроках, как описывалось в предыдущей статье (см. “УГ” N 38 за 1996 г.).

Каждый урок, вырванный из контекста общего учебного процесса, представляет одинокий осколок разбитого целого. И все же я нашла несколько уроков, которые могли бы заинтересовать любого учителя химии.

Не ошибусь, если скажу, что “больным местом” курса химии является расстановка коэффициентов в уравнениях реакций. Предлагаю вниманию учителей методику уроков, на которых школьники впервые знакомятся с сущностью реакции и составлением химических уравнений.

Сущность химических реакций.

Закон сохранения атомов

Прежде чем описывать урок, необходимо разьяснить позицию по поводу истинности и значимости закона сохранения массы веществ в химических реакциях. В методике считается, что этот закон доказывает сущность реакции, заключающуюся в перегруппировке атомов. Это в свою очередь якобы помогает ученикам в расстановке коэффициентов в химических уравнениях. Так ли это?

Чтобы ответить на этот вопрос, нужно представить себя школьником, впервые знакомящимся с расстановкой коэффициентов. Ученик должен понять, что коэффициенты уравнивают число атомов каждого элемента, но ему об этом не говорят, а рассказывают о равенстве масс. Получается как в игре в испорченный телефон: кто-то догадается, но подавляющее большинство догадаться не смогут. В результате многие ученики не справляются с расстановкой коэффициентов либо ставят их внутрь молекулы. Эти ошибки сигнализируют, что сущность действия школьниками не понята, т.е. не понята сущность реакции.

Закон сохранения массы не является непосредственным знанием, чтобы сразу вывести понятие коэффициентов в уравнении реакции. В то же время школьник должен сделать вывод о том, что в ходе химической реакции атомы каждого элемента сохраняются.

Для этого обычно рекомендуют провести опыт: взвешивают два раствора электролита до реакции, сливают их и взвешивают вновь. Но однозначного суждения из опыта вывести нельзя. Во-первых, можно слить две одинаковые жидкости и масса не изменится, хотя реакция не происходила. Иными словами, масса не меняется не только в химических процессах. Во-вторых, в химической реакции на самом деле масса изменяется, хотя и ничтожно, т.е. истинность закона сохранения массы приблизительна. В-третьих, можно предположить, что химическая реакция происходит не только путем перегруппировки атомов, а путем их раздробления, в результате чего возникают новые вещества. При этом сумма масс осколков атомов будет равна сумме масс целых атомов. Итак, цель опыта в доказательстве сохранения массы в ходе химической реакции не достигается. А ученик не может сделать вывод, который от него требуется. Ведь прямой связи закона сохранения массы с расстановкой коэффициентов в уравнении нет.

Чтобы дети поняли сущность реакции, нужны опорные знания и образные (модельные) представления.

Предлагаю принципиально иной путь формирования понимания сущности химических реакций и умения расстановки коэффициентов. Наша цель – доказать на опыте, что в реакциях атомы не исчезают и не возникают вновь, а только связываются в иных комбинациях.

Начнем урок с выдвижения гипотез. Что происходит в веществе в ходе химической реакции? Ребята сразу отвечают, что атомы перегруппировываются. Но нужно их подвести и к другому предположению: атомы разрушаются, а из осколков собираются новые атомы.

Две гипотезы доказываем опытным путем. Проведем цепь взаимосвязанных опытов. Цель эксперимента – доказать сохраняемость атомов. Для этого показываем элемент в виде простого вещества до реакции, затем проводим его через ряд превращений, а в конце получаем в прежнем виде. Это можно проделать на таких превращениях:

Cu -> CuO -> CuSO4 -> Cu(OH)2 -> CuCl2 -> Cu.

1. Чтобы получить значительное количество оксида меди(II), требуется длительное прокаливание меди. Поэтому можно заранее получить на медной проволоке слой оксида или, обьяснив ученикам, что за короткое время его образовалось мало, добавить его из склянки.

2. Серную кислоту (с концентрацией около 45%) нагреваем, затем в нее опускаем почерневшую проволоку. Отметим растворение оксида и едва заметное голубое окрашивание раствора. Чтобы получить более голубой цвет, предложим ребятам добавить еще порошка оксида меди, размешав его стеклянной палочкой. Когда раствор окрасится в голубой цвет, его надо охладить холодной водой или кусочком льда. От тщательности охлаждения зависит успех следующей реакции.

3. В остывший раствор осторожно понемногу добавим концентрированный раствор гидроксида натрия, продолжая охлаждение. Сначала щелочь нейтрализует кислоту, и раствор разогревается. При дальнейшем добавлении щелочи получаем гидроксид меди(II). Если раствор не охлаждать, то образующийся гидроксид натрия разлагается и образуется оксид меди(II). Это тоже можно использовать. Но тогда в таблице нужно делать соответствующие записи.

4. К осадку добавляем разбавленной соляной кислоты. Отмечаем растворение осадка и образование зеленовато-голубого раствора.

5. Опускаем зачищенный железный гвоздь в полученный раствор и через некоторое время демонстрируем образовавшуюся медь. По ходу опытов учитель на доске (чертим до урока), а ученики в тетрадях заполняют заготовленную дома таблицу.

При заполнении таблицы активизируем знания учащихся и заполняем таблицу с их помощью. Необходимо только называть незнакомые вещества и формулы, которые они не смогут написать сами. Иногда ученики думают, что на гвозде образовалась ржавчина. В таком случае нужно гвоздь с налетом меди сравнить с медной пластинкой и сомнения отпадут.

Из опытов следует однозначный вывод. Верной оказывается первая гипотеза: атомы в реакциях не исчезают и не возникают вновь, а только перегруппировываются. Число же атомов не изменяется. Демонстрируем таблицу (рис. 1), на которой показаны структуры веществ, участвовавших в эксперименте.

Материальные модели, изображенные на рисунке, показывают ученикам, как атомы меди переходят от одного вещества к другому.

Как можно видеть, атомы меди, образующие простое вещество, в реакциях связываются с другими атомами в различных сочетаниях и в конце снова образуют простое вещество. Отсюда можно сформулировать закон сохранения атомов: сколько атомов каждого элемента было до реакции, столько же осталось после ее завершения. Знание этого закона делает действия учащихся по подбору коэффициентов осознанными.

Можно сделать еще один вывод: общая масса до реакции и после нее не изменяется. Так мы приходим к закону сохранения массы веществ в реакции.

Этот вывод помогает ученикам обьяснять некоторые явления.

Продемонстрируем опыт: уравновесим весы со свечой на одной чашке. Зажжем свечу, через некоторое время равновесие нарушается, свеча становится более легкой. Ученики легко обьясняют этот опыт тем, что образующиеся газы улетучиваются и масса веществ уменьшается. А как доказать, что в этой реакции масса до и после реакции одинакова? Дети предлагают закрыть свечу стаканом. Если есть возможность (большие технические весы), то и этот опыт нужно продемонстрировать.

Закон сохранения массы является поверхностным знанием о реакциях, а закон сохранения атомов – более глубоким. История открытия закона сохранения материи (как первоначально он был назван, когда материю отождествляли с веществом) показывает логику его познания: он был открыт как вывод, следующий из неуничтожимости атомов. Это еще раз подтверждает правильность выбранного нами хода учебного процесса в познании сущности реакции.

Исходя из атомной теории, древние греки пришли к тому же выводу, что и наши дети. Историки доказывают, что этот закон (под названием закона сохранения материи) был известен с древности. Первая формулировка принадлежит Эпикуру. Этим законом пользовались Пьер Гассенди (средние века), Э.Мариотт, Р.Бойль, жившие задолго до М.В.Ломоносова. Михаил Васильевич, как широко образованный ученый, знал труды предшественников и удачно применял знания для обьяснения различных явлений. Формулировка закона сохранения массы им сделана в письме к Эйлеру задолго до опыта (1748 г.), который, как утверждалось советской наукой, был проведен в доказательство закона. Опыт прокаливания ртути проводился в другое время (1756 г.) и с другой целью – доказать, что тонкая огненная материя, которая привлекалась Р.Бойлем для обьяснения опыта, не существует. Вот к чему было сказано Ломоносовым: “Славного Роберта Бойля мнение ложно”. Экспериментальное же доказательство закона сохранения масс было целенаправленно доказано А.Лавуазье.

Химические уравнения

Проверка домашнего задания всегда не только способ контроля за самостоятельной работой ребят и способ закрепления знаний, но и средство связывания нового знания с опорными знаниями. Поэтому ей придается большое значение.

Что происходит с атомами в ходе химической реакции? Как это доказать?

Упражнение 1. При разложении 36 г воды образовалось 22,4 л кислорода (плотность 1,43 г/л). Каков обьем образовавшегося водорода? Плотность водорода 0,09 г/л. Условия измерения плотностей газов считать нормальными.

Запишем:

до реакции H2O

после реакции H2 и O2

Узнаем массу элемента кислорода. Она равна массе простого вещества кислорода.

m(O) = m(O2) = 1,43г/л.22,4 л = 32 г.

Теперь рассчитаем массу элемента водорода, которая равна массе его простого вещества.

m(H) = m(H2) = 36 г – 32 г = 4 г.

Рассчитаем обьем водорода по плотности

4 г

V(H2) = ——— = 44,4 л.

0,09 г/л

Вы ждали, что ответ будет немного другой – 44,8 л. Но молярный обьем газов только примерно равен 22,4 л/моль. Для водорода он около 22,2 л/моль.

Упражнение 2. При сгорании 1 кг угля образуется 1186 л углекислого газа, плотность которого равна 1,977 г/л при нормальных условиях. Какова масса кислорода, вступившего в реакцию с углем?

Сделаем запись:

до реакции C и O2

после реакции CO2

Рассчитаем массу образовавшегося углекислого газа.

m(CO2) = 1,977 г/л.1186 л = 2344,7 г или примерно 2,35 кг.

Масса элемента кислорода будет равна разности между массой всего вещества и массой элемента углерода.

m(O) = m(CO2) – m(C) = 2,35 кг – 1 кг = =1,35 кг.

Эти задачи хорошо подготавливают учеников к зашифровке химических реакций в виде уравнений.

Мы знаем, как записать состав вещества в виде химической формулы. Можно ли записать с помощью формул ход химической реакции?

Предлагаем ребятам зашифровать процесс реакции предыдущей задачи.

C + O2 -> O2

Данное уравнение простое, не требующее коэффициентов, для нашей цели очень подходит. Мы никогда не опережаем мысль учеников и не подсказываем готовых ответов. Пусть думают сами. Они уже почувствовали вкус к самостоятельному открытию и с удовольствием размышляют. А кто-то, может быть, уже заглянул в учебник наперед. Так что ответ получаем правильный.

Назовем такую запись схемой химической реакции или химическим уравнением. Вещества, вступающие в реакцию, назовем исходными, а образующиеся в результате реакции – продуктами.

Записываем еще один процесс: взаимодействие кислорода и водорода. Повторяем ранее проводившийся опыт: сухую пробирку наполним водородом и поднесем к огню. Нужно обьяснить, что с водородом вступает в реакцию кислород, находящийся в воздухе. После реакции на стенках пробирки образуются капельки воды, демонстрируем это. Запишем этот процесс в виде схемы реакции:

H2 + O2 -> H2O

Чтобы школьники сами пришли к расстановке коэффициентов, займемся лепкой. Раздаем на каждый ученический стол по две вылепленных из пластилина модели молекул водорода и по одной модели молекулы кислорода. Просим ребят из атомов данных моделей слепить модели молекул воды, чтобы лишних атомов не осталось (они могут слепить одну молекулу воды, а остальные атомы проигнорировать). Просим обратить внимание на то, сколько молекул кислорода, водорода и воды участвует в процессе. Теперь в схему реакции внесем число молекул, и она превратится в уравнение.

Лилия КУЗНЕЦОВА, учитель химии Академического колледжа при КГУ

Окончание урока по теме “Химические уравнения” читайте в следующем выпуске “Методической кухни”