Главная страница «Первого сентября»Главная страница журнала «Химия»Содержание №16/2000

Молекула

Ранее в статье «Атом» [1] речь шла о необходимости изучения химии в периодически повторяющейся последовательности по вертикали: атом ® молекула ® макросистема (твердое, жидкое и газообразное состояния вещества) и по горизонтали: система (модели) ® взаимодействия ® свойства ® законы. На примере атома было показано, как это делать. В данной статье речь пойдет о молекуле. Попытаемся проиллюстрировать на молекулярном уровне организации вещества принципы системного подхода для описания моделей молекул, взаимодействий, характерных для молекул, свойств и законов, которым подчиняются движения и взаимодействия молекул в той последовательности, которая предлагалась для атома.

Модели. Модель – это объект-заменитель объекта-оригинала, отображающий некоторые свойства оригинала. Добавим, что модель имеет несомненные преимущества перед оригиналом своей доступностью, обозримостью, легкостью в обращении. Молекула – это динамическая система, состоящая из двух или большего числа ядер, в поле которых движутся электроны. Ученикам 8-го класса можно предложить такое определение (модель): молекула – это система, состоящая из двух или большего числа ядер и электронов, движущихся вокруг ядер.

Молекула – динамическая система. Для подтверждения этого достаточно обратиться к строению атома и вспомнить теорему Ирншоу [см. 1]. Молекула потому и устойчива, что притягивающиеся и отталкивающиеся заряженные части молекулы находятся в непрерывном и бесконечном движении.

В научной и учебной литературе часто встречается такая фраза: «молекула состоит из атомов». Ее не следует понимать буквально. Однако школьнику, начинающему изучать химию в восьмом классе, следует подсказать, что атомы, соединяясь друг с другом, теряют свою индивидуальность в молекуле. И слово «состоит» здесь содержит глубокий смысл.

На рис. 1 представлены модели молекул водорода, фтора и фтороводорода. Сопоставление моделей чрезвычайно полезно учащимся в преддверии обсуждения химических превращений и составления уравнений химических реакций. Скажем, химические формулы Н2, F2, НF и LiF ничего не говорят о различиях в их структуре. Это – эмпирические формулы (брутто-формулы). Они предназначены для того, чтобы указать, какие атомы и в каком соотношении входят в состав химического соединения. И если Н2, F2 и НF – молекулы с неполярной и полярной ковалентными связями, то LiF (рис. 2) представляет собой ионную пару в кристалле и расплаве и ковалентную молекулу в газе.

Множественность описания cостояний молекул, например молекул Н2, F2 и НF, различными моделями – непременное условие их характеристики. В зависимости от целей, которые ставятся при описании состояний молекул, используются различные модели. Например, перекрывание электронных орбиталей (см. рис. 1, модели 1) позволяет показать, что ядра атомов удерживаются на некотором расстоянии друг от друга, благодаря «концентрированию» отрицательно заряженного электронного облака между ядрами. Именно это обстоятельство обеспечивает устойчивость молекул. Модели 1 (см. рис. 1) довольно громоздкие. Этого неудобства можно избежать, используя модели 2 (см. рис. 1). Они наглядно демонстрируют участие пары электронов в образовании химической связи. Модели 3 (см. рис. 1) удобны тем, что в них ковалентная связь между конкретными атомами изображается обычной чертой. Наконец, модели 4 (см. рис. 1) – общепринятые и чаще всего используемые химические формулы соединений. Модели, отражающие состояние ионной пары LiF (см. рис. 2), выполняют ту же функцию.

Различие между ионной и ковалентной связями ученики легко понимают. В ионной паре нет перекрывания электронных орбиталей (на самом деле, как показывает метод молекулярных орбиталей, любая ионная связь содержит определенный вклад ковалентной связи). Ионы удерживаются относительно друг друга за счет электростатического притяжения. В молекуле химическая связь обусловлена перекрыванием атомных орбиталей и соответственно образованием общей электронной пары. Позже, когда будет рассматриваться макроуровень организации вещества, легко показать, что в ионных кристаллах не существует «насыщаемости» ионных связей.

Простейшие модели молекул позволяют решить важную в педагогическом отношении задачу – сформировать у учеников представление о молекулах как целостных системах.

Взаимодействие. Взаимодействие – воздействие тел или частиц друг на друга. Взаимодействия в молекуле сводятся к притяжению ядро-электрон и отталкиванию ядро-ядро и электрон-электрон.

Рассмотрим электростатическое притяжение-отталкивание двух сближающихся атомов водорода (рис. 3). В состоянии 1 взаимодействия между атомами обозначены стрелками, направленными навстречу друг к другу (® ¬) – притяжение, а также друг от друга (¬ ®) – отталкивание. Взаимодействие между ядром и электроном внутри индивидуального атома не обозначено и не учитывается. Знак заряда на орбитали указывает не положение электрона, а смещение плотности электронного облака к тому или иному «краю» орбитали. Например, состояние 2 (см. рис. 3) показывает, что наибольшая электронная плотность справа от ядра в обоих атомах; через мгновение (см. рис. 3, состояние 3) – слева от ядра в том и другом атомах.

Согласованное изменение электронной плотности приводит к тому, что на расстояниях, соответствующих существованию индивидуальных атомов, силы электростатического притяжения (Fпр) больше сил электростатического отталкивания (Fот).

По мере сближения атомов происходит перекрывание электронных орбиталей. Ядра атомов еще больше сближаются в силу того обстоятельства, что между ядрами возникает постоянное отрицательно заряженное электронное облако высокой плотности (см. рис. 3, состояние 4). Точнее, электронное облако охватывает теперь оба ядра, но наибольшая плотность электронного облака сосредоточена между ядрами. Сближение ядер будет происходить до тех пор, пока силы электростатического притяжения не уравновесятся силами электростатического отталкивания (см. рис. 3, состояние 5).

Из двух систем – атомов – образовалась одна система – молекула. В молекуле силы электростатического притяжения и отталкивания становятся равными в условиях, когда перекрывание орбиталей приведет к сближению ядер на расстояние, соответствующее длине химической связи. При растяжении (см. рис. 3, состояние 4) или сжатии (см. рис. 3, состояние 6) химической связи возникает неравенство сил притяжения и отталкивания, и молекула становится неустойчивой. Индивидуальность атомов в молекуле исчезла.

Новое образование находится в устойчивом состоянии и изменить его может лишь внешнее воздействие, например соударение с какой-либо микрочастицей.

Сжатие и растяжение химической связи (изменение расстояния между ядрами) произойдет только при внешнем воздействии, благодаря которому будут преодолены силы отталкивания или притяжения, позволяющие переместить заряды на некоторое расстояние (большее или меньшее средней длины химической связи). При этом совершается работа, связанная с увеличением или уменьшением перекрывания атомных орбиталей. Молекула переходит в возбужденное состояние. Двухатомная возбужденная молекула напоминает колеблющиеся на пружинке (химическая связь) шарики (ядра атомов). Шарики то сближаются, то удаляются и будут находиться в таком состоянии до тех пор, пока не представится случай обменяться энергией с окружающей средой.

Рассмотрим взаимодействие между двумя атомами при образовании ионной пары LiF как фрагмента кристаллической решетки (рис. 4). В ходе сближения атомов лития и фтора атом лития не способен удержать единственный электрон, расположенный на 2s-орбитали. Предложите ученикам сравнить размеры атомов лития и фтора и напомните им, что заряд ядра атома лития +3, а фтора +9. Ответ на вопрос, почему атом лития отдает электрон при сближении с атомом фтора, должен быть таким: потому, что силы электростатического притяжения электронов ядром атома фтора больше, чем у лития. К тому же у фтора есть свободное место для размещения электрона на 2p-орбитали. Электрон с 2s-орбитали лития переходит на 2p-орбиталь атома фтора.

При переходе электрона изменяются размеры образовавшихся ионов: ион лития примерно в два раза меньше атома лития (он потерял электрон с 2s-орбитали); ион фтора увеличился в размерах примерно в два раза по сравнению с атомом фтора, т. к. приобрел дополнительно один электрон (из-за возросшего электростатического отталкивания p-электронов орбитали «раздвинулись», увеличились в размерах). Электростатическое притяжение ионов (см. рис. 4, состояние 2), когда Fпр > Fот, сближает их на расстояние, где силы притяжения становятся равными силам отталкивания Fпр = Fот (см. рис. 4, состояние 3). Если ионы продолжают сближение (см. рис. 4, состояние 4), то возрастают силы электростатического притяжения и отталкивания так, что последние становятся больше сил притяжения Fпр < Fот . В этом случае ионы стремятся перейти в устойчивое состояние (см. рис. 4, состояние 3).

Электростатическое взаимодействие позволяет понять механизм химических превращений. В молекулах происходит разрыв или образование химических связей. Химические связи рвутся или образуются по-разному. Характер разрыва и образования связей зависит от взаимодействующих молекул или атомов и природы химической связи.

Ковалентная неполярная химическая связь – это вид взаимодействия, обусловленный совместным использованием пары электронов обоими атомами в равной степени. Такая связь существует в молекулах водорода и фтора (см. рис. 1, а, б).

Ковалентная полярная химическая связь – это вид взаимодействия, обусловленный совместным использованием пары электронов обоими атомами в равной степени. В молекуле фтороводорода электронная пара смещена к атому фтора (см. рис. 1, в).

Объединение двух противоположно заряженных ионов представляет собой ионную пару. Химическая связь, обусловленная электростатическим притяжением противоположно заряженных ионов, называется ионной связью. Такая связь представлена в ионной паре LiF (см. рис. 2).

Знание структуры атомных орбиталей, приведенное в разделе, посвященном атомному уровню организации вещества [см. 1], позволяет ученикам самостоятельно строить графические модели простейших двух- и трехатомных молекул.

Следует обратить их внимание на следующие условия образования химической связи:

1) в образовании химической связи участвуют электроны, расположенные на орбиталях внешнего (высшего) энергетического уровня;
2) химическая связь образуется при участии пары электронов с противоположными спинами;
3) при наличии вакантных орбиталей возможно увеличение числа неспаренных электронов в атоме, способных принимать участие в образовании химических связей (атомы углерода, серы и др.).

Школьники подготовлены к тому, чтобы понять причины образования атомом определенного числа ковалентных химических связей. Например, известна химическая брутто-формула молекулы Н2S, содержащей две ковалентные связи. Предлагается построить графическую модель молекулы, опираясь на уже известную схему построения моделей, представленную на рис. 3, и учитывая указанные выше условия.

Ученики должны выполнить последовательность операций, представленных на рис. 5, которая дает правильное решение в рамках известной им процедуры. Какие выводы вытекают при анализе полученной графической модели молекулы Н2S? Во-первых, при построении модели используются неспаренные электроны атомов водорода и серы для образования химической связи. Во-вторых, по числу неспаренных электронов можно заключить, что атом серы способен участвовать в образовании двух химических связей. В-третьих, химические связи расположены под углом 90°.

На вопрос, какой электронной и структурной формулами можно представить молекулу Н2О, ученики смогут ответить: молекула Н2О имеет структуру, аналогичную структуре Н2S. Ответ не противоречит тем приемам построения моделей, которые они освоили.

Полезно сообщить школьникам, что модели совершенствуются в соответствии с экспериментальными данными. А эксперимент показывает, что угол между химическими связями в молекуле Н2О составляет 104,5° и причины этого будут рассмотрены в 9-м классе (понятие о гибридизации).

Понимание всегда обеспечивает запоминание, запоминание не всегда означает понимание. Поэтому неплохо было бы убедиться в силе «синтетического мышления» учеников. Предложите им построить электронные и структурные формулы по брутто-формулам таких изолированных молекул, как О2, N2, NН3, HNO3, CО, СО2, СН4, НСl, SО2, SО3, Н2SO3, Н2SO4. (На самом деле предлагается построить электронные и графические формулы молекул по брутто-формулам. То, что выше называется структурной формулой, на самом деле представляет собой не структурную, а графическую формулу, т. к. в формуле не указывается взаимное расположение химических связей в трехмерной системе координат.) Напомните, что в моделях атомов следует использовать только квантовые ячейки внешнего энергетического уровня с его подуровнями, что связи в молекуле, представленной в виде электронной формулы, следует изображать с помощью электронных пар (­Ї) или точек (··) и только потом в виде структурных формул.

Школьники будут создавать свои «молекулярные шедевры» до тех пор, пока не поймут, что необходимо выполнять все условия построения электронной или структурной модели молекулы. При этом учителю придется подсказать некоторые особенности построения моделей молекул азота и азотной кислоты. Ученики при поддержке учителя смогут построить модели молекул исключительно с ковалентными связями, основываясь на методе валентных связей, утверждающем, что ковалентная связь образуется обязательно при участии пары электронов с противоположными спинами. Они еще не знают, что химические связи в молекулах неравноценны, хотя все связи обозначены одинаково, т. е. черточками. Они еще не знают, что окружающая среда (множество других молекул в газе, жидкости или твердом теле) изменяет состояние молекул, что некоторые химические соединения чрезвычайно неустойчивы.

Для молекул кислорода и оксида углерода (II) модели, построенные по методу валентных связей, не объясняют ряд чрезвычайно важных свойств этих молекул (явление парамагнетизма, тот факт, что связь в СО по прочности соответствует тройной связи). Такова судьба моделей. Модель может отразить только некоторые свойства объекта-оригинала. Поэтому приходится для рассмотрения многих свойств прибегать к множеству моделей (системный принцип множественности описания объекта различными моделями). Это еще предстоит узнать и понять.

Но школьники уже будут способны объяснить, почему атом водорода всегда образует одну, а атом кислорода – две химические связи, почему атом углерода способен образовывать две и четыре химические связи, а атом серы – две, четыре и шесть химических связей. Им станет понятно, почему атом серы в сероводороде (Н2S) соединен с двумя атомами водорода, в сернистой кислоте (Н2SO3) – с тремя атомами кислорода, а в серной кислоте (Н2SO4) – c четырьмя атомами кислорода. Они обнаружат, что атом в молекуле проявляет свойство, которое отсутствует у индивидуального атома, – валентность.

Валентность – свойство атомных частиц образовывать химические связи при взаимодействии между собой. Количественной мерой этого свойства является число химических связей, которыми данный атом соединен с другими. Валентность – не постоянная величина и зависит не только от природы атомов-партнеров, но и от условий образования химического соединения. Валентность атома определяется числом его неспаренных электронов, неподеленных электронных пар и вакантных орбиталей в основном или низших возбужденных состояниях, участвующих в образовании химических связей [2].

Свойства. Свойство – это отношение или результат взаимодействия интересующего нас объекта и окружающей среды. Чем больше различных отношений, тем больше обнаруживается свойств, присущих интересующему нас объекту. Для молекулы из множества свойств выделим только некоторые. При взаимодействии с окружающей средой молекула проявляет свойства изменять состав, структуру и энергетическое состояние. С молекулой так же, как и атомом, ничего не происходит до тех пор, пока на нее не будет оказано воздействие извне. В роли окружающей среды выступает или вещество (другие атомы, молекулы или элементарные частицы, например электрон) [3], или поле (например кванты электромагнитного излучения – фотоны). Рассмотрение свойств молекул открывает дорогу к пониманию химических превращений вещества любой степени сложности, включая живые системы.

Свойство молекулы обмениваться энергией с окружающей средой без изменения структуры и состава рассмотрим на моделях различных видов движения двух- и трехатомных молекул (рис. 6).

За счет соударения, за счет обмена энергией с другими микрочастицами молекула способна изменять интенсивность различных видов движений, в том числе колебательного и деформационного (изменения величины валентного угла).

Свойства молекулы изменять состав и структуру проявляются в химической реакции. Реакция рекомбинации атомов водорода или реакция термической диссоциации молекулы водорода (см. рис. 3) возможны только при обмене энергией участников реакции с частицами окружающей среды, но для модельного представления химической реакции это обстоятельство может во внимание не приниматься. Химическая реакция сводится к электростатическому притяжению-отталкиванию заряженных частей, составляющих атомы и молекулы.

Перекрывание электронных орбиталей приводит в действие эффект, который восьмиклассникам объясняется как согласованное движение пары электронов, участвующей в образовании химической связи. Согласованное движение состоит в том, что электроны не мешают друг другу при совместном перемещении в поле двух ядер. (Так происходит механическое движение двух сцепленных зубьями шестеренок. Они не мешают друг другу только в том случае, если одна из них вращается по часовой, а другая – против часовой стрелки.) Пара электронов, участвующая в образовании химической связи, перемещается не только в поле ядер, но и относительно друг друга без помех. Такое движение электронов уже обсуждалось при изучении атомного уровня организации вещества [см. 1].

Итак, химическая реакция – это процесс образования и разрыва химических связей, в результате которого изменяется состав и структура микросистем (атомов и молекул), участвующих в процессе.

Химическую связь, которая подвергается разрыву, можно назвать «реакционным центром». Например, такую роль выполняет химическая связь (пара электронов) при распаде молекулы водорода на атомы. При рекомбинации (реакция 1) роль реакционных центров в индивидуальных атомах выполняют неспаренные электроны (1s-орбиталь). Взаимодействия между микросистемами, представленными на рис. 3, запишем в виде химического уравнения:

Первичным актом рекомбинации является образование общей электронной пары.

Первичным актом термической диссоциации молекулы воды в газовой фазе является разрыв ковалентной связи О–Н, распаривание электронов по реакции:

Что объединяет обе реакции? Участники реакции остаются электронейтральными в результате объединения электронов в общую электронную пару [реакция (1)] или распаривания электронов [реакция (2)]. Такие реакции называются гомолитическими реакциями.

Диссоциация молекулы Н2О в жидкой фазе связана с разрывом ковалентной связи и образованием ионов:

Роль реакционного центра в прямой реакции выполняет химическая связь. В обратной реакции такая роль принадлежит электронной паре в ионе НО и вакантной орбитали в ионе Н+.

Заметим, что положительно заряженный ион Н+ есть не что иное, как элементарная частица (протон – ядро атома водорода). Элементарная частица не способна существовать самостоятельно в окружении других молекул. Более того, приведенная выше реакция диссоциации на ионы энергетически не выгодна и не реализуется в том виде, в котором она представлена. Это – модель химического превращения, отражающая лишь способность молекулы разрывать химическую связь без распаривания электронов. Фактически реакция диссоциации Н2О идет в результате бимолекулярного взаимодействия:

Реакция, в которой разрыв химической связи в молекуле происходит с сохранением электронной пары у одного из атомов, называется гетеролитической. При этом, как мы видим на примере реакции (3), образуются заряженные микросистемы-ионы.

Почему гетеролитический разрыв может привести к появлению ионов? Чтобы ученики убедились в неизбежности появления зарядов в одних случаях и отсутствия таковых в других, придется хотя бы раз посчитать количество положительных и отрицательных зарядов в каждой из микросистем – участниц процесса.

Изменяется ли состав молекул в результате химической реакций? Изменяется ли структура молекул в результате химической реакции? На оба вопроса ученики дадут положительный ответ. Образно говоря, химическая реакция – это всегда «молекулярная катастрофа».

Законы. Взаимодействия в молекуле подчиняются квантовым правилам. Ограничимся одним из них – принципом запрета Паули. Для восьмиклассника он может быть сформулирован так: на одной орбитали может находиться не более двух электронов с противоположными спинами.

Применительно к молекуле принцип запрета Паули ограничивает число электронов, которые располагаются на двух перекрывающихся орбиталях. Таких электронов не может быть больше двух. Например, квантовая ячейка атома водорода содержит один электрон. Если два атома водорода объединяются в молекулу, они объединяют свои квантовые ячейки в одну. Сколько электронов может быть в объединенной квантовой ячейке в соответствии с принципом запрета Паули? Два и не больше. А не может ли химическая связь образоваться при участии одного электрона? С позиции метода валентных связей такой случай невозможен (с позиций метода молекулярных орбиталей возможен, т. к. в методе молекулярных орбиталей отсутствует понятие «химическая связь»).

Какая цель реализуется при изучении молекулярного уровня организации вещества в последовательности: модель – взаимодействия – свойства – законы? Главная цель состоит в том, чтобы исключить механическое запоминание, к которому неизбежно вынуждает учащихся традиционный способ изложения материала в школьных учебниках, изданных в последние годы [4, 5].

Вот примеры, показывающие, как нежелательно начинать изучение химии в 8-м классе. На с. 23 учебника [4] предлагаются упражнения по выводу формулы сложного вещества. «Пример 2. Вывести формулу соединения серы с кислородом, если массовые доли серы и кислорода соответственно составляют 50%». С помощью значений молярных масс устанавливается: «Числа атомов серы и кислорода в оксиде серы относятся как 1:2. Ответ: формула соединения – SO2». Понимают ли учащиеся, судя только по эмпирической формуле, почему атомы проявляют свойство соединяться в таком соотношении? Понять нельзя, можно запомнить, что на один атом серы приходится два атома кислорода.

Там же на с. 24 в задании 9 предлагается вывести формулу соединения серы с кислородом, если в соединении содержится 40% S и 60% O. Предполагается, что ученики установят соотношение атомов серы и кислорода, равное 1:3, и напишут эмпирическую формулу SO3. Понимают ли школьники теперь, почему атомы проявляют свойство соединяться в таком соотношении? Понять нельзя, можно запомнить, что на один атом серы иногда приходится не только два, но и три атома кислорода.

Использование эмпирических формул не оправдывается введением понятия «степень окисления» [см. 4, с. 24]. Возникает вопрос: почему присвоили такие положительные или отрицательные числа элементам в соединении? Эти вопросы остаются без ответа. Все задания и лабораторные опыты проводятся почти так же, как и во времена Ж.Л.Пруста и Дж.Дальтона.

Открываем учебник химии [5]. На с. 28 приводится реакция: СН4 + 2О2 = СО2 + 2H2O, и ее модель в виде прижатых друг к другу шариков, изображающих атомы в молекулах-участниках реакции. Подпись под рисунком в виде вопроса гласит: «вы видели, как горит метан?» Видели, но ничего не поняли. Такие шарики мог позволить себе рисовать Демокрит на основании умозрительных заключений о том, что мир дискретен. Но он только предполагал, а мы кое-что знаем о том, как устроен мир атомов и молекул.

Нельзя начинать процесс обучения химии с эмпирических формул и химических уравнений. Перед эмпирическими формулами и уравнениями должен быть рассмотрен материал огромной важности для понимания химических состояний и превращений – атомный и молекулярный уровни организации вещества.

Мы же не пытаемся в органической химии писать соединения в виде эмпирических формул. Такие формулы не позволяют обнаружить в молекулах функциональные группы или, по-другому, предполагаемые реакционные центры. Обстоятельства вынуждают химиков-органиков рисовать структурные формулы. В данном случае те же обстоятельства в еще большей степени обязывают прибегать к написанию структурных формул для восьмиклассников, чтобы показать им, как взаимодействуют между собой молекулы, какие функциональные группы для этого используются.

Программа курса химии 8-го класса включает лабораторные работы и демонстрационные опыты. Использование учебного времени так, как это предлагается в учебниках [4, 5], не рационально.

Какая рациональность в том, чтобы через несколько уроков проводить лабораторные работы и показывать демонстрационные опыты, не объяснив структуру атомов и молекул? Ребятам всегда интересны химические превращения, цветные реакции. Но для них лабораторные опыты представляются чем-то вроде демонстраций иллюзионистов Кио или Копперфилда. Красиво и таинственно. Через некоторое время они обнаруживают, что количество эмпирических формул и химических реакций с использованием эмпирических формул нарастает. Запомнить эмпирические формулы в виде различных сочетаний латинских букв можно, но неинтересно, потому что непонятно. Не помогает введение понятия «валентность» [cм. 5, с. 25]. Почему у одних атомов валентность равна двум, у других – трем, у третьих – четырем, а у некоторых – единице? Остается одно: если нельзя понять такую химию, можно хотя бы развлечься – прилить, отлить, отфильтровать, осадить (как во времена алхимии) или прожечь штаны соседу по парте. Опыты забудутся, а понимания как не было, так и нет. Вот в этом и состоит потеря времени, нерациональное его использование.

Авторы учебника [6] отошли от традиционного метода изложения. Чтобы включить рациональный способ мышления, они на первое место выдвинули вполне очевидное положение о том, что необходимо прежде всего понять, почему так устроена и так действует микросистема. В этом и состоит экономия времени, рациональное его использование. Объяснение структуры атомов и молекул оборачивается несомненной пользой. Ребята начинают, к великой радости учителя, осмысленно писать химические реакции и наблюдать химические превращения в лабораторных опытах со знанием дела.

Могут возразить: у нас прекрасные учебники и программы, ученики наших школ прекрасно выступают на химических олимпиадах, демонстрируя недюжинные способности. Да, это так. Но готовятся они к таким олимпиадам, как правило, не по школьным учебникам. И учатся наиболее способные из них не в соответствии со школьными программами, а вопреки им. Главным образом – самостоятельно при обязательной поддержке и консультациях школьного учителя. И серьезно овладевают знаниями не столько в процессе обучения в классе, сколько дополнительно вне классных занятий.

В заключение отметим, что предлагаемая в статье последовательность изучения молекулярного уровня организации вещества позволяет в доступной форме показать восьмиклассникам природу химического превращения.

Модели атомов и молекул, модели взаимодействий микросистем позволяют ответить на вопрос не как устроен мир, а почему так устроен мир: почему атомы в молекулах соединяются определенным образом, почему валентность атомов не только принимает определенные значения, но и меняется. Изучение химии становится интересным и увлекательным, потому что дети сначала понимают, а потом запоминают. Когда делаешь усилие, чтобы понять, запоминание уже не требует таких усилий, оно становится естественным, самопроизвольным процессом.

Язык квантовой механики, переведенный на язык моделей, доступный пониманию учеников 8-го класса, позволяет быстрыми шагами перейти к изучению макросистем (твердого, жидкого и газообразного состояний), о которых будет рассказано в следующей статье.

Л и т е р а т у р а

1. Яблоков В.А. Атом. Газета «Химия», № 47, 1998.
2. Крестов Г.А., Березин Б.Д. Основные понятия современной химии. 2-е изд., испр. Л.: Химия, 1986, с. 20.
3. Яблоков В.А. Вещество. Газета «Химия», № 39, 1998.
4. Ахметов Н.С. Химия. Учебник для общеобразовательных учреждений. М.: Просвещение, 1996.
5. Гузей Л.С., Сорокин В.В., Суровцева Р.П. Химия. Учебник для 8 класса общеобразовательных учреждений. М.: Просвещение, 1995.
6. Сатбалдина С.Т., Лидин Р.А. Химия. Пробный учебник для 8 класса общеобразовательных учебных заведений. М.: Просвещение, 1993.

В.А.Яблоков, профессор
Нижегородского архитектурно-строительного
университета
(Нижний Новгород)