Главная страница «Первого сентября»Главная страница журнала «Химия»Содержание №40/2004

В ПОМОЩЬ МОЛОДОМУ УЧИТЕЛЮ

Из опыта работы

 

РАЗВИТИЕ ПОЗНАВАТЕЛЬНОЙ АКТИВНОСТИ УЧАЩИХСЯ
ПРИ ИЗУЧЕНИИ
ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

Новый взгляд на возможность использования
понятия «степень окисления» в школьной практике

Окончание. Начало см. в № 39/2004

Пример 3.
Тема «Металлы. Общая характеристика
химических свойств»

При изучении неметаллов учащиеся достаточно часто сталкиваются с взаимодействиями, предполагающими участие простых веществ-металлов в различных химических реакциях. В связи с этим у них накапливается достаточно материала для того, чтобы ответить на следующие вопросы: «Какие свойства будут характерны для простых веществ-металлов?», «Какие свойства будут характерны для соединений металлов?» Ответом на эти вопросы может служить схема, предлагаемая учителем:

Из схемы видно, что линия 1 означает общее свойство металлов – простых веществ – быть восстановителями, в частности, эта линия относится и к процессам коррозии металлов, и к различным электрохимическим процессам. Линия 2 отражает реакции различных соединений металлов, происходящие без изменения их степени окисления, это – реакции обмена, некоторые реакции соединения и разложения. Линия 3 символизирует общий способ получения металлов – простых веществ – из их соединений, т.е. восстановление.

Металл окисляется (линия 1):

Степень окисления металла не изменяется (линия 2):

Металл восстанавливается (линия 3):

Приведенные примеры иллюстрируют поведение металлов и их соединений в химических реакциях.
При характеристике происходящих с веществами реакций, рассматриваемых в темах «Теория растворов электролитов» и «Электрохимический ряд напряжений металлов», мы по-прежнему придерживаемся уже знакомого ученикам плана. Все процессы оцениваются с точки зрения изменения или сохранения степеней окисления атомных частиц, участвующих в реакции.

Пример 4.
Тема «Теория растворов электролитов»

В растворах электролитов также происходят взаимодействия, которые можно оценивать с позиций изменения или сохранения неизмененной степени окисления атомных частиц:


Пример 5. Тема «Электрохимический
ряд напряжений металлов»

Руководствуясь расположением металлов в электрохимическом ряду напряжений (ряду стандартных электродных потенциалов), можно оценить возможность или невозможность окисления различных металлов гидратированными катионами водорода H+ (р-р) или гидратированными ионами металлов Мn+ (р-р):

В качестве закрепления материала темы можно предложить ученикам в приведенной ниже табл. 1 отметить знаком «+» возможность, а знаком «–» практическую неосуществимость указанных взаимодействий. Затем надо постараться объяснить выполненную работу, сделав соответствующие записи.

Таблица 1

  Pb(NO3)2 NiSO4 MnCl2 MgSO4 AgNO3 KCl Hg(NO3)2 HCl
Cu                
Fe                
Zn                

Пример 6. Тема «Альдегиды»

В школьном курсе органической химии представления о степени окисления выполняют значительно меньшую дидактическую роль, чем в темах, связанных с изучением неорганических веществ. В связи с этим мы ограничиваемся только иллюстрацией применения данного понятия на примере изучения химических свойств альдегидов.

* * *

При заключительном повторении (в конце учебного года и в конце курса химии) можно предложить дополнительные задания. При их решении ученики самостоятельно указывают продукты реакций, степени окисления атомных частиц в исходных и полученных веществах, выполняющих окислительно-восстановительные функции, расставляют коэффициенты известными им способами (табл. 2, см. с. 16).

Таблица 2

Задание Ответ
Закончить уравнения реакций Возможные продукты реакций
(без коэффициентов)
CuS + HNO3 = … S + Cu(NO3)2 + NO + H2O
P + HNO3 + H2O = … H3PO4 + NO
P2S3 + HNO3 = … H3PO4 + NO2 + H2SO4 + H2O
C + KNO3 + S = … N2 + CO2 + K2S
NiS + H2O2 + CH3COOH = … S + Ni(CH3COO)2 + H2O
K2Cr2O7 + H2SO4 + C2H5OH = …
(эта реакция используется для определения
паров алкоголя в выдыхаемом воздухе)
CH3COOH + K2SO4 + Cr2(SO4)3+ H2O
C6H12O6 + KMnO4 + H2SO4 = … CO2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
CH3CHО + Cu(OH)2 = … CH3COOH + Cu2O + H2O
I2 + HNO3 = … HIO3 + NO + H2O
C10H16 + HNO3 (безводн.) = …
скипидар
CO2 + H2O + NO2

Можно обсудить некоторые теоретические вопросы.

1. Как можно получить чистый кремний, исходя из диоксида кремния?
2. Почему при взаимодействии хлора с железом образуется соединение, в котором железо имеет степень окисления +3, а взаимодействие железа с хлороводородной кислотой приводит к образованию соединения со степенью окисления железа +2?
3. Почему при взаимодействии железа с серой степень окисления железа в полученном сульфиде железа +2, а в хлориде железа, полученном при взаимодействии железа с хлором, +3?
4. Почему при первоначальном добавлении хлора в раствор йодида калия наблюдается желтоватая окраска раствора, которая при дальнейшем добавлении хлора исчезает?
5. Укажите, какое вещество является окислителем, а какое восстановителем при взаимодействии магния с диоксидом углерода.
6. Оцените (устно или письменно), что произойдет при поджигании следующих смесей:

а) 30 г диоксида кремния и 24 г магния;
б) 15 г диоксида кремния и 24 г магния;
в) 90 г диоксида магния и 24 г кремния.

7. Какие вещества образуются при взаимодействии йодоводорода и азотной кислоты?

Весь наш педагогический опыт показывает, что предложенный подход к изучению химических реакций активизирует мыслительную деятельность учащихся, усиливает их интерес к предмету, а в целом – развивает интеллект. К сожалению, курс «Естествознание», вводимый в школе вместо химии, не сможет в такой же мере развивать логику и смекалку учащихся.
Авторы опирались в своей работе на достижения отечественной психолого-педагогической науки, изложенные в трудах В.В.Давыдова, Л.С.Занкова и М.Н.Скаткина [8–10], использование которых помогает достигнуть высоких результатов в практической деятельности.

ИСПОЛЬЗОВАННАЯ ЛИТЕРАТУРА

1. Ходаков Ю.В. Развитие логического мышления на уроках химии. М., 1958, 40 с.
2. Шелинский Г.И. Методика изучения основных типов химических взаимодействий в курсе химии средней школы. Л., 1955.
3. Писаржевский Л.В. Электрон в химии растворов и в электрохимии. Харьков, 1923, 138 с.
4. Шилов Н. О сопряженных реакциях окисления. М., 1905, 304 с.
5. Сморгонский Л.М. С.В.Даин – один из основоположников электронной теории химических реакций. Химия в школе, 1952, № 3, с. 33–35.
6. Шмуклер Е.Г. Собрание химических этюдов. Славута, 2000, 111 с.
7. Шмуклер Е.Г. Ретроспектива творчества. Львов, 2003.
8. Давыдов В.В. Виды обобщения в обучении. М., 1972, 423 с.
9. Занков Л.В. Обучение и развитие. М., 1975, 440 с.
10. Скаткин М.Н. Совершенствование процесса обучения. М., 1971, 206 с.

Г.И.ШЕЛИНСКИЙ,
доктор педагогических наук, профессор,
С.В.ТЕЛЕШОВ,
учитель, кандидат педагогических наук
(Санкт-Петербург)