Методические рекомендации по организации обучения химии в 2015-2016 учебном году (стр. 6 )

 

Рис. 10. Речь как посредник между физическими и химическими свойствами веществ и химическими формулами и уравнениями

В этой связи рассмотрим методику изучения реакций ионного обмена в водных растворах электролитов. В своей основе реализуемые на практике подходы к изучению данной темы опираются на методику представленную в учебнике для педвузов «Методика преподавания химии», изданном тиражом 50000 экземпляров [10]. Нами было выделено в методике, описанной , несколько этапов:

1 этап. Наблюдение: «Учитель сливает растворы трех солей хлористого кальция и нитрата серебра. Показывает образование белого осадка».

2 этап. Составление уравнений реакций в трех формах: «Предлагает учащимся составить уравнение этой реакции в молекулярной форме:

CaCl2 + 2AgNO3 = 2AgCl¯ + Ca(NO3)2

­Потом уравнение этой же реакции предлагает записать в ионной форме

Ca++ + 2Cl- + 2Ag+ + 2 = 2AgCl¯ + Ca++ + 2

Обращает внимание учащихся на то, что в этой реакции ионы Ca++ и 2, имевшиеся в исходных веществах сохранились и в образовавшихся продуктах, что они, следовательно, что они, следовательно, в данной реакции не участвуют, а что взаимодействуют между собой лишь ионы Ag+и Cl- с образованием нерастворимого осадка хлористого серебра.

2Ag+ + 2Cl- = 2AgCl¯

или сокращенно

Ag+ + Cl- = AgCl¯»

3 этап. Выводы: «Учитель делает вывод: уравнение реакции в ионной форме показывает, что сущность реакции взаимодействия хлористого кальция с азотнокислым серебром сводится лишь к взаимодействию ионов серебра и хлора с образованием хлористого серебра, выпавшего в осадок».

4 этап. Иллюстрация выводов: «Здесь же учитель особо подчеркивает, что уравнение реакции в ионной форме дает возможность заранее предвидеть и объяснять сущность всех других реакций, в которых участвуют вещества, образующие в растворе ионы Ag+ и Сl-. Приводит пример:

Ag2SO4 + 2HCl = 2AgCl¯ + H2SO4

2Ag+ +S + 2H+ +2Cl- =2AgCl¯ + 2H+ + S

2Ag+ +2Cl- =2AgCl¯

Ag+ +Cl- =AgCl¯»

5 этап. Итоговое обобщение: «Это позволяет учащимся самим сделать следующие основные выводы.

1. В растворах электролитов взаимодействуют между собой лишь те ионы, которые образуют вещества: или выпадающие осадок, или мало диссоциирующие, или же выделяющиеся в виде газа.

2. Сущность реакции нейтрализации сводится к взаимодействию ионов Н+ и ОН- с образованием молекул очень мало диссоциирующей воды».

В свете современных требований предложенная методика имеет ряд недостатков. На третьем этапе выводы делает учитель, а не учащиеся. На четвертом этапе пример приводит учитель, а не учащиеся. Для самостоятельной формулировки итогового обобщения (5 этап) учащиеся пока не обладают достаточными знаниями.

Мы предлагаем в методике изменить третий, четвертый и пятый этап.

3’ этап. Чтение сокращенного ионного уравнения на микроуровне. Учащиеся должны прочитать сокращенное ионное уравнение примерно так: «Ионы серебра связываются хлорид ионами с образованием хлорида серебра». Чтение сокращенного ионного уравнения на микроуровне приводит к осознанию невозможности одновременного нахождения в растворе ионов Ag+ и Cl-.

4’ этап. Осмысление отношения ионов к определенным группам электролитов. Учащимся на основе таблицы растворимости предлагается соотнести взаимодействующие ионы с определенными группами веществ, которым они могут принадлежать. Так катион Ag+ может относиться только к растворимым солям серебра, а Cl- как к растворимым хлоридам, так и к соляной кислоте.

5’ этап. Теоретический вывод о взаимодействии определённых групп электролитов между собой (обобщение свойств). В итоге учащиеся могут самостоятельно сделать итоговое обобщение, путем чтения сокращенного ионного уравнения на уровне вещества. «Растворимые соли серебра реагируют в водном растворе с соляной кислотой и растворимыми хлоридами с образованием белого творожистого осадка». Чтение сокращенного ионного уравнения на уровне вещества, дает возможность учащимся получить новое знание о взаимодействиях целых групп веществ. То есть получить новое знание самостоятельно на основе теоретического вывода.

Для итоговых выводов проведенной учащимися работы недостаточно. Требуется проведение еще двух опытов, демонстрирующих выделение газа и реакцию нейтрализации.

1 этап. Наблюдение. При приливании раствора серной кислоты к растворенному карбонату натрия учащиеся наблюдают выделение газа.

2 этап. Составление уравнений реакций в трех формах. Они составляют соответствующие уравнения химических реакций:

Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2CO3 (H2O + CO2­)

2Na+ + CO32- + 2H+ + SO42- = 2Na+ + SO42- + H2O + CO2­

CO32- + 2H+ = H2O + CO2­

3’ этап. Чтение сокращенного ионного уравнения на микроуровне. Учащиеся читают уравнение: «Карбонат-ионы взаимодействуют с ионами водорода с образованием молекул воды и углекислого газа»

4’ этап. Осмысление отношения ионов к определенным группам электролитов. Учащиеся соотносят ионы с определенными группами электролитов. Так CO32- они соотнесут с растворимыми карбонатами, а H+ - к сильным кислотам.

5’ этап. Теоретический вывод о взаимодействии определённых групп электролитов между собой (обобщение свойств). Получается так: «Растворимые карбонаты вступают в реакцию с сильными кислотами с выделением углекислого газа и образованием воды».

Реакция нейтрализации:

1 этап. Фиксация наблюдений. К разбавленному раствору соляной кислоты необходимо добавить 1-2 капли лакмуса. Учащиеся фиксируют изменение окраски фиолетового лакмуса на красную. Далее по каплям добавляем щелочь (концентрация щелочи должна быть выше в 5-10 раз) до образования фиолетовой окраски. Учащиеся делают вывод о том, что фиолетовая окраска лакмуса в растворе говорит об отсутствии избытка как катионов водорода, так и гидроксид-ионов.

2 этап. Составление уравнений реакций в трех формах.

HCl + NaOH = NaCl + H2O

H++ Cl- + Na+ + OH- = H2O + Na+ + Cl-

H++ OH- = H2O

3’ этап. Чтение сокращенного ионного уравнения на микроуровне. Учащиеся читают уравнение: «Катионы водорода связываются гидроксид-ионами с образованием молекул воды».

4’ этап. Осмысление отношения ионов к определенным группам электролитов. Катионы водороды учащиеся относят к сильным кислотам, а гидроксид-ионы к щелочам.

5’ этап. Теоретический вывод о взаимодействии определённых групп электролитов между собой (обобщение свойств). Таким образом, учащиеся могут прочитать сокращенное уравнение химической реакции примерно так: «Сильные кислоты реагируют с сильными основаниями с образованием малодиссоциирующей воды». Здесь учитель добавит, что реакция кислот с щелочами называется реакцией нейтрализации. Здесь уместно задать учащимся вопрос: «Что является вторым продуктом реакции нейтрализации?». Ожидаемый ответ – соль.

Три проведенных за урок опыта позволят учащимся сформулировать итоговые выводы. Таким образом, методически выверенный путь формирования понятия о реакциях ионного обмена нам видится так:

1.  Наблюдение за процессами, протекающими в результате смешивания растворов электролитов с фиксацией признаков химических реакций.

2.  Составление уравнений химической реакции в молекулярной, в полной ионной и сокращенной ионной формах.

3.  Чтение сокращенного ионного уравнения как на микроуровне (уровне взаимодействия частиц).

4.  Осмысление отношения ионов к определенным группам электролитов.

5.  Теоретический вывод о взаимодействии определенных групп электролитов между собой (обобщение свойств).

Третий этап обычно реализуется в практике обучения химии опытными учителями химии. Мы предлагаем четвертый и пятый этапы, позволяющие на основании определенных умственных действий сделать теоретический вывод. Поскольку предметом изучения химии является вещество, данная методика выглядит вполне логичной. Она отражает следующий путь к познанию химических явлений: от наблюдения за явлениями окружающего мира через теоретический анализ с помощью химических формул и уравнений, к самостоятельному выводу и формированию обобщенных представлений о возможности взаимодействия различных групп электролитов между (рис. 11):

Рис.11. Методика изучения реакций ионного обмена, системно-деятельностный подход

Важную роль в данной методике мы отводим описанию уравнений химических реакций в словесной форме (рис.1), что запускает процесс осмысления химических свойств групп электролитов, развивает способность учащихся к теоретическим выводам на основе записи уравнений химических реакций (табл.1):

Таблица 1

Сравнение методик формирования обобщенных свойств электролитов в реакциях ионного обмена

Этапы	По	Новая методика
3. Чтение на микро-уровне	Учитель обращает внимание, что взаимодействуют между собой только ионы Ag+ и Cl - с образованием осадка AgCl¯	Учащийся читает уравнение на микроуровне: «Ионы серебра реагируют с хлорид ионами с образованием осадка хлорида серебра»
4. Осмысление	Учитель делает вывод: «Уравнение в ионной форме показывает, что сущность взаимодействия CaCl2 с AgNO3 сводится лишь к взаимодействию ионов Ag+ и Cl-. И приводит новый пример	Учащийся относит ионы серебра к растворимым солям серебра, а хлорид ионы к растворимым хлоридам и соляной кислоте
5. Чтение на макроуровне	Учитель особо подчеркивает, что уравнение в ионной форме даёт возможность заранее предвидеть и объяснить сущность всех других реакций, в которых участвуют вещества, образующие в растворах ионы Ag+ и Cl -	Учащийся читает уравнение, обобщая химические свойства электролитов: «Растворимые соли серебра реагируют в водном растворе с растворимыми хлоридами и соляной кислотой с образованием белого творожистого осадка»

Разработанная нами методика:

·  дополняет традиционную двумя новыми этапами:

o  Осмысление сокращенного ионного уравнения через отнесение ионов к определённым группам электролитов.

o  Формирование теоретических выводов на основе обобщения свойств определённых групп электролитов

·  развивает умение предсказывать возможность взаимодействия электролитов между собой

·  способствует формированию мыслительных операций характерных для теоретического мышления (анализ, синтез, сравнение, конкретизация, обобщение)

·  соответствует требованиям ФГОС ОО.

Список литературы

1.  Ахметов, М. А. Готовимся к государственной итоговой аттестации (ГИА): химия: 8-9 классы: учебное пособие для учащихся общеобразовательных учреждений /. - М.:Вентана-Граф, 2013. – 256 с.

2.  Ахметов, М. А. К методике формирования понятия «уравнение химической реакции» / // Химия в школе. – 2014. - №8. – С.

3.  Ахметов, М. А. Как организовать познавательную деятельность учащихся или семь правил успешного изучения химии / // Химия в школе. – 2012. - №9. – С.10-14.

4.  Ахметов, М. А. Методика формирования обобщенных представлений о химических свойствах электролитов в реакции ионного обмена / , // Актуальные проблемы химического и экологического образования: Сборник научных трудов 62 Всероссийской научно-практической конфе-ренции химиков с международным участием, г. Санкт-Петербург, 15−18 апреля 2015 года. - СПб.: Изд-во РГПУ им. , 2015. - 430 с. -. С.27-30.

5.  Ахметов, М. А. Об использовании контекстных заданий в процессе обучения / //Химия в школе. – 2011. - №4. – С.23-27.

6.  Ахметов, М. А. От контекстных заданий к контекстным урокам / // Химия в школе. – 2014. - №4. – С.24-27.

7.  Ахметов, М. А. Развитие познавательной активности учащихся в личностно ориентированном обучении химии: монография / . – Ульяновск: УИПКПРО, 2013. – 236 с.

8.  Ахметов, М.А. Химия 8 класс: методическое пособие / , . - М.:Вентана-Граф, 2013. – 128 с.

9.  Ахметов, М. А. Химия: 10 класс: базовый уровень: рабочая тетрадь для учащихся общеобразовательных учреждений / . – М.:Вентана-Граф, 2012. – 128 с.

10.  Борисов, И. Н. Методика преподавания химии / – М.: Учпедгиз, 1956. – 463 с. – С.85.

11.  Гара, Н. Н. Химия: 8 класс: рабочая тетрадь для учащихся общеобразовательных учреждений / , . – М.:Вентана-Граф, 2013. – 144 с.

12.  Гара, Н. Н. Химия: 9 класс: рабочая тетрадь для учащихся общеобразовательных учреждений / , . – М.:Вентана-Граф, 2014. – 160 с.

13.  Кузнецова, Л. М. Новая технология обучения химии в 8 классе / . – Обнинск: Титул, 1999. – 208 с.

14.  Кузнецова, Н. Е. Химия: 10 класс: углубленный уровень: учебник для учащихся общеобразовательных учреждений / , , . – М.: Вентана-Граф, 2014. – 448 с.

15.  Кузнецова, Н. Е. Химия: 11 класс: углубленный уровень: учебник для учащихся общеобразовательных учреждений / , , . – М.: Вентана-Граф, 2014. – 432

16.  Кузнецова, Н. Е. Химия: 8 класс: учебник для учащихся общеобразовательных учреждений / , , . – М.:Вентана-Граф, 2012. – 256 с.

17.  Кузнецова, Н. Е. Химия: 9 класс: учебник для учащихся общеобразовательных учреждений / , , . – М.: Вентана-Граф, 2013. – 320 с.

18.  Оржековский, П. А. С чего начинать изучать химию, или как заинтересовать химией?: круглый стол на третьем Московском педагогическом марафоне учебных предметов 8 апреля, 2004 г. [Электронный ресурс]/ – Сайт издательства «1 сентября». – Режим доступа: him.1september. ru/2004/33/4.htm – (17.07.2015)

19.  Федеральные государственные образовательные стандарты общего образования // Российский образовательный портал [Электронный ресурс]. - Режим доступа: http://standart. edu. ru – (09.07.2015).