Научные основы школьного курса химии. методика изучения растворов

и твердые вещества, при контакте с водой растворяются в ней. Из курса

физики учащимся известно, что молекулы веществ находятся в непрерывном

движении. Этим и объясняется явление диффузии – самопроизвольного

взаимопроникновения, приведенных в соприкосновение, различных веществ.

Далее говорится о том, что если положить в цилиндр с водой кристаллы

дихромата калия, то через некоторое время вокруг кристаллов вода окрасится

в оранжевый цвет. Невидимые частицы дихромата калия под влиянием молекул

воды оторвались от кристаллов и диффундировали в воде. Диффузия происходит

медленно, но в конце концов получается однородный раствор. Затем

предлагается ответить на вопрос: можно ли ускорить процесс растворения? Для

получения ответа учащиеся проделывают следующий лабораторный опыт: в одну

пробирку они помещают немного поваренной соли крупного помола, а в другую –

сильно измельченную. Затем в обе пробирки добавляют одинаковый объем воды.

Учащиеся наблюдают, что соль мелкого помола растворяется быстрее, чем

крупного. На основе этого опыта они делают вывод: процесс растворения

ускоряется при измельчении вещества. Чем же это объясняется? Тем, что при

измельчении вещества увеличивается поверхность соприкосновения его с

жидкостью. Далее учащиеся сравнивают растворение различных веществ в воде.

При этом они выполняют следующий опыт. В четыре пробирки насыпают равные

порции сульфата кальция, сульфата бария, алюмокалиевых квасцов, хлорида

натрия. Во все пробирки наливают объем воды. Учащиеся наблюдают, что

сульфаты бария и кальция как будто совсем не растворяются, квасцы

растворились частично, а хлорид натрия практически полностью. Затем

ставится перед учащимися вопрос: можно ли все-таки добиться растворения

сульфата бария, сульфата кальция и квасцов? Учащиеся предлагают нагреть

пробирки, в которых они растворяли указанные вещества. Выполнив эту

операцию, они отмечают, что квасцы растворились, а сульфаты бария и кальция

нет. На основе этого учащиеся приходят к выводу, что повысив температуру,

все-таки можно увеличить растворимость веществ. Для подтверждения того, что

сульфаты бария и кальция полностью не растворимы, учащиеся фильтруют через

небольшие фильтры растворы с данными солями и несколько капель каждого

фильтрата выпаривают на жестяной пластинке. При выпаривании капля сульфата

бария на пластинке никакого следа не оставляет, а в случае с сульфатом

кальция, на пластинке в небольшом количестве появляется белый налет.

Проведенный комплекс опытов дает возможность сделать вывод о том, что

по растворимости в воде вещества делятся на растворимые, малорастворимые и

нерастворимые [18].

Учитель демонстрирует учащимся таблицу растворимости веществ в воде и

объясняет, как ею пользоваться. После этого они записывают в тетрадь

определение растворимости.

Далее от качественной характеристики учитель переходит к

количественной. Он предлагает учащимся проверить, насколько хорошо

растворима поваренная соль. В пробирку с раствором поваренной соли из

предыдущего опыта учащиеся добавляют примерно столько же поваренной соли,

сколько было взято ранее. Они взбалтывают пробирки с поваренной солью и

наблюдают, что новая порция соли полностью уже не растворяется. При

нагревании этого раствора наблюдается тот же эффект. Таким образом, учитель

подводит учащихся к понятию “насыщенный раствор” и даёт его

определение[18].

Те же операции учащиеся проделывают с квасцами. В результате они

убеждаются, что в такой же порции воды при нагревании квасцов растворимость

больше, чем поваренной соли. Учащиеся делают вывод: нагревание влияет на

растворимость квасцов значительно сильнее, чем на растворимость поваренной

соли. Зависимость растворимости солей от повышения температуры определяется

природой растворяемого вещества. Изменение растворимости некоторых видов с

изменением температуры наглядно показывают кривые растворимости. Учитель

демонстрирует график кривых растворимости и разъясняет учащимся, как им

пользоваться, раскрывает смысл коэффициентов растворимости, т.е.

рассматривает количественную характеристику растворимости.

На втором уроке [18], учащиеся решают экспериментальную задачу:

установите экспериментальным путем количественную зависимость растворимости

нитрата калия от температуры. Составьте план определения коэффициента

растворимости нитрата калия при температуре 20, 30, 40, 50° С и осуществите

его в лаборатории, имея необходимое оборудование. Используя ваши данные,

начертите график зависимости растворимости нитрата калия от температуры,

предварительно обсудив с учителем план решения данной экспериментальной

задачи. Учащиеся последовательно выполняют следующие операции: взвешивают,

пустую фарфоровую чашку – m1 в колбе на 50-100 мл. Готовят в 30-50 мл воды

концентрированный раствор нитрата калия при температуре на 5-10° С больше,

чем заданная, и следя за показанием термометра, медленно охлаждают раствор

до заданной температуры (на дне колбы должны выпадать кристаллы). Быстро

отливают во взвешенную чашку 5-10 мл раствора (выпавшие кристаллы должны

остаться в колбе). Взвешивают чашку с раствором, предварительно охладив его

до комнатной температуры (на дне чашки появляются кристаллы нитрата калия)

– m2. Осторожно выпаривают раствор досуха, охлаждают чашку с оставшимся в

ней нитратом калия и взвешивают – m3. Оставшийся в колбе раствор можно

вновь нагреть до растворения выпавших кристаллов, охладить до другой,

заданной температуры и повторить все операции.

Расчет осуществляется следующим образом:

1. Масса отлитого раствора: m2 – m1 = m4(г)

2. Масса сухого остатка нитрата калия: m3 – m1 = m5(г)

3. Масса испарившейся воды: m4 – m5 = m6(г)

4. Коэффициент растворимости нитрата калия при данной температуре

(растворимостью соли в 100 г воды): в m6(г) H2O растворяется m5(г)

KNO3; в 100 г H2O растворяется Х(г) KNO3.

Составляем пропорцию и находим Х:

100 ( m5

Х = (((((( .

m6

Одна из важнейших форм проведения экспериментальных занятий, впервые

разработанная В.Н. Верховским – лабораторный урок. Задачей такого

лабораторного урока может быть проведение небольшой исследовательской

экспериментальной работы , направленной на эвристический вывод определенных

положений [18].

Оригинальный химический эксперимент предлагается авторами [19], как

прекрасное средство для обобщения материала по курсу химии. Так первая

серия включает превращение по химии иона Fe3+. В пробирку помещают 30

капель 0,1М раствора хлорида железа (III) FeCl3 и пять капель 2М раствора

карбоната натрия Na2CO3. В результате образования нестойкой кислоты и

нерастворимого гидроксида железа, происходит необратимый гидролиз соли:

2FeCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Fe(OH)3v + 3CO2^ + 6NaCl

К полученному осадку, кирпично-красного цвета, добавляют семь капель

3М раствора хлороводорода HCl. В результате связывания оставшихся карбонат

ионов и растворения осадка раствор становиться прозрачным:

Fe(OH)3 + 3H+ = Fe3+ + 3H2O

Добавление четырех капель 0,05М раствора тиоцината калия KSCN,

приводит к окрашиванию раствора в кроваво-красный цвет в следствии

образования комплексного иона:

Fe3+ + 6SCN( = Fe(SCN)63(

При добавлении 20 капель 1М раствора фторида натрия NaF раствор

обесцвечивается вследствие образования более стабильного фторидного

комплекса:

Fe(SCN)63( + 6F( = FeF63( + 6SCN(

Последующее добавление 10 капель 1М раствора гидроксида натрия NaOH,

разрушает комплексный ион и приводит к выпадению кирпично-красного осадка:

FeF63( + 3ОН( = Fe(OH)3v + 6F(

При добавлении к полученному раствору двух капель 1М раствора

сульфида натрия Na2S происходит восстановление трехвалентного железа в

двухвалентное, а так же переход железа из одной осажденной формы

(гидроксид) в другую – более стойкую (сульфид). В пробирке образуется

осадок черного цвета.

Fe(OH)3 + 2S2( = FeSv + Sv + 3ОН(

Вторая серия включает превращение по химии иона меди Cu2+. Для этого

в пробирку наливают 20 капель 0,1М раствора сульфата меди (II) CuSO4

происходит необратимый гидролиз и образуется осадок синего цвета:

CuSO4 + Na2CO3 + H2O = Cu(OH) 2v + CO2^ + Na2SO4

Далее пять капель раствора хлороводорода HCl вызывают растворение

выпавшего осадка:

Cu(OH) 2 + 2Н+ = Сu2+ + 2H2O

Добавляем в пробирку пять капель 1М раствора иодита калия KJ, что приводит

к восстановлению ионов Сu2+ до Сu+ и вызывает образование осадка

коричневого цвета, представляющего особую смесь белого иодита меди (I) и

свободного иода:

2 Сu2+ + 4J( = 2CuJv + J2

Еще одна окислительно-восстановительная реакция происходит при

помещении в образовавшийся раствор пять капель 1М раствора тиосульфата

натрия Na2S2O3 . Тиосульфат натрия связывает свободный йод, в результате

цвет осадка становится белым – это оставшийся CuJ :

2S2O32( + J2 = S4O62( + 2J(

При добавлении двадцати капель 3М раствора аммиака NH4 осадок

растворяется вследствие образования бесцветного комплексного соединения

меди:

CuJ + 2NH3 = Cu(NH3) 2+ + J(

Добавление одной капли 3% раствора перекиси водорода вновь окисляется

Сu+ и Сu2+ , что приводит к окрашиванию раствора в глубокий синий цвет из-

за образования окрашенного комплексного иона Cu(NH3) 42+

2Cu(NH3) 2+ + H2O2 + 4NH3 = 2Cu(NH3) 42+ + 2OH(

Добавляем четыре капли 0,5М раствора сульфида натрия Na2S, что

приводит к разрушению комплекса вследствие образования черного осадка

сульфида меди (II) CuS с очень низким произведением растворимости:

Cu(NH3) 42+ + S2( = CuSv + 4NH3^

Рекомендованные концентрации и количество реагентов подобраны

экспериментально, но могут потребовать корректировки из-за разных условий

хранения и чистоты реактивов.

В зависимости от подготовленности учащихся и цели, которые ставит

учитель, обсуждение результатов эксперимента можно проводить

дифференцированно в широком диапазоне [19]. Например, на начальной стадии

изучения химии серия превращения послужит эффективной демонстрации

признаков химических реакций. Резкие и многократные изменения окраски

раствора при добавлении всего нескольких капель реагентов всегда вызывают у

школьников неподдельный интерес. В старших профильных классах результаты

эксперимента могут стать поводом для обсуждения физико-химических явлений.

Например, природы окраски раствора, когда один и тот же ион придает

соединениям различную окраску по мере изменения связанных с ними анионов

[19].

Методике определения общей жесткости воды посвящается статья [20].

Где определяют общую жесткость воды в лабораторных условиях методом

комплексонометрического титрования или с помощью кальциево-магниевых

ионоселективных электродов. Но эти методы требуют дорогостоящих и

практически недоступных для школы реактивов и приборов, поэтому авторы [20]

предлагают более приемлемый для школьной лаборатории способ с применением

соляной кислоты и ортофосфата натрия. Метод основан на осаждении ионов Ca2+

и Mg2+ избытком раствора ортофосфата натрия Na3PO4 , с последующим

определением остатка осадителя:

3MeCl2 + 2Na3PO4 = Me3(PO4)2v + 6NaCl

3Me(HCO3)2 + 2Na3PO4 = Me3(PO4)2v + 6NaHCO3

Как видно из приведенных уравнений, из Me(HCO3)2 образуется

эквивалентное количество NaHCO3 . При титровании осадка фосфата натрия

соляной кислотой одновременно оттитровывается и гидрокарбонат натрия, на

определение которого расходуется такое же количество соляной кислоты, как и

на определение временной жесткости воды.

Приводится методика проведения анализа: в мерную колбу, вместимостью

250 мл, переносят 100 мл анализируемой воды, добавляют точно измеренный

объем (например 25 мл) 0,2М раствора Na3PO4 и оставляют на ~ 30 минут.

Затем добавляют до метки дистиллированной водой, тщательно перемешивают и

фильтруют через плотный бумажный фильтр в сухую емкость. В коническую колбу

объемом 250 мл отбирают 100 мл фильтрата для проведения титрования и

добавляют две – три капли индикатора метилоранжа, затем титруют соляной

кислотой до появления бледно-розовой окраски раствора. Параллельно

определяют объем соляной кислоты, пошедшей на определение временной

жесткости воды в идентичных условиях. Для этого берут мерную колбу

вместимостью 250 мл, добавляют 100 мл анализируемой воды, добавляют до

метки дистиллированной водой и тщательно перемешивают. После этого, в

коническую колбу для титрования отбирают 100 мл раствора, добавляют 2-3

капли метилоранжа и титруют соляной кислотой до появления бледно-розовой

окраски. Следует однако отметить, что в школьных условиях использование

данной методики так же достаточно сложно.

Авторами [21] разработана методика проведения урока по изучению

химических свойств воды для школьников 8–х классов, обучающихся по единой

государственной программе. Специфичность урока заключается в применении

игровых моментов и метода моделирования, значительно активизирующих

познавательную деятельность школьников и позволяющих достичь поставленных

целей урока: добиться усвоения учащимися химических свойств воды и

продолжить формирование у них умения записывать уравнения химических

реакций. Перед проведением урока [21] готовится набор карточек с формулами

веществ, набор схем для магнитной доски, оборудование для проведения опытов

взаимодействия воды с активными металлами, оксидами, разложение воды и для

решения экспериментальных задач. После проведения фронтального опроса и

решения экспериментальной задачи предлагается тема урока и формируются

цели. Урок проводится по следующему плану:

1. Взаимодействие воды с металлами и неметаллами.

2. Взаимодействие воды с оксидами Ме и неМе.

3. Разложение воды.

Химизм предлагаемого эксперимента подтверждается на магнитной доске по

следующей схеме:

Ме H2O > щелочь

H2^

актив.

Об отношении воды к металлам средней и малой химической активности,

учащиеся узнают из сообщения учителя или из учебника. Работа проводится

аналогичным образом: сначала моделируют общие схемы, затем учащиеся

работают с набором карточек. Постепенно повышается уровень их

самостоятельности в записи уравнений химических реакций.

Ме H2O > оксид

H2^

ср. актив Ме

Ме H2O >

малоактив

В связи с тем, что при взаимодействии не Ме с водой не имеет общих

закономерносей, то схема предлагается следующим образом:

не Ме H2O > . . . .

В качестве конкретизирующих уравнений химических реакций приводится

взаимодействие водяного пара с углем, реакция воды с хлором. Второй пункт

плана раскрывается с помощью демонстрационного эксперимента по

взаимодействию оксидов фосфора (V), серы (IV), углерода (IV) и кальция с

водой. Характер полученных продуктов доказывается с помощью индикаторов.

Учащиеся должны выявить признаки реакции, определить их тип, назвать

полученные вещества. Изучение разложения воды авторы [21] строят по-

разному: с применением как исследовательского, так и иллюстративного

метода. В любом случае они предлагают использовать химический эксперимент

по разложению воды электрическим током. Обобщение и закрепление знаний они

организуют в виде фронтальной работы с использованием фронтальной доски. На

следующем уроке в ходе опроса используется дифференцированный подход.

Как отмечают авторы [22], в последнее время все очевиднее становится

проблема сокращения часов, предназначенных для изучения химии, которая, в

свою очередь, неизбежно скажется на школьном эксперименте. Постепенно он

просто-напросто сводится на нет. Естественно, это вызывает большое

беспокойство, стремление как-то преодолеть сложившуюся ситуацию. По их

мнению [22], одним из способов выхода из кризиса может служить разработка и

совершенствование в методическом отношении домашнего химического

эксперимента как вида самостоятельной работы учащихся.

В статье [22] предлагается серия домашних опытов по теме «Вода.

Растворы, Основания», способствующие развитию интереса к предмету и

осознанному усваиванию основ научных знаний. Рассмотрим некоторые из

предлагаемых опытов.

Опыт 1. Перегонка воды.

Оборудование и реактивы: чайник, кружка, тарелка, нагревательный

прибор (электрическая или газовая плита), прихватка; вода.

Ход работы: Нагрейте в чайнике воду. Когда вода закипит и из чайника

начнет выходить пар, возьмите с помощью прихватки тарелку и подержите ее

несколько минут над отверстием носика чайника.

Под тарелкой расположите кружку и собирайте в нее дистиллированную

воду. Сравните на вкус водопроводную и дистиллированную воду.

Объясните явление. Возьмите сухое предметное стекло, согрейте его в

руках и сразу подышите на него. Дайте стеклу охладиться и снова подышите на

него. Что происходит?

Вопросы для обсуждения.

1. Почему выдыхаемый воздух «заметен» на морозном воздухе и «невидим» в

теплом помещении?

5. Почему в теплое время года рано утром над рекой (прудом, озером)

появляется густой туман?

6. Почему в конце весны в хорошую погоду (без осадков) роса с растений

утром исчезает, а к вечеру снова появляется?

Опыт 2. Обнаружение щелочных свойств растворов, применяемых в быту.

Оборудование и реактивы: 2 – 3 флакона; индикаторы (лакмус и

самодельный), растворы мыла, стиральной соды Na2CO3 , питьевой соды NaHCO3

, поваренной соли NaCl , аммиака в воде NH3 ( H2O , вода.

Изготовление самодельного индикатора. Пропитайте полоски

фильтровальной бумаги размером 10х2 см соком черной смородины или отваром

красной свеклы. Высушите их в тени и положите в темные склянки (не забудьте

приклеить этикетки с названием индикатора!).

Приготовленные индикаторы, окрашиваются в кислой среде в красный

цвет, а в щелочной – в зеленый или синий.

Ход работы. Исследуемый раствор в каждом сосуде разделите на две

части и испытайте одну часть лакмусом, а другую – самодельным индикатором.

Какие произошли изменения? Почему? Результаты запишите в таблицу.

Внимание! После каждого анализа необходимо тщательно мыть посуду,

иначе результаты следующего опыта могут быть искаженными.

Вопрос для обсуждения.

Мама готовила пирог с вареньем из черной смородины. С начала варенье

было красным (как обычно), а затем при добавлении взбитых белков варенье

стало сине-зеленого цвета. Почему?

Опыт 3. Изучение растворимости воздуха в воде.

Оборудование и реактивы: три стеклянных пузырька (например, из под

глицерина, похожие на пробирки), резиновая пробка с отверстием, прямая

трубочка (стержень от шариковой ручки или соломинка для коктейля),

использованный одноразовый шприц, прищепка, банка на 0,5 л; горячая вода,

кипяченая

охлажденная вода.

Объясните явление. Банку заполните холодной не кипяченой водой и

поставьте на стол. Наблюдайте, что происходит. Свяжите это явление с

изменением температуры воды.

Ход работы. В первую импровизированную пробирку налейте кипяченую

воду, во вторую и третью – холодную не кипяченую. Третью пробирку закройте

пробкой с укрепленным в ней стержнем, в свободный конец которого плотно

вставьте шприц, наполненный воздухом. Сделайте так, чтобы часть воздуха из

него прошла в верхнюю часть пробирки. Не вынимая шприц, укрепите на

стержне прищепку. Все пробирки поместите в банку с горячей водой и следите

за происходящими изменениями. Почему не выделяются пузырьки газа в первой

пробирке? Сравните результаты опыта во второй и третьей пробирках.

Вопрос для обсуждения.

Почему, когда вынимают пробку из бутылки с газированной водой, с

шипением выделяется газ?

Опыт 4. Выращивание кристаллов.

Оборудование и реактивы: чистые банки (стаканы), картон, карандаш,

нитки; вода, поваренная соль NaCl, медный купорос CuSO4 ( 5H2O , калийная

KNO3 и натриевая NaNO3 селитры (можно приобрести в хозяйственном магазине)

или любые квасцы.

Внимание! Посуда для опытов должна быть очень чистой!

Ход работы. Сначала приготовьте насыщенный раствор выбранной вами,

соли. В банку с горячей, но не кипящей водой насыпайте порциями соль и

размешивайте до полного растворения. Как только соль перестанет

растворяться, это значит, что при данной температуре раствор насыщен.

Полученный раствор лучше фильтровать, так как там могут находиться

примеси, которые будут мешать нормальному протеканию процесса

кристаллизации. Воронку перед фильтрованием ополосните кипятком!

Часть раствора слейте в другую банку. Сверху положите карандаш,

вокруг которого обмотана нитка. К свободному концу нитки прикрепите

затравку -– какой-нибудь маленький груз (пуговичку) так, чтобы нить

распрямилась и висела в растворе вертикально, немного не доставая до дна.

Через два три дня груз должен обрасти кристалликами.

П р и м е ч а н и е. Затравку можно приготовить другим способом.

Банку с насыщенным раствором закройте картоном и оставьте на некоторое

время. При медленном охлаждении на дно выпадут кристаллы. Слейте раствор и

извлеките из банки кристаллы, обсушите их на салфетке.

Из выращенных кристаллов выберите самый привлекательный, укрепите его

на нитке, привяжите его к карандашу и опустите во вновь приготовленный

насыщенный раствор соли. Стакан прикройте картоном и оставьте на несколько

дней (недель). Возможно, на кристаллах появятся некрасивые наросты. Их

можно удалить поскоблив лезвием. Кристаллы могут расти 2 – 3 недели, а

могут и полгода. Наберитесь терпения!

Выращенные кристаллы хранят в сосудах с плотно закрывающимися

пробками!

Вопрос для обсуждения.

Как можно объяснить рост кристаллов?

Как отмечают авторы [22], домашние опыты и наблюдения способны

изменить отношение учащихся к химии. Школьники осознают, что изучать эту

науку можно не только в лаборатории, но и дома. И нет лучшего способа

прийти в экспериментальную науку, как непосредственно самостоятельно

экспериментируя. Подтверждение этому можно найти и в истории химии. Многие

прославленные российские ученые – А.М. Бутлеров, Н.С. Курнаков, Н.Н.

Семенов – истоком своего интереса к химии считали именно домашние

эксперименты [22].

Изучению индивидуально-дифференцированного подхода по теме растворы

рассматривается авторами [23]. Показано, что эффективная организация

образовательного процесса в современной школе, не возможна без

использования индивидуально-дефференцированного подхода к учащимся. Ведь

основная цель школы – создать условия для самореализации личности,

удовлетворения образовательных потребностей каждого ученика в соответствии

с его наклонностями, интересами и возможностями, подготовить его к

творческому, интеллектуальному труду. А для этого надо предоставить

учащемуся право выбирать уровень обучения по каждому предмету. В обучении

химии дифференциация имеет особое значение. Это обусловлено спецификой

учебного предмета: у одних учащихся усвоение химии сопряжено со

значительными трудностями, а у других проявляются явно выраженные

способности к изучению этого предмета.

В данной ситуации учителю важно учитывать: как познавательные интересы

учащихся, так и индивидуальный тип их развития. В 80-е годы Ю.К. Бабанский

выдвинул идею о дифференцированной помощи учащимся, т.е. о применении таких

приемов и методов обучения, которые индивидуальными путями вели бы всех

школьников к одинаковому уровню овладения программой [23].

В настоящее время проблема дифференциация обучения интенсивно

изучается: уточняются ее цели, формы и направления, содержание и

методические пути обеспечения. Все большее признание и распространение

получает концепция профильной дифференциации обучения, предусматривающая

выделение трех уровней содержания учебных предметов: общекультурного,

прикладного и профессионального (творческого) /В.Г. Болтянский, Г.Д.

Глейзер/.

Разработка этой концепции – задача государственных органов

образования, ее решение не входит в компетенцию учителя. Учитель, как

правило, осуществляет дифференциацию, предлагая учащимся задания,

отличающиеся объемом заложенного в них материала.

Учащиеся получают право и возможность выбирать уровень обучения,

учитывая свои способности, интересы, потребности, варьировать свою учебную

нагрузку, учиться адекватно оценивать свои знания. Возникает вопрос:

сколько уровней овладения материалом и соответственно, дифференциации

заданий, целесообразно выделить? Руководитель московского центра

«Образование для всех» В.В.Фирсов предлагает ввести два уровня

(обязательный и для интересующихся предметом), академик РАО В.Д. Шадриков –

шесть уровней сложностей. Автору статьи [23] представляется более

обоснованным мнение В.В. Гузеева, сторонника трех уровневой дифференциации

знаний, что на наш взгляд более целесообразно.

Первый уровень можно назвать минимальным. Выполнение учащимися

заданий этого уровня отвечает минимальным установкам образовательного

стандарта. Если учащиеся ориентируются в учебном материале по случайным

признакам (узнавание, припоминание), выбирают задания репродуктивного

характера, решают шаблонные многократно разработанные ранее задачи, то за

выполнение таких заданий они получают отметку «3».

Если учащиеся могут воспользоваться способом получения тех или иных

фактов ориентируясь на локальные признаки, присущие группам сходных

объектов, и проводя соответствующий анализ этих фактов, решают задачи,

которые можно расчленить на подзадачи с явно выраженным типом связи, они

получают отметку «4».

Проведенное анкетирование учащихся общеобразовательных школ показало,

что 80 – 85% из них желают учиться на «4», поэтому такой уровень овладения

материалом и, соответственно, уровень заданий называют общим. В любом

классе есть ученики, которые интересуясь предметом знают больше остальных.

Они могут находить свой способ решения тех или иных задач, причем даже

таких, в которых кроме явной, присутствует и скрытая (латентная) связь,

ориентируются на глобальные признаки, отличающие широкие классы объектов и

явлений. Выполнение заданий такого уровня, называемого продвинутым,

оценивается отметкой «5». Согласно закону «Об образовании» все учащиеся

имеют право выбирать уровень обучения по каждому предмету.

В статье [23] приведены примеры разноуровневых заданий, составленных

учителями Малоярославецкого района Калужской области, О.Л. Бобылевой, А.И.

Астаховой для учащихся 8-го класса по теме « Растворение. Растворы.

Свойства растворов». В качестве примера дифференцированного подхода в

обучении, рассматриваются следующие уравневые задачи:

Минимальный уровень.

1. Запишите уравнения диссоциации следующих электролитов:

- карбоната натрия

- нитрата железа (III)

- гидроксида бария

- азотной кислоты.

2. Напишите уравнения практически осуществимых реакций в молекулярном и

ионном виде:

Zn + HCl (

Cu(OH)2 + HNO3 (

CuSO4 + KOH (

Общий уровень.

1. Какие из перечисленных веществ будут диссоциировать в воде:

- гидроксид калия

- гидроксид алюминия

- нитрат бария

- углерод

- серная кислота.

Запишите уравнение диссоциации.

2. Какие вещества реагируют между собой:

- сульфат меди (II) и гидроксид калия

- цинк и раствор серной кислоты

- карбонат кальция и соляная кислота

- сульфат натрия и соляная кислота.

Напишите уравнения практически осуществимых реакций в молекулярном и

ионном видах.

Продвинутый уровень.

1. Какие электролиты надо растворять в воде, чтобы одновременно в растворе

находились ионы: H+, Na+ , Cl(, SO42(, Al3+, NO3( ?

Составьте формулы и уравнения диссоциации.

2. Приведите примеры химических реакций, подтверждающих три случая

протекания обмена до конца. Напишите их уравнения в молекулярном и ионном

видах [23].

При изучении темы «Растворы» планируется решение расчетных задач.

Так, авторы статьи [24] предлагают рассмотреть расчетные задачи на

растворы, требующие глубокого понимания этого вопроса. Практика показывает,

что наиболее успешно учащиеся справляются с задачами по растворам в том

случае, если им были предложены простые графологические схемы и легко

запоминающиеся алгоритмы решения, приводящие к составлению алгебраических

уравнений. Использование алгоритмов представляет собой формальный путь

решения задачи, лишающий учащихся возможности в полной мере проявить свои

творческие способности.

В основу решения авторы [24] предлагают положить закон сохранения

массы вещества, в соответствии с которым сумма масс растворенного вещества

в смешиваемых растворах равна массе растворенного вещества в новом

растворе. Массу растворенного вещества рассчитываем следующим образом:

m=m(p – pa) ( ( , где ( - массовая доля растворенного

вещества в

растворе.

А, в случае смешивания двух растворов, массу растворенного вещества

можно выразить с помощью уравнения:

m1 ( (1 + m2 ( (2 = (m1 + m2) ( ( , где m1 + m2 - масса нового

раствора.

Графологическая схема, отражающая это соотношение, служит основой

предлагаемого алгоритма решения:

(1

(2 (

m1 + =

Рассмотрим примеры:

Задача 1.

Какую массу 5% -ного раствора щелочи надо добавить к 200 г 40%

-ного раствора, чтобы получить 25% -ный раствор?

1. Запишем кратко условие задачи.

Дано:

(1% = 5%; (1 = 0,05

(2 % = 40%; (2 = 0,4

( % = 25%; ( = 0,25

m2 = 200 г

m1 - ?

2. Составим схему смешивания растворов:

0,05 0,4

0,25

m1 + =

3. Умножим массу каждого раствора, изображаемого на схеме, на

соответствующую массовую долю, составим уравнение и решим его.

Х ( 0,05 + 200 ( 0,4 = (Х + 200) ( 0,25

0,05 Х + 80 = 0,25 Х + 50

0,2 Х = 30

Х = 150

Ответ: Надо добавить 150 г 5% -ного раствора щелочи.

Задача 2.

Из 400 г 20% раствора при охлаждении выделилось 50 г растворенного

вещества. Чему равна массовая доля этого вещества в оставшемся растворе?

Учащимся объясняют, что в задачах такого типа чистое безводное

вещество условно считать раствором с массовой долей 1 ((% = 100%), для воды

соответственно имеет ( =0, после этого учащиеся решают задачу с помощью

алгоритма.

1. Дано:

(1% = 20%; (1 = 0,2

(2 % = 100%; (2 = 1

m1 = 400 г

m2 = 50 г

( - ?

2.

0,2 1

Х

m1 ( =

3. 400 ( 0,2 – 50 ( 1 = 350 Х

Х = 0,086

Ответ: Массовая доля вещества в оставшемся растворе составляет 0,086

или 8,6%

Задача 3.

В какой массе воды нужно растворить 125 г медного купороса, чтобы

получить 8% - ный раствор сульфата меди?

1. Дано:

М(CuSO4 ( 5H2O) = 250 г/моль

m = 125 г

(% = 8%; ( = 0,08

М(CuSO4) = 160 г/моль

m(H2O) - ?

2. Рассчитаем массовую долю CuSO4 в медном купоросе.

160 г/моль

(1 = (((((((

250 г/моль

3.

0,64 0

0,08

m1 + =

4. 125 ( 0,64 = (125 + Х) ( 0,08

Х = 875

Ответ: Потребуется 875 г воды.

Одним из вопросов изучаемых теорией растворов являются коллоидные

системы. Небольшой раздел этой темы включается в курс химии 11-го класса

[25]. Дается классификация дисперсных систем, раскрывается их значение в

практике, приводится характеристика дисперсных систем по внешнему виду,

способности осаждаться, задерживаться фильтрами. Авторы приводят достаточно

детальную характеристику коллоидных растворов, вводится понятие коагуляции,

десорбция заряженных ионов. Приводятся примеры коллоидных растворов и их

роль в повседневной жизни.

Более подробно коллоидные растворы характеризуются авторами [26] .

Отличительной особенностью коллоидов является их многофазность, которую

легко обнаружить с помощью ультрамикроскопа или при пропускании из них

пучков света через раствор. Многократное отражение падающего света от

частиц коллоидных размеров делает их «видимыми» невооруженным глазом

(эффект Тиндаля). Итак, коллоиды – механическая смесь нескольких фаз, но

очень необычная, отличающаяся от типичных механических смесей огромной

поверхностью раздела фаз.

Создание монодисперсного коллоида – дело не простое, но крайне важное

когда речь идет о материалах со структурно-чувствительными свойствами.

Например, в высокоинтенсивных источниках света сейчас используют

вольфрамовые катоды, которые являются композицией вольфрама и оксида тория

(IV). В них очень мелкие частички вольфрама разделены тончайшими оксидными

прослойками. Композиция работает как катод тем лучше, чем однороднее

распределение компонентов [25].

Самый распространенный и наиболее изученный тип коллоидных растворов

составляют системы твердое в жидком. К ним относятся истинные коллоиды –

суспензии (зубная паста, лекарства, концентрированная суспензия

алюмосиликатов, используемая в производстве фарфора).

Авторами [25] рассматривается свойство коллоидов. Отмечено, что

коллоиды, это неопределенные вещества, а вполне определенное состояние, в

котором может находиться большинство веществ.

Одной из важнейших коллоидных систем являются аэрозоли – системы, в

которых жидкие или твердые частицы дисперсной фазы свободно перемещаются в

газообразной дисперсионной среде. Для разрушения аэрозолей в промышленности

используются электрофильтры. Между электродом и стенкой создается высокое

напряжение – в несколько тысяч вольт. При электрическом разряде газа

возникает большое число ионов, которые абсорбируются на частицах аэрозоля.

Последние движутся под влиянием электрического поля к электродам, где

коагулируют, а затем осаждаются на дне фильтра.

Наука о коллоидах, созданная в последние десятилетия, позволяет

решать многие научно-технические и экологические проблемы, начиная от

создания материалов с небольшим сочетанием свойств и кончая предотвращением

взрывов в каменноугольных шахтах. Таким образом, растворы многообразны и

играют большую роль в жизни и деятельности человека. Правильное отношение к

веществам, растворам, их использованию и экологии необходимо воспитывать со

школьной скамьи.

Глава 3. Реакции взаимодействия металлов с растворами солей.

Эксперимент по коллоидным растворам.

Большую роль в формировании знаний учащихся о веществе играет так же

понятие о растворах.

В современном школьном курсе химии изучение растворов на начальном

этапе обучения производится с целью ознакомления учащихся со средой, в

которой протекают многочисленные химические реакции. Затем с растворами

школьники встречаются при изучении вопросов электролитической диссоциации

(растворы – электролиты), элементов главной подгруппы IV группы (коллоидные

растворы). Обобщение знаний о растворах проводят в курсе химии 11-го

класса.

Если говорить о классификации растворов, то можно выделить:

1. По гемогенности – это однородные системы.

2. По числу компонентов. Двухкомпонентные системы состоят из растворителя и

растворенного вещества.

3. По агрегатному состоянию различают: газообразные, жидкие и твердые

растворы.

Теория растворов достаточно хорошо изложена в научной и методической

литературе. В первой главе мы коснулись вопроса создания проблемных

ситуаций при изучении реакций в растворах на примере реакций металлов с

солями и гидролиза. Тема «Гидролиз» раскрыта полностью. Реакциям металлов с

солями и эксперименту по коллоидным системам повещена данная глава.

Часть 1. Реакция металлов с растворами солей.

Школьникам была поставлена задача:

В раствор сульфата меди внесите небольшой кусочек металлического лития

и объясните причину образования осадка черного цвета.

Решение можно выразить следующей схемой:

Схема 1.

Решение проблемного эксперимента.

В общем изучаемый процесс вместе со школьниками изображаем условно:

CuSO4 + Li ( CuO( + H2(

исходные вещества наблюдаемые экспериментально продукты

Вспоминаем, какие химические свойства металлов характеризует ряд

стандартных электродных потенциалов:

1. Чем более отрицателен электродный потенциал металла, тем больше его

восстановительная способность.

2. Каждый металл, имеющий более отрицательный потенциал, способен вытеснять

(восстанавливать) из раствора солей те металлы, которые имеют более

положительный потенциал.

Вспоминаем, что исключение составляют лишь щелочные и щелочноземельные

металлы, которые не восстанавливают ионы других металлов из растворов их

солей, что связано с тем, что скорость их взаимодействия с водой, т.е.

гидратация значительно превышает скорость вытеснения иона металла.

3. Все металлы, имеющие отрицательный стандартный электродный потенциал,

т.е. находящиеся в ряду напряжения металлов левее водорода, способны

вытеснять его из растворов кислот. К этому добавляем, что самые активные

металлы вытесняют водород и из воды.

Таким образом, в систему введены - сульфат меди, вода и литий.

Исследуем какие возможны процессы:

- литий реагирует с водой, при этом выделяется водород, что согласуется с

наблюдаемыми признаками реакции:

2Li + 2H2O ( 2LiOH + H2(

Образовавшийся гидроксид лития, должен реагировать с сульфатом меди с

образованием осадка гидроксида меди голубого цвета:

CuSO4 + 2LiOH ( Cu(OH)2( + Li2SO4

Образование осадка черного, а не голубого, цвета вызвало удивление у

школьников. Проделываем опыт по взаимодействию лития не с солью, а с водой

и измеряем выделившуюся при этом температуру (70(С):

2Li + 2H2O ( 2LiOH + H2( + Q

Выдвигаем гипотезу, что выделившейся при реакции гидратации лития

теплоты, достаточно для разложения образовавшегося гидроксида меди:

t(

Cu(OH)2 ( CuO + H2O ( t( разложения 50(С)

осадок осадок

голубого черного

цвета цвета

Часть 2. Эксперимент по коллоидным системам.

Прежде всего, на наш взгляд, крайне интересным является вопрос о

начале коллоидной науки.

Поздним осенним вечером [27] в лаборатории Британского монетного

двора работали два человека. Один из них заведующий лабораторией Томас

Грэм, а другой – директор монетного двора Вильям Робертс.

Меня интересует один серьезный вопрос – заговорил Грэм, это

непонятные свойства кремниевой кислоты – иногда она не выпадает в осадок и

остается в растворе. Я хочу заняться их изучением.

Грэм подошел к большому шкафу, достал несколько склянок и поднес их к

свече. Растворы были прозрачными. Он наклонил одну из склянок, чтобы

удостовериться, что на дне нет осадка. Однако раствор был неподвижен, он

превратился в прозрачную желеобразную массу.

- И это раствор кремниевой кислоты? – произнес удивленный Робертс.

- Да! Посмотрите, какое желе получилось! Как будто я сварил крахмал и

оставил его остывать. Постойте-постойте! Крахмал… по гречески крахмал

называется «колла», т.е. клей. Не следует ли назвать этот раствор

коллоидным? Это будет указывать на то, что они похожи на раствор

крахмала.

Именно в тот вечер Грэм пришел к убеждению, что существуют два вида

растворов – истинные и коллоидные. Грэм исследовал свойства коллоидных

растворов, показал, что они неустойчивы и растворенное вещество может легко

выделяться в виде осадка. Этот процесс был назван коагуляцией.

Исследования Грэма показали, что коагуляция вызывается не только

добавлением в раствор солей, кислот или оснований, но и повышением

температуры, продолжительным перемешиванием или иногда просто длительным

отстаиванием.

Итак, появилось понятие коллоидные растворы.

Не менее интересна другая история.

На одном из заседаний Лондонского химического общества в 1867 г. к

Грэму подошел Джон Тиндаль и заговорил о волновавшем его вопросе [27]:

- Я с некоторых пор изучаю рассеяние света при прохождении через

мутные растворы. Коллоидные растворы тоже меня заинтересовали, и я буду

просить у вас каких-либо практических указаний о получении чистых

коллоидных растворов.

Скоро Тиндаль имел в своем распоряжении очищенные путем диализа

коллоидные растворы и начал свои опыты.

Тиндаль наполнил стеклянную ванну коричневым раствором золя

гидроокиси железа. Раствор был совершенно прозрачным и не отличался по

цвету от раствора дихромата калия, например. Плотным экраном Тиндаль

прикрыл лампу. Только тонкий пучок лучей пробивался через небольшое

отверстие в центре экрана. Профессор направил эти лучи на ванну с

коллоидным раствором. Вместо ожидаемого четко ограниченного пятна на экране

появился размытый, неясноочерченный светлый круг. Тиндаль был поражен.

Прошло несколько минут, а он все не мог оторваться от этой красоты, как

будто в ванну было погружено какое-то тело, излучающее свет. Лучи входили в

раствор, образуя круг небольшого диаметра, который постепенно увеличивался

к противоположной стене ванны, образуя светящийся конус.

Эта история об открытии известного в науке эффекта Тиндаля.

Результаты опытов подтвердили его первоначальные наблюдения. Попадая в

коллоидный раствор пучок лучей рассеивался, образуя светящийся конус.

В 1899 г. английский физик Джон Вильям Рэлэй нашел объяснение

двойному цвету коллоидных растворов и вывел формулу, которая представляла

собой закон рассеивания света.

Белый свет состоит из лучей разной длинны волн: от синих – с

наименьшей длинной волн, до красных – с наибольшей длинной. Когда сложный

световой луч встречается с маленькой коллоидной частицей, красные лучи не

изменяются, а продолжают свой путь, потому, что длинна их волн на много

больше размеров частицы. А для синих лучей эта же частица является

непреодолимым препятствием, потому, что ее размеры больше длинны волн синих

лучей. Поэтому синие лучи отражаются от коллоидных частиц. Это приводит к

обогащению проходящего через раствор света красными лучами и к отражению

синих лучей.

В курсе химии средней школы с коллоидными растворами школьники

встречаются в 11-ом классе при обобщении знаний по теме «Растворы», но на

более высоком уровне [25].

Авторы отмечают, что коллоидные растворы имеют размер от 1 до 100 нм

и относятся к тонкодисперсным системам (например, раствор яичного белка в

воде). Они прозрачны, отдельные частицы обнаруживаются только при помощи

ультрамикроскопа, осаждаются с трудом. Задерживаются только ультрафильтрами

с очень маленькими порами (пергаментная бумага, животный пузырь).

Коллоидные растворы имеют большое значение. Они образуются при растворении

в воде некоторых высокомолекулярных веществ (белков), а также при

химических реакциях, например, при взаимодействии растворов силикатов с

кислотами выделяется кремниевая кислота, образующая с водой коллоидный

раствор. По прозрачности коллоидные растворы схожи с истинными растворами.

Но при пропускании луча света через них наблюдается отличие: в коллоидном

растворе появляются светящийся конус, так как коллоидные частицы крупнее

частиц в истинных растворах и поэтому способны рассеивать проходящий свет.

Таким образом, теоретические данные совпали с экспериментальными, что

делает гипотезу достоверной.

Проверку проводили следующим образом: по реакции обмена готовили

гидроксид меди (II) и вносили литий:

CuSO4 + 2LiOH ( Cu(OH)2( + Li2SO4

и вновь подтверждали, что теплоты реакции взаимодействия лития с водой

достаточно для разложения гидроксида меди (II) на оксид и воду.

Опыты по взаимодействию лития с солями железа (III), никеля,

алюминия, магния показали, что в данном случае образуются только

гидроксиды, т.к. выделяемой при взаимодействии лития с водой теплоты в

данном случае недостаточно для разложения гидроксидов Fe(OH)3, Ni(OH)2,

Mg(OH)2 .

Использование проблемного эксперимента способствует развитию мышления

школьников, повышает их творческий потенциал и активность, а также отвечает

принципам развивающего обучения.

Проблемный эксперимент позволяет преодолеть односторонность,

формирует более точный, многогранный взгляд на изучаемое явление,

способствует установлению взаимосвязи между ними с позиции теории и

окислительно-восстановительных процессов. Обучение может быть усиленным

тогда, когда деятельность учителя сопровождается активной и творческой

деятельностью учащихся. Условие для развития творческих способностей

учащихся создается только тогда, когда проблемные ситуации образуют

определенную систему.

Учащиеся, получив неожиданные экспериментальные данные, включают их в

систему своих представлений по данному вопросу, объясняют опыты,

устанавливают новые связи с уже известными фактами и, обогащаясь новыми

экспериментальными и теоретическими сведениями приходят к пониманию более

глубоких и сложных закономерностей.

Следующий опыт касался взаимодействия кальция с растворами хлорида

меди (II), хлорида железа (III).

В штатив поместили пробирки с растворами хлорида меди (II) и хлорида

железа (III) и вносим в каждую тщательно зачищенные кусочки кальция. В

первом случае наблюдаем бурное протекание реакции с образованием газа и

нерастворимых веществ различной окраски. Если поджечь газ, он горит,

следовательно это водород. Внешний вид нерастворимых веществ указывает, что

образуется смесь различных осадков: в начале синего цвета, с течением

времени окраска меняется на беловато-голубой.

Во втором случае также наблюдается выделение водорода и образование

осадков: бурого и светло-желтого цвета. Данный опыт противоречит

результатам полученных по взаимодействию лития с сульфатом меди. Требуется

поиск для объяснения результатов эксперимента. Выдвигается гипотеза:

очевидно, кальций реагируя с водой, находящейся в растворе солей, образует

основание, вступающее в обменную реакцию с растворами солей и в осадок

выпадают соответствующие гидроксиды:

- по первому опыту:

Ca + 2H2O ( Ca(OH)2 + H2(

Ca(OH)2 + CuCl2 ( Cu(OH)2( + CaCl2

или:

Ca + 2H2O + CuCl2 ( Cu(OH)2( + H2( + CaCl2

- по второму опыту:

Ca + 2H2O ( Ca(OH)2 + H2(

3Ca(OH)2 + 2FeCl3 ( 2Fe(OH)3( + 3CaCl2

или:

3Ca + 6H2O + 2FeCl3 ( 2Fe(OH)3( + 3H2( + 3CaCl2

После составления суммарных уравнений реакций обращаем внимание на

то, что продуктами взаимодействия являются и малорастворимый гидроксид

кальция и различные основные соли.

На вопрос почему в данном случае не образуется осадок черного цвета

оксида меди (II), последовал логичный ответ, что при гидратации кальция

теплоты выделяется меньше, чем при гидратации лития, а ее недостаточно для

разложения Cu(OH)2 .

Данный демонстрационный эксперимент с использованием проблемного

подхода, по реакции лития и кальция с солями, является убедительным и

доказательным: действительно щелочные и щелочноземельные металлы не

вытесняют менее активные металлы из растворов солей, а протекают более

сложные процессы, в которых участвуют как молекулы воды, так и частицы

соли.

Для проведения диализа коллоидных систем был избран оригинальный

диализатор – природный образец (куриная скорлупа).

Для проведения эксперимента были использованы следующие системы:

Система 1: раствор белка – сульфат аммония,

Система 2: раствор белка – сульфат натрия,

Система 3: раствор белка – хлорид натрия.

Наполовину разбавленный раствор белка вносили в яичную скорлупу,

приливали насыщенный раствор соли и помещали подготовленные системы (1, 2,

3) в стакан с дистиллированной водой. Через определенные промежутки времени

( 1 час, 2часа и т.д.) брали пробу из стаканов и приливали растворы BaCl2

к системам (1, 2) и AgNO3 к системе (3). Выпадали осадки сульфата бария и

хлорида серебра. Эксперимент показал, что естественный продукт яичная

скорлупа может быть использована для проведения диализа коллоидных систем.

Для наблюдения эффекта Тиндаля нами был сконструирован прибор,

использованный в период педагогической практики в школе №7 г. Тамбова, на

уроках химии в 11-ом классе (рис.2).

Использованные системы:

1. Раствор силиката натрия.

2. Раствор яичного белка.

3. Раствор 3% желатина.

4. Раствор хлорид железа (III).

Рис. 2 Прибор для демонстрации эффекта Тиндаля в коллоидных

растворах.

Выводы.

1. Проведена литературная проработка по теме дипломной работы.

2. Разработана методика формирования химического языка в курсе химии

средней школы.

3. Приведены примеры и методика решения задач по химическим формулам.

4. Использован проблемный метод обучения при изучении взаимодействия

активных металлов с водой.

5. Разработан конспект проблемного урока по теме «Годролиз», опробированный

в 9-ом классе школы №7 г. Тамбова.

6. Подобраны системы для проведения диализа с использованием естественного

продукта – яичной скорлупы.

7. Изготовлен и применен на практике прибор для демонстрации эффекта

Тиндаля.

Использованная литература.

1. Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. Химия 8-й класс. М.: Просвещение. 1999.

с.5 -47.

2. Л.С. Гузей, В.В. Сорокин, Р.П. Суровцева. Химия 8-й класс. М. Изд. дом

«Дрофа». 1999. с. 5 – 46.

3. Н.С. Ахметов. Химия. Учебник для 8-го класса общеобразовательных

учреждений. М.: Просвещение. 1998. с. 5 – 46.

4. Методика преподавания химии под редакцией Н.Е. Кузнецовой. М.:

Просвещение. 1984. с. 79.

5. Д.И. Менделеев. Основы химии. т. 1. Изд. одиннадцатое. М. – Л.,

Гостехиздат. 1932. с. 480.

6. И.Н. Семенов. Задачи по химии повышенной сложности для абитуриентов. ч.

2. Изд. Ленинградского университета. 1991. с. 3.

7. И.Н. Семенов. Задачи по химии повышенной сложности для абитуриентов. ч.

1. Изд. Ленинградского университета. 1991. с. 4.

8. Задачи по химии. Выпуск 7. Воронежская медицинская академия им. Н.Н.

Бурденко. Воронеж. 1997. с. 2.

9. Сборник упражнений и задач по органической химии. Саратовский

государственный медицинский университет. Саратов. 1999. с. 4.

10. Методические указания и контрольные задания по химии. Г.И. Гущина со-

ставитель. Пермская государственная фармацевтическая академия. Пермь.

2000. с. 12.

11. Ф.А. Чмиленко, И.Г. Виниченко, Г.С. Чмиленко. Подготовка к эксперименту

по химии с контролем на ЭВМ. «Школа – пресс». М. 1994. с. 20.

12. В.Н. Верховский, А.Д. Смирнов. Техника химического эксперимента. т.1.

М.: Просвещение. 19973. с. 360.

13. К.Я. Парменов. Химический эксперимент в средней школе. М., Из-во АПН

РСФСР, 1959. с. 30-50.

14. В.С. Полосин, В.Г. Прокопенко. Практикум по методике преподавания

химии. М., Просвещение. 1989. с. 300.

15. В.С. Полосин. Школьный химический эксперимент по неорганической химии.

М., Просвещение. 1989. с. 200-207.

16. Г.М. Чернобельская. Основы методики обучения химии. М.: Просвещение.

1987. с. 57.

17. Р.И. Малафеев. Проблемное обучение физике в средней школе. М.:

Просвешение. 1980.

18. Э.Г. Золотников. «Изучение растворимости веществ в воде». Ж. Химия в

школе. №6. 94. с. 72-73.

19. В.Н. Головнер. «Семь превращений в одной пробирке». Ж. Химия в школе.

№3. 2000. с. 61-64.

20. Т.Х. Чен, Е.Ю. Раткевич. «Методика определения общей жесткости воды».

Ж. Химия в школе. №5. 2000. с. 80-81.

21. Е.В. Турлакова, Р.В. Дудла. «Урок по изучению химических свойств воды».

Ж. Химия в школе. №1. 2000. с. 34-35.

22. Т.Н. Романина, Г.А. Шипарева. «Домашние эксперименты: интересно и

познавательно». Ж. Химия в школе. №5. 98. с. 38-40.

23. Т.К. Толкачева. «Уровневая дифференциация – потребность времени». Ж.

Химия в школе. №8. 2000. с. 15-18.

24. И.И. Геращенко. «Решение задач на растворы». Ж. Химия в школе. №5. 94.

с. 47.

25. Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. Химия. 11 класс. М.: Просвещение. 1999.

с. 83-84.

26. Ю.Д. Третьяков, Ю.Г. Метлин. «Основы общей химии». Москва. Просвещение.

1980. с. 92-98.

27. К. Мачалов, Д. Лазаров, И. Лилов. У химии свои законы. Из-во «Химия».

1977. с. 86.

-----------------------

m1

m2

m1 + m2

Х + 200

200

Х

350

50

400

125

Х

125 + Х

Проблемный

эксперимент

Создание

проблемной ситуации

Выдвижение

гипотезы

Теория, необходимая для разрешения проблем

Исследовательский эксперимент

Вывод

Проверочный эксперимент

+

+

+

+

+

+

Страницы: 1, 2, 3