ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ В ШКОЛЕ:
ПРОГНОСТИЧЕСКАЯ
НАПРАВЛЕННОСТЬ ОБУЧЕНИЯ

Основные вопросы трактовки закономерностей
осуществления химических реакций

«Ближайший предмет химии, – по словам Д.И.Менделеева, – составляет изучение однородных веществ, из сложения которых составлены все тела мира, превращений их друг в друга и явлений, сопровождающих такие превращения» [1, с. 3]. Из этих слов нашего величайшего соотечественника ясно, что фундаментом изучения химии является рассмотрение двух глобальных вопросов:
а) изучение веществ – предметный аспект и б) изучение химических реакций – процессуальный аспект.
Если ряд составляющих частей предметного аспекта рассматривается и в других учебных предметах (физика, ботаника, география), то изучение основ процессуального аспекта – исключительно прерогатива химических наук, в частности учебного предмета «Химия».
Казалось бы, очевидно, что изучение проблем, связанных с закономерностями осуществления химических реакций, в школьном курсе химии должно соответствовать не только уровню развития современной науки, но и логике научного исследования. К сожалению, все оказывается далеко не так. Установившийся в практике обучения подход впору сравнить с попытками «поставить телегу впереди лошади» (что характерно для ряда современных школьных учебников). Как будто и не было никогда высказываний о том, что ближайшее будущее станет эпохой химии...
Полностью использовать возможности химических наук можно, по словам В.Льюиса, только применяя термодинамические методы в исследованиях. Весьма убедительны и слова А.Эйнштейна, писавшего, что термодинамика – это единственная физическая теория, которая никогда не будет опровергнута. Поэтому во второй половине ХХ в. в курсах общей химии многих вузов началось рассмотрение основ химической термодинамики, поборником введения которых в России был профессор МХТИ им. Д.И.Менделеева М.Х.Карапетьянц [2, 3].
Карапетьянц считал, что «пока не выяснен вопрос о принципиальной осуществимости процесса, бессмысленно решать кинетические задачи» [см. 2, с. 6]. По этому пути и пошло дальнейшее развитие вузовской общей химии. Школьный же курс химии даже и в начале ХХI в. остается на низком уровне, не отвечающем достижениям современной химической науки. Сегодня, как и в доброе старое время, изложение общих закономерностей протекания химических реакций начинается с характеристики их скорости и химического равновесия без рассмотрения первопричин возможности или невозможности осуществления химических процессов.
О необходимости совершенствования содержания курса школьной химии в отмеченном направлении один из авторов этой статьи указывал ранее [4], внося при этом конкретные предложения. Настоящие рекомендации направлены не столько на изучение нового фактического материала (он должен быть минимальным и целенаправленным), сколько на развитие умственной деятельности учащихся, на формирование умения предвидеть и предугадывать взаимодействия на основании изученных теоретических закономерностей.
Остановимся теперь на конкретных вопросах выполнения этой задачи на материале курса органической химии 10-го класса [5]. В цитируемом учебнике впервые в истории российской методики обучения химии основой при рассмотрении реальности или нереальности осуществления химических реакций с участием органических веществ является уравнение, характеризующее изменение свободной энергии реакции. Решение его служит критерием для определения возможности или невозможности любой прогнозируемой реакции:

G⁰_{реакции} = H⁰_{реакции} – TS⁰_{реакции}/1000.     (1)

Подробно знакомство школьников с использованием этого уравнения дается в курсе химии 9-го класса [6, с. 64–79].
Напомним, что это уравнение рассматривает влияние на химическую реакцию двух важнейших факторов: а) энтальпийного (H⁰_{реакции}) и б) энтропийного (TS⁰_{реакции}). Данное уравнение справедливо для стандартных состояний (но для процессов, рассматриваемых в школьном курсе химии, оно дает вполне приемлимую информацию и при многих условиях, отличных от стандартных). Учащимся известно [6], что если значение G⁰_{реакции} < 0, то рассматриваемая химическая реакция принципиально возможна и происходит самопроизвольно, если G⁰_{реакции} > 0, то реакция принципиально невозможна, а если G⁰_{реакции} = 0, то имеет место химическое равновесие.
Поясним, что еще в курсе 8-го класса [7] ученикам дается понятие о двух существеннейших направлениях химического процесса, приводящих к пониманию того, что наукой рассматриваются как самопроизвольные, так и несамопроизвольные процессы. Об этом почему-то умалчивается при обучении химии в настоящее время (и, кстати, не входит в требования образовательного минимума), хотя данная классификация является глобальной, а проиллюстрирована может быть на элементарных примерах получения водорода в лаборатории и технике уже в 8-м классе на начальном этапе изучения химии.
Рассмотрим некоторые примеры реакций с участием органических веществ, иллюстрирующих термодинамический подход.

Пример 1. Горение алканов.

На основании этих данных ученик может вычислить значения H⁰_{реакции}, S⁰_{реакции}
и G⁰_{реакции}, которые оказываются следующими:

H⁰_{реакции} = –3885,5 кДж,

S⁰_{реакции} = 451,15 Дж/К,

TS⁰_{реакции} = 134,44 кДж,

G⁰_{реакции} = –4019,94 кДж.

Из полученных значений следует, что осуществлению реакции способствует как энтальпийный (энергетический) фактор, так и энтропийный фактор. Данная реакция является самопроизвольной и необратимой:

1¹

2

Методически грамотное рассмотрение только одного этого примера показывает учащимся, что отрицательное значение G⁰_{реакции} является необходимым, но еще недостаточным условием ее осуществления. Ведь имеет место действие многих тормозящих факторов, таких, как величина энергии активации, степень дисперсности (раздробленности) вещества, агрегатное состояние вещества. Осмысление этого факта и есть погружение в мир химических превращений. Ученик реально оценивает ситуацию и дает ответ на главный вопрос: почему осуществляется химическая реакция? Скорее всего это и есть то главное, чему должен научиться школьник за годы обучения химии (изучение только курса «Естествознание» такой возможности скорее всего не даст).
Аналогичным образом мы предлагаем рассматривать с учащимися и приучать их самих анализировать и оценивать и другие самопроизвольные реакции школьного курса (галогенирование, гидрирование, нитрование, гидратацию и т.п.).

Пример 2. Синтез метана.

Теоретический интерес может представлять реакция синтеза метана из простых веществ – графита и водорода (но не из углерода и водорода, как это сказано в ряде учебников).

G⁰_{реакции} = –74,85 – T(186,27 – 130,6•2 –5,7)/1000) = –74,85 – 298 (–80,63)/1000 = –50,82 кДж.

Из приведенных данных учащиеся могут сделать вывод о том, что: а) данная реакция экзотермическая (H⁰_{реакции} = –74,85 кДж), следовательно, энтальпийный (энергетический) фактор способствует осуществлению реакции в прямом направлении; б) реакция происходит с уменьшением энтропии (S⁰_{реакции} = –80,63 Дж/К), и поэтому энтропийный фактор (TS⁰_{реакции}) препятствует осуществлению реакции в прямом направлении. Поскольку оба фактора имеют одинаковые знаки (H⁰_{реакции} < 0, TS⁰_{реакции} < 0), то реакция происходит обратимо:

Учитывая, что энтропийный фактор не способствует осуществлению реакции в прямом направлении, ясно, что реакция сопровождается повышением упорядоченности данной системы. В таком случае увеличение давления смещает равновесие в сторону прямой реакции (действие давления противоположно действию энтропии), подавляя действие энтропийного фактора.
Для того чтобы определить температурные условия синтеза метана, учащиеся записывают основное уравнение следующим образом:

H⁰_{реакции} – TS⁰_{реакции}/1000 = 0,   (2)

преобразуя которое получают:

Т = H⁰_{реакции}•1000/S⁰_{реакции} = 928,3 К (655,3 °С).

Полученное значение температуры позволяет учащимся сформулировать следующее положение: при 655,3 °С исходные вещества и продукты реакции находятся в состоянии подвижного равновесия. Ниже этой температуры и следует проводить реакцию, если наша цель – получение метана; при нагревании выше этой температуры начнется разложение продукта на исходные вещества.
Почему в этой реакции следует применять катализатор? На этот вопрос подготовленный ученик отвечает так: «Использование катализатора изменяет скорость как прямой, так и обратной реакции, а так как прямая реакция является реакцией с неблагоприятным направлением смещения химического равновесия (обратимая и экзотермическая), то применение катализатора увеличит скорость образования метана при температуре более низкой, чем 655,3 °С».
Как в ранее действовавших, так и в ряде используемых сейчас учебников учащимся предлагаются догматические утверждения об условиях проведения реакций, вместо того чтобы направить их мыслительную активность на использование ведущих закономерностей химической науки в применении к изучаемому материалу [см. 3].
При устоявшемся в настоящее время методическом подходе учащиеся представляют себе влияние катализатора неадекватным образом (проще говоря, порочным), считая, что его действие распространяется на ускорение любого предложенного им превращения веществ. Это происходит в связи с тем, что в процессе обучения не дается понятие о самопроизвольных и несамопроизвольных реакциях. Из приведенных нами выше объяснений следует, что катализатор способствует протеканию реакции только в случае самопроизвольного процесса (G⁰_{реакции} < 0).
«Однако никакой катализатор никогда не заставит соединиться диоксид углерода и воду с образованием бензина и кислорода при комнатной температуре и умеренных давлениях, и только невежественный химик потратит время на поиски такого катализатора. Короче говоря, понимание различия между самопроизвольными и несамопроизвольными реакциями помогает химику увидеть границы возможного. Если реакция возможна, но пока еще не найден путь ее осуществления, целесообразно заниматься поисками таких путей. Если же процесс принципиально невозможен, не следует тратить на него время» [8, c. 169].
Если реакция принципиально возможна (G⁰_{реакции}), значение G⁰_{реакции} при этом меньше
–42 кДж, а возможность осуществления реакции не реализуется в действительности², то следует прибегнуть к рассмотрению воздействия кинетических факторов: использование катализатора (снижающего энергию активации реакции), раздробление вещества (увеличение степени дисперсности), перевод вещества в другое агрегатное состояние.
Значение G⁰_{реакции} < –42 кДж – признак того, что процесс протекает самопроизвольно. Если расчеты приводят к значению свободной энергии, лежащему в интервале G⁰_{реакции} [–42, +42], то для дальнейших вычислений не следует использовать уравнение (1). Для такого процесса вычисляют значение G⁰_{реакции} (без ноля!), однако в школьном курсе химии лучше таких вычислений не предусматривать. И наконец, если значение G⁰_{реакции} > +42 кДж – реакция принципиально невозможна.
Для наглядности представим эти рассуждения в виде таблицы (табл. 1, см. с. 8):

Таблица 1

Возможность или невозможность осуществления химической реакции
в зависимости от свободной энергии

Интервал значений свободной энергии (S0реакции)
менее –42 кДж	от –42 кДж до +42 кДж	более +42 кДж
Реакция принципиально возможна при стандартных и прочих мыслимых состояниях – самопроизвольная реакция (S0реакции < 0)	Возможность осуществления такой реакции решается путем вычисления значения S0реакции; реакция может быть самопроизвольной (S0реакции < 0) и несамопроиз-вольной (S0реакции > 0)	Реакция принципиально невозможна при стандартных и прочих мыслимых состояниях – несамопроизвольная реакция (S0реакции > 0)

Рассмотрим еще пример, позволяющий отработать вышеназванные понятия.

Пример 3. Получение этина из карбида кальция.

Для понимания влияния рассмотренных выше факторов обратимся к реакции получения этина из карбида кальция, которую можно осуществить в ходе практического занятия:

G⁰_{реакции} = H⁰_{реакции} – TS⁰_{реакции}/1000 = [(–986,6 + 226,75) – (–285,83•2 + (–62,8))] –
– 298[(83,4 + 200,82) – (70,3 + 69,95•2)]/1000 = –126,65 – 22,056 = – 148,71 кДж.

Данная реакция самопроизвольная и необратимая, т.к. энтальпийный и энтропийный факторы благоприятствуют ее осуществлению в прямом направлении (H⁰_{реакции} < 0 и TS⁰_{реакции} > 0) (табл. 2). Она интересна тем, что протекает очень легко (энергия активации этой реакции имеет крайне низкое значение). Протеканию реакции способствуют и энтальпийный (1) и энтропийный (2) факторы:

Таблица 2

Влияние энтальпийного и энтропийного факторов
на возможность протекания химической реакции

Действие факторов Харак- теристика	Оба благоприятствуют	Оба противодействуют	Оба уравновешены	Один противодействует другому
Значения факторов	H0 < 0, TS > 0	H0 > 0, TS < 0	H0 = TS	H0 < 0, TS < 0	H0 > 0, TS > 0
Вывод	Реакция самопроизвольная, необратимая (в рассматриваемом направлении), G0реакции < 0	Реакция несамопроизвольная, в принципе неосуществима (в рассматриваемом направлении, если нет затрат энергии извне), G0реакции > 0	Имеет место химическое равновесие, G0реакции = 0	Вывод о возможности протекания реакции делается после вычисления значения свободной энергии реакции: G0реакции < 0, G0реакции > 0, G0реакции = 0. В этих случаях следует вычислять значение температуры, выше или ниже которой реакция может происходить преимущественно в заданном направлении

¹ Цифра 1 показывает направление действия энтальпийного фактора, цифра 2 – направление действия энтропийного фактора.
² Значение величин свободной энергии –42кДж и +42 кДж получены как экспериментально, так и расчетным путем.

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