ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ В ШКОЛЕ:
ПРОГНОСТИЧЕСКАЯ
НАПРАВЛЕННОСТЬ ОБУЧЕНИЯ

Основные вопросы трактовки закономерностей
осуществления химических реакций

Окончание. Начало см. в № 42/2004

С учащимися, проявляющими повышенный интерес к изучению химии, мы рекомендуем рассмотреть следующие два примера.

Пример 4. Бромирование бензола.

H⁰_{реакции} = –36,9 кДж,

S⁰_{реакции} = +75,9 Дж/К,

TS⁰_{реакции} = +22,6 кДж,

G⁰_{реакции} = –59,5 кДж.

Из приведенных данных следует, что осуществлению бромирования бензола способствует как энтальпийный (энергетический) (H⁰_{реакции}), так и энтропийный фактор (TS⁰_{реакции}):

Отрицательное значение стандартной свободной энергии свидетельствует о принципиальной возможности ее осуществления. Это самопроизвольная, необратимая реакция. Однако возможность осуществления этой реакции превращается в действительность только при использовании катализатора, снижающего энергию активации.
Часто в обучении используется прием объяснения по аналогии. Вроде бы логично после рассмотрения реакции бромирования бензола предложить учащимся составить уравнение реакции взаимодействия бензола с йодом. В этой ситуации такая «аналогия» оказывается несостоятельной, т.к. не учитывает пониженную реакционную способность йода по сравнению с бромом. Подобный казус может произойти во всех тех случаях, когда игнорируются энергетические (термодинамические) особенности свойств веществ.

Пример № 5. Йодирование бензола.

H⁰_{реакции} = +90,3 кДж,

S⁰_{реакции} = +122,3 Дж/К,

TS⁰_{реакции} = +36,4 кДж,

G⁰_{реакции} = +54 кДж.

Ученики могут, оценивая полученные результаты вычислений, сделать следующие умозаключения:
1. Энтальпийный (энергетический) фактор противодействует осуществлению данной реакции в прямом направлении (H⁰_{реакции} > 0), т.е. химические связи в исходных веществах более прочные, чем в продуктах реакции.
2. Энтропийный фактор способствует осуществлению реакции в прямом направлении
(TS⁰_{реакции}).
3. Однако сравнение величин и знаков этих факторов позволяет вычислить значение G⁰_{реакции} и сделать на этой основе вывод о том, что реакция принципиально невозможна (G⁰_{реакции} > 0).
Желающим можно предложить оценить возможность осуществления этой же реакции, если йод находится в парообразном состоянии. (Можно ли решить этот вопрос, не прибегая к вычислениям?)

При изучении спиртов можно рекомендовать учащимся рассмотреть пример получения метанола в промышленности.

Пример 6. Синтез метанола из водяного газа.

H⁰_{реакции} = –90,47 кДж,

S⁰_{реакции} = –218,99 Дж/К,

TS⁰_{реакции} = –65,26 кДж,

G⁰_{реакции} = –25,21 кДж.

Произведенные вычисления позволяют ученикам сформулировать следующие выводы:
1. Энтальпийный (энергетический) фактор способствует осуществлению реакции в прямом направлении (H⁰_{реакции} < 0), т.е. химические связи в продукте реакции более прочные, чем в исходных веществах.
2. Энтропийный фактор не способствует (противодействует) осуществлению реакции в прямом направлении (TS⁰_{реакции} < 0).
3. Сравнение величин этих факторов путем вычисления значения свободной энергии реакции позволяет понять, что синтез метанола происходит самопроизвольно (G⁰_{реакции} < 0) и обратимо.

4. Для предотвращения развития неупорядоченности (что происходит при смещении равновесия влево) используется повышенное давление, которое снижает неблагоприятное влияние энтропийного фактора.
Поскольку эта реакция экзотермическая, ее следует проводить при низкой температуре, что, к сожалению, приведет к уменьшению скорости реакции в целом. Повышение скорости можно обеспечить за счет использования катализатора (он снизит энергию активации системы), не допуская повышения температуры, а используя ее оптимальную величину. Значение оптимальной температуры может быть найдено путем вычисления температуры, при которой имеет место химическое равновесие, т.е. в соответствии с формулой (2):

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

Отсюда

T = H⁰_{реакции}•1000/S⁰_{реакции} = 415 К (142 °С).

Учитель, завершая рассмотрение этой реакции, сообщает ученикам, что в промышленных условиях синтез метанола проводится при давлении 7 МПа и температуре 200–300 °С, катализатором служит смесь оксидов меди и цинка. Эти данные совпадают с теми выводами, которые только что сделали сами учащиеся.
Осмыслению общих закономерностей осуществления химических реакций весьма успешно будет способствовать сразу же заданный учителем вопрос: «Получение какого важного продукта неорганической химии напоминает вам условия синтеза метанола?» (Это аммиак.)

В таком же стиле могут быть рассмотрены условия получения этанола в промышленности путем гидратации этена (это задание можно предложить и в качестве домашнего).

Пример 7. Гидратация этена.

При изучении алкенов интерес представляет реакция гидратации этена (ее можно подробно рассматривать и в теме «Спирты» при изучении производства этанола):

C₂H₄ (г.) + H₂O (г.) = C₂H₅OH (г.).

H⁰_{реакции} = –45,8 кДж,

S⁰_{реакции} = –126,79 Дж/К,

TS⁰_{реакции} = –37,78 кДж,

G⁰_{реакции} = –8,02 кДж.

Учащимся можно предложить ответить на ряд вопросов, касающихся прогнозирования осуществления этой реакции.
1. Сделайте вывод об условиях осуществления этой реакции.
2. Как будет влиять повышение температуры на полноту ее осуществления?
3. Как ускорить процесс, не прибегая к повышению температуры?
Имея перед собой только что вычисленные значения термодинамических параметров, можно предположить следующие ответы школьников.
1. а) Это экзотермическая реакция (H⁰_{реакции} < 0), энтальпийный фактор благоприятствует (способствует) осуществлению реакции в прямом направлении;
б) отрицательное значение энтропийного фактора (TS⁰_{реакции} < 0) свидетельствует о противодействии его прямому направлению осуществления реакции.

По вышеназванным причинам процесс следует проводить при возможно более низкой температуре, но скорость реакции при этом будет незначительной.
2. Для ответа на второй вопрос ученик предварительно производит вычисления по формуле (2):

T = H⁰_{реакции}•1000/S⁰_{реакции} = 361 К (88 °С),

определяя температуру, характеризующую состояние химического равновесия данной реакции.
Понятно, что при нагревании выше 88 °С равновесие данной реакции смещается влево, при температурах ниже 88 °С – вправо.
3. Повышение скорости осуществления этой реакции возможно при увеличении давления, которое подавляет действие энтропийного фактора. Использование катализатора равно ускоряет и прямую, и обратную реакции. Для увеличения скорости процесс ведут при оптимальной температуре (здесь опять можно провести аналогию с реакцией синтеза аммиака).
После того как получены все ответы, можно сообщить учащимся о тех реальных условиях, при которых эта реакция проводится в промышленности: давление – 8 МПа, температура – 300 °С, катализатор – фосфорная кислота.

Пример 8. Окисление этена кислородом.

При изучении альдегидов можно предложить учащимся определить условия осуществления реакции, не прибегая к вычислениям. Это позволяет приучать их к осмысленному оперированию рассматриваемыми закономерностями.
Предложим школьникам рассмотреть условия современного промышленного получения этаналя окислением этена. По предложению учителя учащиеся записывают уравнение этой реально происходящей реакции:

На основании записанного уравнения учащиеся делают заключение, что данная реакция сопровождается уменьшением энтропии (из 1,5 моль исходных газообразных веществ образуется
1 моль газообразного продукта). Следовательно, реакция в прямом направлении происходит только за счет энтальпийного фактора (значение H⁰_{реакции} должно быть меньше нуля). Поскольку данная реакция экзотермическая, ее следует проводить при низкой температуре. Однако учащиеся могут отметить, что низкая температура существенно уменьшит скорость процесса, а чрезмерное увеличение температуры будет способствовать обратной реакции. Поэтому осуществлению прямой реакции будет способствовать присутствие катализатора, а также повышенное давление, тормозящее обратную реакцию.
После такого прогноза учитель предлагает учащимся проверить достоверность сделанного ими предположения путем вычислений:

H⁰_{реакции} = –113,7 кДж,

S⁰_{реакции} = –57,75 Дж/К,

TS⁰_{реакции} = –17,21 кДж,

G⁰_{реакции} = –96,49 кДж.

Данные показывают, что прогноз, выполненный школьниками, верный и, действительно, указанная реакция является экзотермической, самопроизвольно происходящей.

При изучении углеводов один из главных процессов – фотосинтез. Продуктом фотосинтеза является моносахарид глюкоза. Рассмотрим этот процесс пристальнее.

Пример 9. Образование глюкозы в процессе фотосинтеза.

Ученикам предлагается сначала вычислить значение энтальпии этой реакции, затем свободной энергии (по табличным данным) и на этой основе значение энтропии реакции, т.к. в таблицах обычно именно эта величина не приводится.

H⁰_{реакции} = +2797,86 кДж,

G⁰_{реакции} = +2836,6 кДж.

TS⁰_{реакции} = –38,74 кДж,

S⁰_{реакции} = –130 Дж/К.

Анализируя полученные результаты вычислений, ученики могут сделать заключение о том, что получение глюкозы представляет собой эндотермический несамопроизвольный процесс
(G⁰_{реакции} > 0). С точки зрения термодинамики эта реакции принципиально невозможна.

В силу каких же причин происходит в природе термодинамически запрещенный процесс?
Ответ на этот вопрос могут дать сами ученики, если учитель подведет их к мысли об условиях, при которых осуществляется эта реакция. Они, несомненно, вспомнят, что реакция фотосинтеза осуществляется только при действии солнечного света, который есть не что иное, как источник энергии, благодаря поступлению которой извне в достаточном количестве и происходит в реальности эта несамопроизвольная реакция.

Следующий пример мы рекомендуем рассмотреть на уроках обобщающего повторения курса органической химии. Кратко изложим его содержание. Первый удачный синтез каучука в мире был осуществлен в России в 1927 г. профессором С.В.Лебедевым (Ленинград). Сергей Васильевич подверг полимеризации бутадиен, который в свою очередь был им же получен путем одновременной дегидратации и дегидрирования этанола (в науке эта реакция так и называется «способ Лебедева»). Предложите учащимся составить уравнение происходившей реакции и оценить, что способствует, а что противодействует ее осуществлению.

Пример 10. Получение бутадиена из этанола (способ Лебедева).

На основании приведенных табличных данных ученики могут самостоятельно вычислить необходимые значения известных им термодинамических параметров:

H⁰_{реакции} = –124,18 кДж,

S⁰_{реакции} = + 224,0 Дж/К,

TS⁰_{реакции} = + 66,76 кДж,

G⁰_{реакции} = –190,94 кДж.

Затем сделать вывод о том, что данная реакция является экзотермической, самопроизвольной и необратимой (энтальпийный и энтропийный факторы оба способствуют ее осуществлению в прямом направлении).

Для снижения энергии активации этой реакции возможно применение катализатора, который к тому же повысит ее скорость (учитель может сообщить учащимся, что Лебедев действительно применял для этого процесса смесь оксидов алюминия и цинка в качестве катализатора).

Мы рассмотрели некоторые наиболее интересные примеры, иллюстрирующие способы побуждения учащихся к прогнозированию возможностей и условий осуществления многих химических превращений. Учитель может увеличивать число подобных примеров по своему усмотрению. Авторы уверены в том, что опора на глобальные закономерности химических превращений не только характеризует знание этих закономерностей, но и развивает мыслительную деятельность учащихся и их интеллекта в целом.
Мы предлагаем с целью совершенствования учебного процесса уделять внимание количественным характеристикам изучаемых реакций. Сразу же оговоримся, что ни в коем случае не надо запоминать значения термодинамических параметров, все эти величины извлекаются из справочных таблиц. Учащимся нравится производить расчеты с использованием справочных данных. Кроме того, они убеждаются в значимости количественных характеристик при решении проблем реакционной способности веществ. Учащиеся начинают осознавать, что химия, так же как и другие естественные науки, опирается на строгий математический аппарат.
Осознанный процесс приобретения новых знаний будет осуществляться на основе творческой деятельности обучаемых, коллективного поиска решения возникающих учебных проблем, удачных «находок и открытий».
Тем более удивительно звучат слова о том, что «понятие энтропии необходимо в большинстве случаев исключить из философского и культурного» (?) обихода в связи с тем, что оно часто используется без четкого понимания его смысла [9, с. 112]. Мысль «что сложное, то не наше» обрела своих приверженцев и среди составителей «Проекта федерального компонента образовательного стандарта общего образования». Иначе трудно объяснить, почему в профильных классах понятия «энтальпия» и «энтропия» включены в перечень требований к уровню подготовки учеников, а понятие «энергия Гиббса» – нет, хотя изучению зачем-то подлежит [10, с. 11].

ЛИТЕРАТУРА

1. Менделеев Д.И. Основы химии. М.; Л., 1932, т. 1, 488 с.
2. Карапетьянц М.Х. Введение в теорию химических процессов. М., 1975, 320 с.
3. Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Строение вещества. М., 1978, 304 с.
4. Шелинский Г.И. Актуальные проблемы совершенствования содержания курса химии средней школы. Химия (ИД «Первое сентября»), 2000, № 10, с. 6, 14–15.
5. Шелинский Г.И., Шелинская В.В. Органическая химия. 10 класс. СПб., 1999, 207 с.
6. Шелинский Г.И., Юрова Н.М. Химия. 9 класс. СПб., 1998, 318 с.
7. Шелинский Г.И., Рабинович В.А., Шелинская В.В. Химия. 8 класс. М.; СПб., 2001, 215 с.
8. Дикерсон Р., Грей Г., Хейт Дж. Основные законы химии. М., 1982, т. 1.
9. Вопросы философии, 2003, № 10, с. 103–112.
10. Проект федерального компонента образовательного стандарта общего образования. Химия (ИД «Первое сентября»), 2004, № 10.

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