ОРГАНИЗАЦИЯ и СОДЕРЖАНИЕ
ПРОБЛЕМНОГО ПРАКТИКУМА
в ПРОФИЛЬНЫХ ХИМИЧЕСКИХ КЛАССАХ

Учителя профильных химических классов находятся, можно сказать, в привилегированном положении в отличие от учителей химии непрофильных классов. В будущем учебном году произойдет сокращение нагрузки по химии до одного часа в неделю (на базовом уровне). При этом содержательный минимум Государственного образовательного стандарта и программ вступительных экзаменов в вузы остается неизменным. В результате возникает нерешаемая проблема. Учащийся, заканчивающий класс без углубленного изучения химии, не сможет поступить в химический вуз без занятий с репетитором. Учителя профильных химических классов, имея от 4 до 6 ч химии в неделю, вполне способны подготовить учащихся к поступлению в химические вузы. Однако профильные химические классы – это не подготовительные курсы, и задачи наши гораздо шире. Проблему можно сформулировать так: «В каком объеме давать детям углубленные химические знания?»

Главная беда молодых учителей, пришедших в школу сразу с университетской скамьи, – неумение дозировать информацию, желание рассказать детям все, что знаешь сам. Нельзя всю лавину информации выплескивать на детей. Первая опасность при этом – часть детей «за деревьями не увидит леса». Вторая опасность – неготовность большинства вузов учить студентов с подобной подготовкой. Ситуация такова, что если в школе изучали бимолекулярное нуклеофильное замещение, энтропию, потенциал Гиббса и другие понятия, рассматриваемые в вузе, то у студента возникает ложное убеждение, что он все знает. Такой студент перестает ходить на лекции, упускает важное, новое, в результате – «хвосты» и исключение. Выход из создавшегося положения надо искать совместными усилиями школ и вузов.

Одним из путей решения проблемы является отказ от дублирования вузовских программ. Научные знания следует формировать на основе самостоятельного анализа явлений, предметов, процессов. При этом надо стремиться к тому, чтобы учащиеся овладели логическими методами познания. Умение выполнять сложные умственные операции (выделение главного, сравнение, доказательство, обобщение, конкретизация, анализ, синтез) не менее важно, чем знание фактического материала.

Высокий уровень подготовки учащихся профильных классов позволяет широко использовать проблемный метод обучения химии. В школьном курсе этот метод применяется недостаточно. В частности, химический эксперимент мало используется в качестве способа организации проблемного обучения.

Химический эксперимент, применяемый в школьной практике, обычно служит подтверждением определенных теоретических положений. Такой иллюстративный эксперимент, несомненно, важен и нужен. Вместе с тем для введения в учебный процесс проблемного обучения, формирования диалектического мышления учащихся необходимо включать в лабораторный практикум химические опыты, результаты которых не вписываются в традиционные представления о свойствах веществ или закономерностях протекания реакций. Проблемный эксперимент сопровождается дискуссией, в ходе которой учащиеся самостоятельно приходят к важнейшим понятиям, законам и теориям химии.

В периодических изданиях лишь изредка встречаются описания проблемных опытов по общей и неорганической химии. Методические же рекомендации по организации и проведению проблемного эксперимента не разработаны. Мы поставили задачу разработать методические рекомендации по организации и проведению проблемного эксперимента по основным темам школьного курса химии в профильных химических классах. Для этого, во-первых, необходимо разработать лабораторный практикум проблемного характера, т.е. описать демонстрационные эксперименты и практические работы; во-вторых, сформулировать проблемные вопросы и задания; в-третьих, показать приемы проведения подобных работ.

Высокий процент поступления выпускников профильных химических классов Специализированного учебно-научного центра Уральского государственного университета (СУНЦ УрГУ) в вузы химического профиля, в том числе на химические факультеты университетов Москвы и Санкт-Петербурга, победы в городских и областных химических олимпиадах, научно-практических конференциях свидетельствуют о высокой эффективности методической системы обучения химии в СУНЦ УрГУ. В этом немаловажную роль сыграло широкое использование проблемного метода обучения, и в частности проблемного химического эксперимента.

В качестве иллюстрации приводим методику проведения проблемных экспериментальных работ по общей химии.

Гидролиз солей

По этой теме мы предлагаем провести три экспериментальные работы проблемного характера:

«Первоначальные представления о гидролизе солей»;

«Взаимодействие веществ с продуктами гидролиза»;

«Совместный гидролиз солей».

Заметим, что названия лабораторных работ учащимся не сообщаются, поскольку целью является самостоятельное решение проблем, возникающих в процессе выполнения экспериментов, и формулировка выводов. Названия же работ – часть этих выводов.

Первая экспериментальная работа может быть проведена в случае, если учащиеся еще не знакомы с понятием «гидролиз солей», например в 9-м классе. Вторая и третья работы проводятся в рамках школьного курса «Общая химия» в 10-м или 11-м классах.

Занятие 1.
Первоначальные представления о гидролизе солей

Оборудование и реактивы. Растворы веществ: HCl, HNO₃, H₂SO₄, NaOH, KOH, Ba(OH)₂, NaCl, K₂SO₄, Na₂CO₃, CuSO₄, лакмус, фенолфталеин.

Экспериментальная часть и обсуждение
результатов эксперимента

Работа выполняется в группах (4–5 человек) или в парах учащихся.

Учащиеся знакомы со свойствами кислот и щелочей изменять окраску индикаторов. Поэтому они быстро проводят соответствующие реакции с кислотами и щелочами и объясняют изменение окраски лакмуса и фенолфталеина взаимодействием индикатора с ионами H⁺ и OH^–. Растворы хлорида натрия и сульфата калия не изменяют окраску индикаторов, что тоже объяснимо, исходя из теоретических представлений учащихся 9-го класса. При диссоциации средних солей образуются катионы металлов и анионы кислотных остатков, которые с индикаторами не взаимодействуют.

Проблема возникает тогда, когда цвет индикатора изменяется в растворах карбоната натрия и сульфата меди(II). Причем цвет лакмуса в растворе Na₂CO₃ становится синим, а в растворе CuSO₄ – красным.

Для объяснения наблюдаемых явлений учащиеся выдвигают ряд гипотез, одна из которых – посторонние примеси в растворах двух последних солей. Для проверки этой гипотезы учащиеся просят учителя дать для анализа растворы других солей. Например, для анализа можно предложить растворы следующих солей: CuCl₂, Pb(NO₃)₂, FeCl₃, Na₂S, K₂SO₃, CH₃COONa, KBr, NaNO₃. В результате оказывается, что все соли можно разделить на три группы:

1-я  г р у п п а – соли, растворы которых ведут себя по отношению к лакмусу как кислоты;

2-я  г р у п п а – соли, растворы которых ведут себя по отношению к лакмусу и фенолфталеину как щелочи;

3-я  г р у п п а – соли, растворы которых не изменяют окраску индикаторов.

Гипотезу о посторонних примесях можно считать отвергнутой.

УЧИТЕЛЬ. Почему растворы солей первой группы изменяют фиолетовую окраску раствора лакмуса на красную?

УЧАЩИЙСЯ. Значит, в этих растворах есть ионы H⁺.

УЧИТЕЛЬ. Откуда ионы H⁺ в растворе, если вы смешивали соль и воду?

УЧАЩИЙСЯ. Наверное, из воды.

УЧИТЕЛЬ. Как от воды могли отделиться ионы H⁺?

УЧАЩИЙСЯ. Видимо, какая-то частица соли отрывает от молекулы воды частицу OH^–. Отрицательную частицу от молекулы воды может оторвать положительная частица из соли.

УЧИТЕЛЬ. Что же общего у катионов Cu²⁺, Pb²⁺, Fe³⁺? Почему именно они присоединяют гидроксид-ионы? Почему этого не происходит в случае катионов Na⁺, K⁺?

УЧАЩИЙСЯ. Гидроксиды Сu(OH)₂, Pb(OH)₂, Fe(OH)₃ – cлабые основания, а NaOH, KOH – сильные. Сильные основания в растворе полностью диссоциируют на ионы.

Растворы второй группы солей изменяют фиолетовую окраску лакмуса на синюю. Значит, в их растворах есть гидроксид-ионы. Остатки слабых электролитов – анионы кислотных остатков – взаимодействуют с молекулами воды с образованием ионов OH^–. В растворах солей третьей группы нет свободных ионов H⁺ и OH^– . С водой не взаимодействуют остатки сильных электролитов (кислот и оснований).

В результате подобных рассуждений учащиеся самостоятельно приходят к выводам.

1. Если соль образована сильной кислотой и слабым основанием, реакция ее раствора будет кислая. Причина кислой среды – взаимодействие катиона (остатка слабого основания) с молекулами воды. Такое взаимодействие называется гидролизом по катиону.

2. Если соль образована слабой кислотой и сильным основанием, реакция ее раствора будет щелочная. Причина щелочной среды – взаимодействие аниона (остатка слабой кислоты) с молекулами воды. Этот процесс называется гидролизом по аниону.

3. Если соль образована сильной кислотой и сильным основанием, реакция ее раствора будет нейтральной. Катионы металла и анионы кислотного остатка таких солей не образуют прочных связей с молекулами воды. Как следствие, в растворах таких солей нет ионов H⁺ и OH^–.

Здесь уместно сделать паузу. В классе обязательно найдется учащийся, который увидит новую проблему. Учить детей самостоятельно видеть проблемы, формулировать их – одна из важнейших задач учителя.

УЧАЩИЙСЯ. А как ведут себя в растворе соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой?

УЧИТЕЛЬ. Попробуйте самостоятельно спрогнозировать результат опыта и аргументировать свой прогноз.

УЧАЩИЙСЯ. Вероятно, реакция раствора такой соли будет нейтральной, ведь ионы H⁺, образованные при взаимодействии катиона – остатка слабого электролита – с молекулами воды, будут связываться ионами OH^–, образованными при гидролизе по аниону.

К фиолетовому раствору лакмуса добавляем раствор ацетата аммония. Цвет не изменяется – реакция раствора нейтральная.

Поэкспериментируем еще с одной солью – сульфидом аммония. При его добавлении фиолетовый раствор лакмуса становится синим. Проблема! Обсуждение продолжается еще оживленнее.

УЧАЩИЙСЯ. Сила и слабость электролита – понятия относительные. Сила электролита – сероводородной кислоты – оказалась меньше, чем сила гидроксида аммония, поэтому реакция раствора сульфида аммония щелочная.

У детей, конечно, возникает вопрос: «Как узнать, какой электролит сильнее?» Учитель рассказывает о константах диссоциации кислот и оснований, учит пользоваться справочными данными.

Форма проведения занятия

Обсуждение результатов экспериментов проводится в форме фронтальной эвристической беседы, руководимой учителем. Учитель задает вопросы, позволяющие установить существующие закономерности, сделать выводы. Определения понятий, уравнения реакций, выводы, сформулированные детьми и скорректированные учителем, должны быть записаны каждым учащимся в тетрадь. По ходу обсуждения учитель отмечает успехи учащихся, в конце урока ставит им оценки.

Занятие 2.
Взаимодействие веществ с продуктами гидролиза

Экспериментальная часть

Учащиеся получают задание: выполнить 5 опытов.

О п ы т  1. Поместить гранулу алюминия в раствор карбоната натрия и нагреть реакционную смесь.

О п ы т  2. Поместить гранулу алюминия в раствор хлорида железа(III) и нагреть реакционную смесь.

О п ы т  3. Поместить в концентрированный раствор хлорида железа(III) кусочек карбоната кальция.

О п ы т  4. Поместить в раствор сульфата алюминия немного (на кончике шпателя) оксида меди(II) и нагреть смесь.

О п ы т  5. Учащимся предлагается более сложное задание.

УЧИТЕЛЬ. Вы знаете, что металлы, основные оксиды и нерастворимые соли могут взаимодействовать с растворами средних солей, хотя на первый взгляд это противоречит теоретическим представлениям. Подумайте, какую еще необычную для средних солей реакцию можно провести. Проведите ее и объясните наблюдаемые явления (о п ы т 5).

Учитель предлагает проанализировать продукты реакции, объяснить происходящие явления, написать уравнения соответствующих реакций.

Обсуждение результатов эксперимента

О п ы т  1. Соль Na₂CO₃ в растворе подвергается гидролизу по аниону:

CO₃^2– + H₂O HCO₃^– + OH^–,

Na₂CO₃ + Н₂O NaHCO₃ + NaOH. (1)

Амфотерный оксид алюминия, образующий защитную пленку на поверхности алюминия, взаимодействует со щелочью, полученной по уравнению (1):

Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O = 2Na[Al(OH)₄]. (2)

Алюминий, лишенный оксидной пленки, взаимодействует с водой:

2Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂. (3)

Гидроксид алюминия, образовавшийся в реакции (3), взаимодействует с гидроксидом натрия, полученным по реакции (1), т.к. Al(OH)₃ – амфотерный гидроксид:

Al(OH)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄], (4)

Al(OH)₃ + OH^– = [Al(OH)₄]^–.

Поскольку гидроксид-ионы связываются гидроксидом алюминия, равновесие гидролиза (1) смещается вправо, идет вторая ступень гидролиза:

HCO₃^– + H₂O OH^– + H₂CO₃ (H₂O + CO₂),

NaHCO₃ + H₂O NaOH + H₂CO₃ (H₂O + CO₂). (5)

В ходе эксперимента учащиеся наблюдают выделение газов, которые представляют собой смесь водорода и углекислого газа.

Кроме того, наблюдается выпадение осадка. Если раствор карбоната натрия был разбавленным и взят не в избытке, то этот осадок не растворяется до конца. Поэтому есть возможность проанализировать этот осадок.

Учащиеся предполагают, что в осадке Al₂(CO₃)₃. Однако при добавлении кислоты к осадку, промытому от раствора Na₂CO₃, углекислый газ не выделяется. Надо догадаться, что осадок – Al(OH)₃. Гидроксид алюминия – амфотерный, он должен взаимодействовать и с кислотами, и со щелочами. При экспериментальной проверке, действительно, осадок растворяется и в соляной кислоте, и в растворе гидроксида калия:

Al(OH)₃ + 3HCl = AlCl₃ + 3H₂O,

Al(OH)₃ + 3H⁺ = Al³⁺ + 3H₂O;

Al(OH)₃ + KOH = K[Al(OH)₄],

Al(OH)₃ + OH^– = [Al(OH)₄]^–.

Мы считаем, что не следует писать суммарное уравнение реакции алюминия с карбонатом натрия. Достаточно обсудить процессы, которые идут в исследуемой системе, описанные уравнениями реакций (1–5).

О п ы т  2. Алюминий реагирует с раствором хлорида железа(III). Во-первых, алюминий более активный металл, чем железо, поэтому алюминий вытесняет железо из раствора его соли:

Al + FeCl₃ = AlCl₃ + Fe.

В осадке можно обнаружить частички железа, например, с помощью магнита.

Кроме того, было замечено выделение газа, и в осадке наряду с частицами железа обнаружены бурые частицы другого вещества. Анализ газа (характерный хлопок при поджигании) показал, что этот газ – водород.

Логично предположить, что хлорид железа(III) подвергается гидролизу по катиону:

Fe³⁺ + H₂O FeOH²⁺ + H⁺,

FeCl₃ + H₂O FeOHCl₂ + HCl. (1)

Получившаяся в результате реакции (1) кислота взаимодействует с алюминием и с образующимся железом с выделением водорода:

2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂, (2)

2Al + 6H⁺ = 2Al³⁺ + 3H₂;

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂, (3)

Fe + 2H⁺ = Fe²⁺ + H₂.

Алюминий и железо связывают ионы H⁺, равновесие гидролиза смещается в сторону его продуктов, гидролиз идет по 2-й и 3-й ступеням:

FeOH²⁺ + H₂O Fe(OH)₂⁺ +H⁺,

FeOHCl₂ + H₂O Fe(OH)₂Cl + HCl;

Fe(OH)₂⁺ + H₂O Fe(OH)₃ + H⁺,

Fe(OH)₂Cl + H₂O Fe(OH)₃ + HCl.

Следовательно, бурые частицы осадка – это гидроксид железа(III), не растворимый в воде и щелочах, но растворимый в кислотах. Это можно проверить экспериментально:

2Fe(OH)₃ + 3H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + 6H₂O,

Fe(OH)₃ + 3H⁺ = Fe³⁺ + 3H₂O.

В растворе щелочи осадок Fe(OH)₃ не растворяется.

О п ы т  3. Учащиеся знают, что нерастворимые соли (СaCO₃) не должны взаимодействовать с другими солями. Однако в системе FeСl₃ + CaCO₃ они наблюдают бурное выделение газа и выпадение бурого осадка. Для выяснения, какой это газ, в реакционную пробирку вносят горящую лучину, она гаснет. Следовательно, выделяющийся газ – CO₂. Анализ осадка проводят аналогично опыту 2. Итак, при взаимодействии FeCl₃ c CaCO₃ образовались углекислый газ и гидроксид железа(III). Учащиеся объясняют, что образовавшаяся при гидролизе FeCl₃ соляная кислота реагирует с CaCO₃:

FeCl₃ + H₂O FeOHCl₂ + HCl,

Fe³⁺ + H₂O FeOH²⁺ + H⁺;

2HCl + CaCO₃ = CaCl₂ + H₂O + CO₂,

2H⁺ + CaCO₃ = Ca²⁺ + H₂O + CO₂.

Поскольку ионы H⁺ реагируют с CaCO₃, то гидролиз FeCl₃ идет по 2-й и 3-й ступеням:

FeOH²⁺ + H₂O Fe(OH)₂⁺ + H⁺,

Fe(OH)₂⁺ + H₂O Fe(OH)₃ + H⁺.

О п ы т  4. Учащиеся замечают изменение окраски раствора. Бесцветный раствор становится голубым, что явно свидетельствует о появлении в растворе гидратированных ионов меди Cu²⁺. Как это объяснить, если известно, что средние соли не реагируют с основными оксидами?

Сульфат алюминия гидролизуется по катиону:

Al³⁺ + H₂O AlOH²⁺ + H⁺,

Al₂(SO₄)₃ + 2H₂O 2AlOHSO₄ + H₂SO₄;

AlOH²⁺ + H₂O Al(OH)₂⁺ + H⁺,

2AlOHSO₄ + 2H₂O (Al(OH)₂)₂SO₄ + H₂SO₄.

Образующаяся серная кислота при нагревании взаимодействует с оксидом меди(II). Ионы Cu²⁺ переходят в раствор и придают ему голубую окраску.

CuO + H₂SO₄ = СuSO₄ + H₂O,

CuO + 2H⁺ = Сu²⁺ + H₂O.

Учащиеся анализируют раствор на содержание ионов Cu²⁺. Для этого прибавляют к фильтрату раствор щелочи, наблюдается выпадение голубого осадка:

CuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂ + Na₂SO₄,

Cu²⁺ + 2OH^– = Cu(OH)₂.

О п ы т   5. Учащиеся исходят из следующих представлений. При гидролизе соли может образоваться кислота. Кислоты взаимодействуют с металлами, стоящими в ряду активности до водорода, основными оксидами, нерастворимыми солями (если при этом образуется газ), нерастворимыми основаниями и амфотерными гидроксидами. Первые три случая рассмотрены выше (см. опыты 2–4), следовательно, можно предположить, что растворы солей, гидролизующихся по катиону, будут растворять основания и амфотерные гидроксиды. Продукт такого гидролиза – кислота – будет взаимодействовать с основаниями и амфотерными гидроксидами. Например, в растворе Al₂(SO₄)₃ растворится основание Cu(OH)₂, а в растворе FeCl₃ растворится амфотерный гидроксид Al(OH)₃:

Al₂(SO₄)₃ + 2H₂O 2AlOHSO₄ + H₂SO₄,

H₂SO₄ + Cu(OH)₂ = CuSO₄ + 2H₂O;

FeCl₃ + H₂O FeOHCl₂ + HCl,

3HCl + Al(OH)₃ = AlCl₃ + 3H₂O.

Учащиеся проводят эти реакции, доказывая, что их гипотеза верна: Cu(OH)₂ растворяется в растворе сульфата алюминия, а Al(OH)₃ растворяется в растворе хлорида железа(III).

Можно показать такой «фокус». Нерастворимое основание Fe(OH)₃ взаимодействует с раствором FeCl₃, осадок растворяется:

FeCl₃ + H₂O FeOHCl₂ + HCl,

Fe(OH)₃ + 2HCl = FeОНCl₂ + 2H₂O.

(Советуем учителю заранее подобрать нужные концентрации растворов, чтобы ожидаемые эффекты реакций, которые будут проводить учащиеся и сам учитель, наблюдались.)

Вывод. Если к раствору соли, подвергающейся гидролизу, добавить вещество, способное взаимодействовать с кислотами или щелочами, то это вещество взаимодействует с продуктами гидролиза – кислотами или щелочами.

Формы проведения занятия

Учитель делит класс на пять примерно равных по силе групп. Если занятие длится 2 ч, то группам (4–5 человек) дается задание провести все пять опытов, обсудить их результаты, написать уравнения происходящих процессов, сделать выводы. Затем проводится жеребьевка, в результате которой группа узнает номер опыта, результаты которого ей предстоит объяснить. Причем докладчика из группы назначает учитель, поэтому группа заинтересована, чтобы все ее представители работали и сумели объяснить и написать уравнения происходящих процессов. После выступления докладчика группа вносит исправления и дополнения. Затем остальные группы исправляют ошибки, дополняют ответы первой группы. Таким образом итоговая оценка группы складывается из оценки выступления докладчика и оценки выступлений группы. Баллы группе приносят также замечания, дополнения к выступлениям других групп. В конце занятия учитель сообщает места, которые заняли группы, и предлагает группам самостоятельно поставить отличные оценки: 1-е место – трем представителям группы, 2-е место – двум, 3-е место – одному.

Если занятие длится 1 ч, то группам (4–5 человек) дается задание провести по одному из предложенных опытов, обсудить результаты этого опыта, написать уравнения происходящих процессов, сделать выводы. Затем проводится жеребьевка, в результате которой определяется очередность выступления групп. Дальнейший ход – как в предыдущей форме проведения занятия.

Нами опробована еще одна форма оценивания результатов. Учитель предлагает учащимся каждой группы оценить работу членов своей группы. Затем учитель спрашивает любого учащегося, и, если оценка, выставленная группой, подтверждается, вся группа получает заявленные оценки. Если же оценка оказывается ниже, все заявленные оценки снижаются на один балл.

Занятие 3. Совместный гидролиз солей

Экспериментальная часть

Учащиеся получают задание – выполнить 5 опытов.

О п ы т  1. К раствору карбоната натрия добавить раствор нитрата бария. Описать наблюдаемые явления, объяснить их, написать уравнение происходящей реакции в молекулярной, полной и сокращенной ионных формах. Проанализировать полученные вещества.

О п ы т  2. К раствору сульфата алюминия добавить раствор хлорида бария. Описать наблюдаемые явления, объяснить их, написать уравнение происходящей реакции в молекулярной, полной и сокращенной ионных формах. Проанализировать полученные вещества.

О п ы т  3. К раствору карбоната натрия добавить раствор хлорида алюминия. Описать наблюдаемые явления, объяснить их, написать уравнение происходящей реакции в молекулярной, полной и сокращенной ионных формах. Проанализировать полученные вещества.

О п ы т  4. К раствору сульфата меди(II) добавить раствор карбоната натрия. Описать наблюдаемые явления, объяснить их, написать уравнение происходящей реакции в молекулярной, полной и сокращенной ионных формах. Проанализировать полученные вещества.

О п ы т  5. К раствору хлорида железа(III) добавить раствор карбоната натрия. Описать наблюдаемые явления, объяснить их, написать уравнение происходящей реакции в молекулярной, полной и сокращенной ионных формах. Проанализировать полученные вещества.

Обсуждение результатов эксперимента

О п ы т ы  1 и 2. Первые два опыта не вызывают у детей удивления, это обычные обменные реакции. Учащиеся фиксируют выпадение осадков, записывают уравнения реакций в молекулярной, полной и сокращенной ионных формах.

О п ы т  3. Смешав растворы хлорида алюминия и карбоната натрия, учащиеся наблюдают выделение газа и выпадение осадка. Если предположить, что идет реакция обмена, то газа быть не должно. Внесение в реакционный сосуд горящей лучины и ее угасание служит доказательством того, что образуется углекислый газ. Учащиеся полагают, что выпадающий осадок – карбонат алюминия. Чтобы определить состав осадка, они добавляют к промытому от исходного карбоната натрия осадку соляную кислоту. Газ при этом не образуется, осадок же растворяется. Если к осадку добавить раствор щелочи, то осадок тоже растворяется. Следовательно, осадок – гидроксид алюминия. В ходе дискуссии учащиеся приходят к объяснению этого процесса. Хлорид алюминия гидролизуется по катиону:

Al³⁺ + H₂O AlOH²⁺ + H⁺, (1)

AlOH²⁺ + H₂O Al(OH)₂⁺ + H⁺.

Карбонат натрия гидролизуется по аниону:

CO₃^2– + H₂O HCO₃^– + OH^–. (2)

Ионы H⁺ и OH^– связываются в молекулы воды, их концентрация понижается, равновесие реакций гидролиза (1) и (2) смещается в сторону продуктов реакций. Идут и последние ступени реакций гидролиза:

Al(OH)₂⁺ + H₂O Al(OH)₃ + H⁺,

HCO₃^– + H₂O OH^– + H₂CO₃ (H₂O + CO₂).

Суммарное уравнение реакции совместного гидролиза имеет вид:

2AlCl₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O = 2Al(OH)₃ + 3CO₂ + 6NaCl.

О п ы т  4. Учащиеся приливают раствор карбоната натрия к раствору сульфата меди(II). После проведения опыта 3 их уже не удивляет выделение газа, не поддерживающего горение. Они предполагают, что осадок – CuCO₃ или Сu(OH)₂. В таблице растворимости кислот, солей и оснований в воде указано, что соединение CuCO₃ в водном растворе не не существует*. Учащиеся делают вывод, что осадок – это гидроксид меди(II). Смущает только цвет осадка – бирюзовый. Учитель просит получить гидроксид меди(II) взаимодействием сульфата меди(II) и гидроксида натрия. Выпавший осадок имеет голубой цвет. Учащиеся предполагают, что осадок, полученный при взаимодействии растворов CuSO₄ и Na₂CO₃, это основная соль (СuOH)₂CO₃. Однако учитель может показать образец гидроксокарбоната меди(II), который имеет зеленый цвет. Учащиеся делают вывод, что осадок, полученный при взаимодействии CuSO₄ и Na₂CO₃, – это смесь голубого Сu(OH)₂ и зеленого (СuOH)₂CO₃. Процесс можно описать следующими уравнениями реакций:

2CuSO₄ + 2Na₂CO₃ + H₂O = (СuOH)₂CO₃ + CO₂ + 2Na₂SO_4,

CuSO₄ + Na₂CO₃ + H₂O = Сu(OH)₂ + CO₂ + Na₂SO₄.

О п ы т  5. В реакции солей FeCl₃ и Na₂CO₃ учащиеся наблюдают выпадение бурого осадка и выделение газа, не поддерживающего горение. Довольно быстро они делают вывод, что совместный гидролиз хлорида железа, гидролизующегося по катиону, и карбоната натрия, гидролизующегося по аниону, приводит к гидроксиду железа(III) и оксиду углерода(IV). Эти вещества являются продуктами последних ступеней гидролиза исходных солей:

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

2Fe³⁺ + 3CO₃^2– + 3H₂O = 2Fe(OH)₃ + 3CO₂.

Формы проведения занятия

Работу можно провести аналогично занятию 1 (учащиеся выполняют эксперимент в парах, обсуждение ведется в форме эвристической беседы) или занятию 2 (эксперимент выполняется в группах с последующей защитой каждого опыта).

* * *

Во время подобных уроков никогда не возникает проблем с дисциплиной, потому что детям не скучно. Они самостоятельно добывают знания, не получая их от учителя в готовом виде, как это происходит при объяснительно-иллюстративном методе. Знания, полученные таким путем, глубокие и прочные, об этом свидетельствуют результаты контрольных работ. После таких практических работ задания на совместный гидролиз и на взаимодействие веществ с продуктами гидролиза выполняются с малым количеством ошибок.

Мы предложили учащимся 10-х классов с углубленным изучением химии в конце учебного года написать отзыв об одном из уроков химии, который запомнился больше всего. Из 50 опрошенных детей 40 написали, что самые любимые уроки – лабораторные работы-исследования. Вот выдержки из сочинений.

«Конечно, самые интересные уроки – это лабораторные работы. Они проходят как соревнования, в которых хочется участвовать. Каждый старается помочь своей команде. Таким образом, казалось бы, сложная работа превращается в игру, позволяющую лучше понять тему».

«На мой взгляд, самые лучшие уроки – это лабораторные работы. Самому проводить исследование, наблюдать, объяснять явления. Ведь это просто чудо, когда ожидаешь один результат опыта, а получается совсем другой. Оказывается, мы вместе можем объяснить этот результат».

«В предыдущей школе мне очень нравились уроки химии. Это был мой самый любимый предмет. Но в СУНЦ я поняла, что в школе в моем городе были скучные уроки химии. Мы никогда не делали опытов самостоятельно и не защищали их у доски перед всем классом. Сейчас я думаю связать свою будущую профессию с химией».

Л и т е р а т у р а

Сурин Ю.В., Балезина С.С. Проблемный эксперимент при изучении гидролиза солей в ХI классе. Химия в школе, 1990, № 3, с. 39–40; Зайцев О.С. Методика обучения химии. Теоретический и прикладной аспекты. Учебник для студентов высших учебных заведений. М.: ВЛАДОС, 1999, 384 с.

* Сведения о растворимости СuCO₃ в учебниках разных авторов различные. В учебниках Г.И.Шелинского, Н.С.Новошинской и Н.Е.Кузнецовой указано, что эта соль разлагается водой или не существует. – Прим. ред.

И.А.ЧЕРЕМИЧКИНА,
учитель химии Специализированного
учебно-научного центра (лицея)
Уральского госуниверситета
(г. Екатеринбург)