Главная | Обратная связь | Поможем написать вашу работу!

Глава 2. Методика изучения растворов.

Теория растворов – одна из ведущих теорий курса химии. Причины важности темы кроется не только в том, что она имеет большое практическое значение, но и прежде всего во взаимосвязи этой темы со многими курсами химических дисциплин, а так же межпредметные связи ее с биологией, географией, физикой и другими дисциплинами.

Первые сведения о воде школьники получают еще в начальной школе при изучении природоведения и географии, а более детально знакомятся со свойствами воды, растворимостью и растворами в курсе химии 8-го класса.

Проведем анализ литературных данных по изучаемому вопросу. Так в работе [18] рассматривается методика проведения двух лабораторных уроков по теме: «Растворимость веществ в воде».

На первом уроке учитель сообщает учащимся, что многие газы, жидкости 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 = ¾¾¾¾¾¾.

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)₃↓ + 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)₃↓ + 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^– = FeS↓ + S↓ + 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)₂↓ + 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^– = 2CuJ↓ + 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^– = CuS↓ + 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)₂↓ + 6NaCl

3Me(HCO₃)₂ + 2Na₃PO₄ = Me₃(PO₄)₂↓ + 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) × w, где w - массовая доля растворенного вещества в

растворе.

А, в случае смешивания двух растворов, массу растворенного вещества можно выразить с помощью уравнения:

m₁ × w₁ + m₂ × w₂ = (m₁+ m₂) × w, где m₁+ m₂ - масса нового раствора.

Графологическая схема, отражающая это соотношение, служит основой предлагаемого алгоритма решения:

w₁w₂ w

m₁+ m₂

m₁

m₂

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:

w₁% = 5%; w₁= 0,05

w₂% = 40%; w₂ = 0,4

w % = 25%; w = 0,25

m₂ = 200 г

m₁ -?

2. Составим схему смешивания растворов:

0,05 0,4 0,25

Х + 200

m₁

200

+ =

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 объясн

⇐ Предыдущая 1 2 345 6 Следующая ⇒

Воспользуйтесь поиском по сайту: