Использование проблемного метода обучения в химическом эксперименте

Использование проблемного метода обучения в химическом эксперименте У любой науке, в том числе и химии свои законы, теории, свой накопленный опыт, который усваивают многие поколения школьников и студентов. То есть наука – это главным образом сокровищница накопленных знаний, и обучение, в общем, и целом можно рассматривать как процесс переноса научных знаний из учебника в голову обучаемого. Любые научные знания – это всегда результат нелегкого поиска ответов на возникшие вопросы и проблемы, выдвижения гипотез и смелых теорий; точнейшие эксперименты, завершающиеся выводами. На современном этапе к основной задаче обучения следует отнести действительное, истинное освоение учебного материала, что возможно лишь при творческом его восприятии, а не зубрежке, вызывающей отвращение к учебе.
Чтобы решить эту проблему, необходимо использовать современные методики обучения, развивающие обучение и научить студентов «учить творчески».
Сегодня учитель вправе самостоятельно выбирать содержание, организационные формы и методы обучения. В его распоряжении альтернативные концепции химического образования, вариативные программы и учебники, в основе которых, прежде всего, лежит химический эксперимент, без которого невозможно успешное изучение химии.
Одним из важнейших словесно – наглядных и словесно – наглядно – практических методов обучения является химический эксперимент. Он играет особую роль в обучении химии. Химический эксперимент знакомит не только с самими явлениями, но и методами химической науки. Он помогает вызвать интерес к предмету, научить наблюдать процессы, освоить приемы работы, сформировать практические навыки и умения. Следует отметить, что проблема химического эксперимента в методике обстоятельно исследована. Большой вклад в нее внесли такие ученые как В.Н. Верховский, В.В. Фельдт, К.Я. Парменов, В.В. Левченко, В.С. Полосин, Д.М. Кирюшкин, Л.А. Цветков и другие. Демонстрационным называют эксперимент, который проводится в группе учителем, лаборантом или иногда одним из учащихся.
В настоящее время, совершенствование школьного химического эксперимента, в основном, заключается в модернизации приборов, аппаратов, создания оборудования для работы с малыми количествами и, к сожалению, в меньшей степени оно нацелено на разработку принципиально новых химических опытов, которые дали бы возможность применять на уроках проблемные и исследовательские формы организации учебной деятельности .
Известно, что положительные результаты в развитии творческих способностей студентов возможны при систематическом применении в обучении проблемного и исследовательского подходов. Однако методически это трудная задача, решать которую необходимо. Детальная разработка методики проведения проблемного эксперимента поможет учителю в организации мыслительной деятельности обучающегося. Широко используемый объяснительно – иллюстративный метод обучения, не дает возможности учителю добиться прочного усвоения знаний и умений. Проникающее в современную школу развивающее обучение, направлено на создание проблемных ситуаций и самостоятельное овладение учащимися новыми знаниями, поэтому меняется и роль учителя. Если раньше он выполнял в основном роль информатора знаний, то в настоящее время он должен управлять процессом обучения.
В проблемном обучении (развивающем обучении) все студенты включаются в процесс решения проблем. Проблемные ситуации должны организовываться систематически, что способствует развитию логического мышления, творческих способностей, интересам к учению. Все эти ситуации можно выразить как возникшие у студентов противоречия, с имеющимися знаниями, которые следует разрешать выдвижением гипотезы и ее решением. Выполняя проблемные задания, студент должен активно и непосредственно участвовать в поиске и приобретении новых знаний и овладением новыми способами деятельности.
Рассмотрим возможности проблемного метода обучения на примерах:
1. Проблемный урок по теме «Гидролиз солей», изучаемый в разделе «Теория электролитической диссоциации».
Цели урока:
Образовательная: Сформировать знания о гидролизе, как особом свойстве солей. Доказать влияние состава соли на направление реакции, и привести учащихся к выводу о смещении равновесия диссоциации молекул воды, за счет связывания одного из ее ионов ионами соли. Сформировать умение по составу соли (ее природе) прогнозировать реакцию среды.
Воспитательная: Через проблемный метод обучения раскрыть научный путь познания через доказательство гипотезы, способствовать переходу знаний в убеждения. Посредством эксперимента привить навыки трудолюбия, бережного отношения к реактивам, к природе, эстетические качества.
Развивающая: На примере свойств солей, различной природы, их отношение к воде, продолжить развитие умений наблюдать, сравнивать изучаемые явления, выявлять причинно – следственные связи, делать соответствующие выводы.
Тип урока:
По дидактической цели – формирование новых знаний.
По способу организации – проблемный.
Методы обучения: проблемный.
Частные методы и методические приемы:
преподавание; фронтальная беседа, воспроизводящая беседа с использованием демонстрационного эксперимента.
Учения; эвристическая беседа, лабораторные опыты.
Средства наглядности: таблица растворимости.
Оборудование для эксперимента: штатив с пробирками, растворы лакмуса и фенолфталеина, растворы солей; хлорида натрия, карбоната натрия, хлорида аммония, ацетата аммония.
Структурные элементы урока:
1. Восстановление опорных знаний: идет фронтальная беседа по вопросам:
- Дайте определение электролитической диссоциации.
- Какие вещества называются электролитами?
-Дайте определение не электролитам.
-Перечислите, в каких случаях реакции между растворами – электролитами идут до конца.
2. Формирование знаний, умений, навыков:
- Проводим эксперименты, доказывающие с помощью лакмуса и фенолфталеина, что в дистиллированной воде концентрация ионов Н+ и ОН- одинакова и среда поэтому нейтральна, в растворе кислоты – кислая за счет избыток катионов водорода Н+, в растворе щелочи- щелочная за счет избытка ионов ОН-.
- Проводим второй эксперимент, показывающий изменение цвета индикаторов в растворах различных солей, определяем реакцию среды и даем этому обьяснения. При диссоциации соли NaCl Na+ + Cl- ионов Н+ и ОН-, определяющих среду, не образуется, поэтому среда должна быть нейтральной. Изменение цвета индикаторов в растворе карбоната натрия (лакмус изменил окраску на синюю, фенолфталеина на малиновую) создает противоречие с имеющимися знаниями – нами создана проблемная ситуация, которую следует решить. Как объяснить избыток гидроксид ионов в растворе Na2CO3?
Выдвижение гипотезы и ее доказательство.
Итак, нам необходимо выяснить, почему изменилась окраска индикаторов в растворе карбоната натрия. Напишем уравнение диссоциации соли Na2CO3:
Na2CO3 2Na+ + CO32-
Выясним природу соли: соль образована сильным основанием (NaOH) и слабой кислотой (H2CO3). Ионы Na+ не могут связывать частицы ОН- , так как NaOH сильный электролит и может существовать в растворе лишь в виде ионов. Карбонат-ионы связывают Н+ с образованием мало диссоциирующего гидрокарбонат-иона НCO32-. При этом в растворе в избытке накапливаются ионы ОН-, определяющие щелочную среду.
Напишем схему реакции:
CO32- + НОН НCO3- + ОН-Среда щелочная. Это краткое ионное уравнение выражает сущность процесса реакции соли с водой. Запишем уравнение в молекулярном виде: Na2CO3 + НОН NaHCO3 + NaOH Проверяем наше рассуждение на примерах хлорида аммония, ацетата аммония и хлорида натрия, определяя среду и доказывая с помощью уравнений реакций.
Наши рассуждения совпадают с результатами опытов, следовательно, выдвинутая нами гипотеза, что частицы соли, связывая частицы воды, смещают равновесие диссоциации воды и в результате этого накапливаются ионы, определяющие среду, доказана.
В конце обсуждения делаем общий вывод: даем определение гидролиза и характеризуем рассмотренные случаи гидролиза.
3. Формирование способов умственных и практических действий с новыми знаниями.
Мы с вами выдвинули гипотезу и доказали ее. Теперь давайте ее подтвердим на других примерах. Перед вами на столе находится растворы следующих солей: KJ; K2S; AlCl3; (NH4)2S. С помощью индикатора, определите среду каждого раствора, дайте характеристику природе соли. Результаты сведите в таблицe.
2. Создание проблемных ситуаций при изучении реакций взаимодействия металлов с растворами солей.
Студентам была поставлена задача:
В раствор сульфата меди внесите небольшой кусочек металлического лития и объясните причину образования осадка черного цвета.
Решение можно выразить следующей схемой:
В общем изучаемый процесс изображаем условно:
CuSO4 + Li CuO + H2
исходные вещества наблюдаемые экспериментально продукты
Вспоминаем, какие химические свойства металлов характеризует ряд стандартных электродных потенциалов:
Чем более отрицателен электродный потенциал металла, тем больше его восстановительная способность.
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.
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 студентов. Проделываем опыт по взаимодействию лития не с солью, а с водой и измеряем выделившуюся при этом температуру (70С):
2Li + 2H2O 2LiOH + H2 + Q
Выдвигаем гипотезу, что выделившейся при реакции гидратации лития теплоты, достаточно для разложения образовавшегося гидроксида меди:
Cu(OH)2 CuO + H2O ( t разложения 50С)
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 .
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. Мы коснулись только вопроса создания проблемных ситуаций при изучении реакций в растворах на примере реакций металлов с солями и гидролиза.
Педагогическая практика показывает, что использование проблемного эксперимента на уроках химии этим не ограничивается и в целом способствует развитию мышления студентов, 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 студентов. Условие для развития творческих способностей создается только тогда, когда проблемные ситуации образуют определенную систему. Студенты, 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.
Список используемой литературы:
1. Чмиленко Ф.А, Винниченко И.Г Подготовка к эксперименту по химии с контролем на ЭВМ. – Москва.: Школа – пресс, 1994.
2. Полосин В.С Практикум по методике преподавания химии. - Москва.: Просвещение,
1989.
3. Полосин В.С Школьный химический эксперимент по неорганической химии. - Москва.: Просвещение, 1989.
4. Чернобельская Г.М Основы методики обучения химии. - Москва.: Просвещение, 1987. 5. Малафеев Р.И Проблемное обучение физике в школе. - Москва.: Просвешение, 1980.
6. Золотников Э.Г Изучение растворимости веществ в воде//Химия в школе. -1994. - №6. - с. 72-73.
7. Головнер В.Н Семь превращений в одной пробирке// Химия в школе. -2000. - №3 - с. 61-64.
8. Турлакова Е.В, Дудла Р.В Урок по изучению химических свойств воды//Химия в школе. - 2000. - №1 - с. 34-35.
9.Романина Т.Н, Шипарева Г.А Домашние эксперименты: интересно и познавательно// Химия в школе. -1998. - №5. - с. 38-40.
10. Т.К. Толкачева. Уровневая дифференциация – потребность времени// Химия в школе. -2000. - №8. – с. 15-18.