Problematica Echilibrului Chimic

ARGUMENT

Perioada pe care o traversăm se caracterizează printr-o dinamică deosebită în toate domeniile. Nici chimia nu face excepție. Chimia este o știință în plin avânt și în continuă schimbare. Activitatea pe care oamenii de știință o depun în studiul acestei științe reiese din numărul imens de articole publicate în revistele de specialitate și din nenumăratele tratate și monografii care apar anual. Această lărgire continuă a cunoștințelor în domeniul chimiei ridică desigur și probleme pedagogice cum ar fi: sistematizarea noilor cunoștințe și noțiuni, prezentarea lor în forme accesibile celor ce studiază în domeniu și formarea de noi specialiști care să continue munca predecesorilor.

Chimia, se înscrie printre disciplinele fundamentale care, alături de celelalte obiecte de învățământ, aduce o contribuție însemnată la pregătirea generală a elevilor. Rolul fundamental pe care îl are chimia în pregătirea generală precum și rolul fundamental în societatea modernă au fost recunoscute prin declararea anului 2011 ca „An internațional al Chimiei” la ale cărui evenimente a fost parte și țara noastră.

Lucrarea este structurată în două părți distincte: În contextul noilor cerințe privind pregătirea elevilor, învățământul trebuie să țină pasul cu avangarda acestei evoluții, profesorului revenindu-i misiunea de a se perfecționa atât în domeniul specialității cât și al metodicii. Aceasta impune două direcții principale de perfecționare profesională: ridicarea nivelului de cunoaștere din domeniul chimiei ca știință și pregătirea psihopedagogică necesară desfășurării activității didactice.

În acest sens mi-am ales ca temă pentru lucrarea metodico – științifică pentru obținerea gradului didactic I tema:

„Echilibru chimic și factorii care îl influențează. Proiectare – realizare și evaluare a conceptelor și fenomenelor chimice pentru această temă.”

Am ales această temă pentru faptul că, am considerat că echilibrul chimic, ca parte specifică a unui fenomen mult mai extins în natură prezintă importanță atât din punct de vedere științific cât și metodic, elevul fiind implicat în activitatea de căutare a adevărului științific, de cercetare, determinându-l să formuleze ipoteze, să le verifice, să caute soluții pentru rezolvarea diferitelor probleme, învățarea dovedindu-și în acest fel eficiența.

În programa de chimie, echilibrul chimic se studiază începând de la nivelul clasei a IX-a.

Științifică – Echilibru chimic și factorii care îl influențează, în care este tratată problematica specifică echilibrului chimic și a factorilor care îl influențează și care cuprinde:

Introducere – este prezentat un scurt istoric al echilibrului chimic, etapele parcurse până la forma actuală precum și direcții actuale în evoluția științei echilibrului chimic care nu se poate considera ca fiind încheiată, perioada recentă caracterizându-se atât prin concretizarea principiilor generale pentru diferitele tipuri de sisteme cu reacții cât și prin elaborarea unor noi metode: experimentale, de evaluare a mărimilor termodinamice de reacție, de calcul al compozițiilor de echilibru și de extindere a conceptelor echilibrului chimic la noi domenii de aplicare.

Echilibrul chimic – tratează fenomenele reversibile, conceptul de echilibru, proprietățile sistemelor în echilibru, legea acțiunii maselor – legea echilibrului chimic – factorii care influențează echilibrul chimic, principiul lui Le Châtelier, calculul echilibrului chimic, aplicațiile legii acțiunii maselor, legea fazelor și legea repartiției, randamentul reacțiilor chimice la echilibru.

Metodică – Considerații metodologice. Proiectare – realizare și evaluare a conceptelor și fenomenelor chimice pentru tema: Echilibru chimic și factorii care îl influențează. Exemplificări, în care se fac scurte abordări teoretice susținute de un număr mare de exemple referitoare la:

formularea ipotezei și prezentarea condițiilor experimentului;

proiectarea activității didactice care conține un model, un exemplu de planificare calendaristică, de proiectare a unității de învățare: Echilibru chimic;

proiectarea lecțiilor de chimie, tipuri de lecții, exemple de proiecte de activitate didactică pentru tema echilibru chimic care prezintă etapele ce trebuie parcurse pentru realizarea eficientă a unui proiect de tehnologie didactică;

metode și mijloace didactice utilizate în cadrul experimentului de însușire și aprofundare (predarea, învățarea și evaluarea ) a conceptului de echilibru chimic;

concluzii;

anexe și bibliografie.

Importanța temei alese, din punct de vedere metodic constă în primul rând în faptul că în opina mea, nu se pot discuta științific sau preda eficient cele mai multe capitole din chimie unui auditoriu (clasă de elevi) care nu are aprofundat conceptul de echilibru chimic. În al doilea rând, conceptul de echilibru chimic este important pentru că permite abordări interdisciplinare (cu matematica, fizica, biologia).

Importanța temei abordată din punct de vedere metodic trebuie discutată prin raportare la exigențele reformei educaționale. Așa cum s-a arătat conform programelor de chimie în vigoare (an școlar 2011 – 2012) conceptul de echilibru chimic apare în conținuturile prevăzute la clasa a IX-a. Importanța metodică și educativă a conceptului de echilibru chimic în viziunea reformei educaționale pe care o traversăm constă tocmai în contribuția adusă la formarea competențelor generale ale disciplinei chimie cât și a competențelor specifice asociate acestora.

În continuare redau câteva competențe specifice realizabile prin conținuturile conceptului de echilibru chimic (extrase din programa de chimie pentru liceu clasa a IX-a):

descrierea comportării speciilor chimice studiate într-un context dat (realizată prin conținutul: echilibru chimic);

colectarea informațiilor prin observări calitative și cantitative (realizată prin conținutul: echilibru chimic);

formularea de concluzii folosind informațiile din surse de documentare, grafice, scheme, date experimentale care să răspundă ipotezelor formulate (realizată prin conținutul: factorii care influențează echilibrul chimic);

analizarea problemelor pentru a stabili contextul, relațiile relevante, etapele rezolvării (realizată prin conținutul: factorii care influențează echilibrul chimic);

evaluarea strategiilor de rezolvarea problemelor pentru a lua decizii asupra materialelor/condițiilor analizate (realizată prin conținutul: factorii care influențează echilibrul chimic);

folosirea corectă a terminologiei specifice chimiei (realizată prin conținutul: echilibru chimic).

În condițiile în care numărul de ore acordat obiectului chimie prin planurile cadru este tot mai mic iar ansamblul de competențe, valori, atitudini, ce se cer realizate este tot mai complex devine foarte dificilă abordarea elementelor de conținut ale conceptului de echilibru chimic în maniera lecției clasice (bazată pe expunere, explicații, experiment demonstrativ și rezolvare de exerciții și probleme). În opinia mea abordarea în maniera clasică a acestei teme necesită un timp mai lung, lecțiile devin supraîncărcate informațional, devin aride și neinteresante pentru mulți elevi mai ales pentru acei elevi care nu se pot acomoda la ritmul de predare – învățare impus de profesor iar realizarea competențelor cerute este discutabilă.

Astfel, se impune necesitatea căutării de noi strategii didactice în conceperea și realizarea lecțiilor, folosirea eficientă a metodelor didactice de învățare și utilizarea mijloacelor didactice moderne, deci utilizarea de tehnologii didactice moderne care să permită realizarea în condiții optime a competențelor cerute de programă și atingerea finalităților impuse disciplinei chimie și învățământului în general.

Argumentele prezentate pentru demonstrarea temei atât pe plan teoretic, conceptual cât și pe plan practic acțional au evidențiat actualitatea temei și m-au determinat în alegerea acestei teme pentru lucrarea metodico – științifică de obținere a gradului didactic I.

Capitolul 1. Problematica echilibrului chimic

Introducere

1.1.1. Scurt istoric și tendințe

Datele acumulate în sute de ani de chimie experimentală au arătat că orice proces chimic respectă trei categorii de legi:

legi stoechiometrice de legătură între cantitățile de substanță consumate și produse în reacția chimică;

legi termodinamice care corelează compoziția inițială cu compoziția în stare de echilibru, stare ce survine atunci când în sistem nu mai au loc procese chimice sesizabile prin măsurători macroscopice;

legi cinetice, redând viteza de evoluție a procesului chimic din starea inițială spre starea de echilibru.

Stadiul de rezolvare al enunțurilor menționate mai sus este diferit. Stoechiometria ca disciplină generală este un capitol practic încheiat (deși se cunosc sisteme de compuși care există în condiții nestoichiometrice. Koji Kosuge „Chemistry of Non-stoichiometric Compounds”, Oxford Univ. Press, 1994) pe când cinetica chimică și problematica echilibrului chimic se plasează actualmente într-o situație intermediară în care legile generale sunt cunoscute, iar particularizarea lor la diferitele cazuri ce survin în practică este deosebit de fertilă.

Știința echilibrului chimic a parcurs o serie de etape înainte de a ajunge la forma actuală. Alchimiștii secolelor XV – XVI remarcând deosebirea dintre fenomenele fizice și chimice, introduc conceptul de afinitate. Boyle, „chimistul sceptic” (1661) scoate în evidență caracterul neoperațional al afinității, cunoștințele științifice ale epocii nepermițând să se determine cauza pentru care diferitele substanțe prezintă o tendință mai mică sau mai mare de a reacționa[1].

Introducerea conceptelor și măsurărilor cantitative de către Lavoisier și Dalton în perioada imediat următoare atrage atenția chimiștilor asupra stoechiometriei și a legăturii dintre transformarea chimică și compoziția elementară a substanțelor participante la reacție. Berthollet este singurul dintre marii cercetători ai epocii care se mai ocupă de afinitate. În 1801 el dovedește că multe reacții chimice nu sunt totale, stabilindu-se un echilibru între reactanți și produși, iar starea de echilibru chimic poate să fie atinsă din ambele sensuri. Afinitatea este considerată de Berthollet ca o mărime măsurabilă și care variază cu condițiile fizice în care are loc reacția. Confuzia între noțiunile de fază și component îl duce însă la concluzia că modificarea condițiilor de reacție are ca urmare modificarea compoziției elementare a produșilor de reacție. Infirmarea acestei concluzii de către Dalton prin a sa „lege a proporțiilor definite” a dus la dispariția problemelor echilibrului chimic și afinității din preocupările următorilor 50 de ani.

Dezvoltarea chimiei organice de sinteză a atras atenția asupra studiului soluțiilor prin metode fizice și a permis descoperirea legilor cineticii chimice formale. Pornind de la egalitatea vitezelor semireacțiilor directă și inversă în condiții de echilibru, Guldberg și Waage[2] stabilesc în 1863 legea acțiunii maselor – prezisă de Berthollet – în forma ei cantitativă. Generalizarea legii acțiunii maselor a fost realizată în 1877 de van’t Hoff, care prezintă de asemenea justificarea termodinamică a acestei legi fundamentale a echilibrului chimic.

Progresele ulterioare în domeniul echilibrului chimic se datoresc atât studierii experimentale a efectelor reacțiilor chimice asupra proprietăților fizice ale sistemului în care acestea au loc, cât și dezvoltării termodinamicii chimice ca ramură a termodinamicii fenomenologice generale.

Introducerea activității termodinamice implică definirea stărilor standard și de referință ale participanților la reacție – stări în care proprietățile componenților nu depind de compoziție, ci numai de presiune și de temperatură, aceste proprietăți putând în consecință să fie tabelate[2]. În ceea ce privește dependența activităților termodinamice și a compoziției de echilibru de proporția componenților, termodinamica statistică este singura în măsură să prevadă valorile numerice concrete ale coeficienților de activitate, mărimi care măsoară abaterea sistemului de la comportarea ideală.

În paralel cu dezvoltarea termodinamicii chimice a evoluat și teoria propriu-zisă a echilibrului chimic în câteva direcții. Efectul modificărilor condițiilor de reacție asupra compoziției de echilibru, previzibil calitativ pe baza principiilor formulate de Le Châtelier și Braun, a putut fi cuprins în reguli cantitative prin teorema moderației a lui De Donder.

S-au elaborat procedee generale de calcul concomitent al constantelor de echilibru din rezultatele analizelor experimentale. Brinkley[3] formulează o metodă generală de calcul al compoziției e ecuații, cu necunoscute – coordonatele reacțiilor independente. Pentru aceiași problemă au apărut metode de rezolvare principial diferite, bazate pe minimizarea entalpiei libere totale a sistemului, necunoscutele fiind de această dată cantitățile diferiților componenți[4].

1.1.2. Direcții actuale în studiul echilibrului chimic

Evoluția științei echilibrului chimic nu se poate considera ca fiind încheiată,

perioada recentă caracterizându-se atât prin concretizarea principiilor generale pentru diferitele tipuri de sisteme cu reacții chimice – solide, electroliți, soluții neionice, sisteme metalice – cât și prin elaborarea unor noi metode: experimentale, de evaluare a mărimilor termodinamice de reacție, de calcul al compozițiilor de echilibru și de extindere a conceptelor echilibrului chimic la noi domenii de aplicare.

Astfel, se impune din ce în ce mai mult tratarea unitară a echilibrelor chimice și a echilibrelor de fază, atât reacția chimică cât și transferul componenților între faze putând fi considerate ca modificări discontinue ale proprietăților componenților și fiind dominate de același criteriu de echilibru – minimizarea potențialului termodinamic[4].

Determinarea compoziției de echilibru pentru sisteme cu reacții eterogene la care participă faze monocomponente prezintă dificultăți matematice, deoarece în astfel de sisteme poate dispărea complet o fază, situație în care minimul potențialului termodinamic nu mai poate corespunde cu anularea entalpiei libere de reacție. Stabilirea prin calcul a numărului și naturii fazelor prezente la echilibru în astfel de sisteme reprezintă o problemă încă nerezolvată, cu excepția sistemelor binare.

Calculul compoziției de echilibru în sisteme cu abateri de la idealitate este încă foarte puțin dezvoltat, chiar atunci când se cunoaște explicit dependența activităților termodinamice de presiune, temperatură și compoziție.

Valorile experimentale ale activităților termodinamice se referă de obicei la soluții binare, punându-se acut problema elaborării unor metode de măsurare a activităților în soluții cu mai mulți componenți, ca și a calculării activităților în astfel de sisteme din datele privind activitățile în soluțiile binare formate de perechile acelorași componenți. Se dezvoltă noi procedee de evaluare a activităților plecând de la caracteristicile termodinamice sau moleculare ale substanțelor pure[5].

Existența unei soluții unice pentru compoziția de echilibru a fost dovedită numai pentru reacții în fază omogenă ideală, studiindu-se în continuare posibilitatea apariției unor stări de echilibru metastabil în sisteme reale și/sau eterogene.

Interesul crescând pentru un număr tot mai mare de substanțe chimice și pentru calcularea echilibrelor posibile în diverse reacții a dus la apariția băncilor de date termodinamice. Nu s-au putut încă stabili cele mai avantajoase metode de stocare a caracteristicilor substanțelor pure. Caracteristicile substanțelor în soluție nu sunt încă sistematizate, așa încât stocarea informațiilor respective reprezintă o problemă a viitorului.

Deoarece pentru unele substanțe lipsesc datele termodinamice experimentale necesare calculului echilibrului se impune necesitatea evaluării acestor date, fie pe baza comparației cu substanțe similare ale căror proprietăți termodinamice sunt cunoscute, fie prin procedee de calcul al mărimilor termodinamice din diferite caracteristici macroscopice sau moleculare ale substanței respective[6]. În perioada actuală se dezvoltă intens procedee de evaluare bazate pe corelări proprietate – proprietate, pe corelări proprietate – structură sau pe metode ale similitudinii fizico-chimice.

Se pun la punct noi metode și se ameliorează precizia metodelor experimentale existente de determinare a compoziției de echilibru în sisteme cu faze policomponente și de măsurare a mărimilor termodinamice necesare.

Știința echilibrului chimic și-a găsit deja un larg câmp de aplicație în chimia experimentală – analitică sau preparativă – ca și în optimizarea condițiilor de desfășurare a reacțiilor chimice în toate industriile de transformare: chimică, metalurgică, alimentară, farmaceutică, extractivă, biochimică, a depoluării, a componentelor electronice etc. Calcularea constantelor de echilibru și a compoziției de echilibru chimic reprezintă procedee indispensabile în hidrologie, meteorologie, geologie, geochimie, mineralogie, astrofizică, cosmochimie, biologie, biochimie, genetică moleculară, și alte discipline cu profil nechimic[6].

În ultima perioadă se constată o extindere a conceptelor privind echilibrul chimic la domenii exterioare sferei de aplicație menționate. Astfel, legea acțiunii maselor permite calcularea proporției diferitelor tipuri de defecte într-un solid, a amplorii unei reacții imunologice, sau enzimatice, a gradului de ionizare a gazelor și a stării de echilibru în procesele nucleare sau de interacțiune dintre particulele elementare. Principiul Le Châtelier și Braun este utilizat în tehnici operaționale de atingere a optimului unei activități tehnico-economice oarecare, în rezolvarea unor probleme de psihologie aplicată (metode de învățare) și biologie (aclimatizarea cu temperaturile scăzute), ca și în economie – determinarea costurilor marginale prin metoda Le Châterler & Samuelson[6].

Echilibrul chimic

1.2.1. Fenomene reversibile

În urma cercetării numeroaselor procese chimice s-a constatat că o bună parte a proceselor chimice nu se desfășoară până la o transformare completă a reactanților în produși de reacție. Cele mai multe reacții chimice, pot fi privite ca un proces chimic reversibil, decurgând în ambele sensuri ale reacției.

După un anumit timp, mai lung sau mai scurt, reacția ajunge la echilibru. Din această cauză, randamentele în produse chimice sunt mult mai mici decât rezultă din reacția chimică.

Din punctul de vedere al sensului de desfășurare, există o analogie între fenomenele fizice și cele chimice. De exemplu spargerea unui geam (fenomen fizic) este un fenomen ireversibil, în timp ce deformarea unui resort (fenomen fizic) este un fenomen reversibil (resortul revine la forma inițială după îndepărtarea forței care provoacă alungirea). Asemănător, din punctul de vedere al sensului desfășurării lor, reacțiile chimice se pot clasifica în reacții reversibile și reacții ireversibile.

Reacțiile ireversibile sunt reacțiile în care, pornind de la reactanți, se obțin numai produși de reacție:

Reacțiile reversibile sunt reacțiile în care, funcție de condițiile de reacție, sistemul poate evolua spre obținerea produșilor de reacție sau în sens invers:

Desfășurarea unei reacții chimice este determinată de diferența dintre entalpia liberă a produșilor de reacție și cea a reactanților[7]:

Dacă ΔG < 0, Greactanți > Gproduși, iar reacția se desfășoară spontan în sensul formării produșilor, conducând la scăderea entalpiei libere a sistemului.

Când ΔG = 0, Greactanți = Gproduși, G este minim; probabilitatea de desfășurare a reacției este aceiași în ambele sensuri, iar sistemul se află în stare de echilibru.

Dacă ΔG > 0, Gproduși > Greactanți, sensul de desfășurare a reacției se schimbă, iar produșii de reacție se consumă, transformându-se în reactanți.

Variația entalpiei libere G, în cazul unei reacții reversibile, precum și sensul diferenței ΔG este indicat în figura 1.1.

∆G < 0 ∆G < 0

∆G = 0

G

Spontană Spontană

Reactanți Echilibru Produși de reacție

Fig. 1.1 Variația entalpiei libere pentru reacțiile chimice[7]

Unii autori denumesc entalpia liberă potențial termodinamic izobar, pentru a sublinia faptul că această funcție joacă același rol în determinarea sensului de desfășurare a proceselor termodinamice ca și energia potențială în cazul mișcării mecanice.

1.2.2. Conceptul de echilibru. Proprietățile sistemelor în echilibru

Un sistem, adică un ansamblu de substanțe care reacționează sau nu între ele se află într-o stare de echilibru dacă temperatura este aceiași în toate punctele sistemului, presiunea este constantă în sistem, iar compoziția sistemului nu variază în timp[8].

În funcție de natura proceselor care conduc la starea de echilibru există echilibre fizice și echilibre chimice, după cum substanțele care intră în compoziția sistemului pot sau nu să reacționeze între ele în condițiile date:

echilibre fizice, specifice unor fenomene fizice (dizolvarea, topirea);

echilibre chimice, specifice reacțiilor chimice.

Un sistem aflat în echilibru se caracterizează prin următoarele proprietăți:

este stabil; nu-și schimbă starea de echilibru atâta timp cât asupra lui nu acționează un factor extern;

prezintă mobilitate; evoluează către o nouă stare de echilibru dacă asupra lui acționează un factor extern (o constrângere) și revine spontan la starea inițială când încetează constrângerea;

are caracter dinamic; la echilibru, transformările nu încetează, cele două reacții, directă și inversă, se desfășoară simultan, cu viteze egale. Producerea transformărilor chimice (fizico-chimice) presupune mișcarea particulelor componente; din acest motiv echilibrul chimic este un echilibru dinamic.

În continuare se vor face referiri cu precădere la echilibrele chimice care se pot stabili în procesele chimice.

Un exemplu clasic este reacția de esterificare dintre acidul acetic și alcoolul etilic:

este o reacție în urma căreia se realizează o stare de echilibru

Amestecând 1 mol de acid acetic cu 1 mol de alcool etilic la o temperatură constantă de 1000C în condiții de reflux total se obțin datele din tabelul 1.2., t reprezentând timpul, iar x numărul de moli de ester formați sau de acid transformați[8].

Tabel 1.2.

t- timpul

x – numărul de moli de ester formați sau de acid transformați

Reprezentând grafic variația lui x în funcție de t , se obține curba a din figura 1.3.

x

b

0,66

a

Număr de moli de ester formați

timp

Fig. 1.3.Variația numărului de moli de ester formați în funcție de timp[8]

Urmărind reacția de hidroliză a acetatului de etil, reprezentată prin ecuația:

pornind de la 1 mol de acetat de etil, se poate reprezenta grafic scăderea numărului de moli ai acestuia (curba b – figura 1.3.).

Deci, reacția de esterificare și de hidroliză sunt procese reversibile, în urma cărora se realizează o stare de echilibru. Aceste procese pot fi reprezentate prin reacția:

Procesele ce au avut loc pot fi schematizate ca în figura 1.4.

Starea inițială Starea de echilibru Starea inițială

esterificare hidroliză

Fig. 1.4. Starea de echilibru chimic în reacția de esterificare dintre

acidul acetic și alcoolul etilic[8]

Se constată că la echilibru sistemul are o compoziție constantă independentă de natura stărilor inițiale.

Constanța compoziției unui sistem nu constituie o dovadă suficientă pentru a afirma că acesta se află în starea de echilibru stabil, deoarece această condiție este îndeplinită și de echilibrul metastabil sau fals. Astfel, se consideră un recipient aflat la temperatura camerei, în care s-au introdus 2 moli de hidrogen și un mol de oxigen. Compoziția amestecului nu se schimbă în timp, deoarece, la această temperatură, hidrogenul și oxigenul nu reacționează. Dacă se perturbă starea sistemului prin acțiunea unui arc electric sau se introduce un catalizator se constată că se va produce o reacție chimică având ca rezultat formarea apei. După înlăturarea factorului perturbator, sistemul nu mai revine la starea inițială, ca la cazul echilibrului stabil, prin urmare la temperatura camerei amestecul de hidrogen și oxigen se află în echilibru metastabil.

În concluzie, orice sistem în echilibru, atât fizic cât și chimic, se caracterizează prin proprietățile:

este stabil dacă se mențin constante condițiile exterioare;

prezintă mobilitate, adică revine spontan la starea inițială, când încetează acțiunea exterioară, perturbatoare;

este rezultatul a două procese care se desfășoară cu viteze egale dar în sensuri opuse:

Această proprietate subliniază caracterul dinamic al stării de echilibru și dă posibilitatea realizării echilibrului din două sensuri opuse;

entalpia liberă a sistemului prezintă valoarea minimă.

Starea de repaus aparent la atingerea echilibrului chimic se explică prin faptul că reacțiile în sensuri opuse decurg cu viteze egale. Cu alte cuvinte, numărul de moli dintr-un compus care se transformă, în unitatea de timp, în una din reacții, este egal cu numărul de moli din acel compus care se formează în unitatea de timp, din reacția în sens invers. Prin urmare, concentrația fiecărui component la echilibru este constantă.

1.2.3. Legea acțiunii maselor – Legea echilibrului chimic –

În 1862, Berthelot, studiind reacția de esterificare dintre acidul acetic și alcoolul etilic a constatat influența variației concentrațiilor reactanților asupra echilibrului. Aceasta a permis ca în 1867 Guldberg și Waage să stabilească legea acțiunii maselor, potrivit căreia raportul dintre produsul concentrațiilor produșilor de reacție și produsul concentrațiilor reactanților este o constantă. Astfel, pentru o reacție de tipul:

se poate scrie expresia constantei de echilibru[8]:

unde [A], [B], [C], [D] reprezintă concentrațiile substanțelor exprimate în mol/L,

iar a, b, c, d sunt coeficienții stoechiometrici

Astfel pentru reacția de esterificare

expresia constantei de echilibru este:

Legea acțiunii maselor poate fi dedusă folosind proprietatea potrivit căreia echilibrul chimic este dinamic și se caracterizează prin egalitatea vitezelor reacțiilor directe și inverse. Cum viteza de reacție este egală cu produsul concentrațiilor reactanților ridicați la puteri numeric egale cu coeficienții lor stoechiometrici, viteza reacției directe,v1, respectiv a reacției inverse, v2 , se exprimă prin relațiile[8]:

unde k1și k2 reprezintă constantele de viteză.

La începutul reacției directe, concentrațiile în substanțele A și B fiind mari, viteza de reacție v1 va fi mai mare și viteza v2 a reacției inverse va fi mai mică, date fiind concentrațiile mici la început ale celor două substanțe C și D.

Pe măsură ce ambele reacții înaintează, v1 începe să scadă și v2 să crească, până când cele două viteze se vor egala.

În acest moment concentrațiile substanțelor inițiale și finale nu se mai schimbă, s-a atins starea de echilibru, caracterizată de ecuația cu săgeți îndreptate în ambele sensuri. Acest echilibru obținut nu trebuie să fie privit ca o stare de repaus; el este un echilibru dinamic, când ambele reacții nu se opresc, ci continuă la temperatură constantă în ambele sensuri cu aceiași viteză. Așadar la echilibru vitezele sunt egale, deci v1 =v2, respectiv și =rezultă:

Din relația de mai sus se vede că deoarece k1și k2 sunt valori constante, și raportul lor (raportul constantelor de viteză) are o valoare constantă la temperatura dată egală cu constanta de echilibru Kc a sistemului.

Compoziția sistemului în echilibru se poate exprima nu numai în funcție de concentrație ci și în funcție de presiune sau de fracții molare. Dacă reacția are loc între substanțe în stare gazoasă se calculează constanta în funcție de presiunule parțiale Kp, ea fiind egală cu[8]:

unde PC PD sunt presiunile parțiale ale produșilor de reacție iar PA și PB, ale reactanților.

1.2.4. Factori care influențează echilibrul chimic. Principiul lui Le Châtelier

Echilibrul chimic este o stare care se menține constantă atâta timp cât nu variază condițiile de reacție.

La variația unui parametru, ca spre exemplu temperatură, presiune, concentrație, are loc imediat o variație a compoziției sistemului, deci o deplasare a echilibrului.

Cunoașterea modului în care se deplasează echilibrul chimic la variația unui parametru are o importanță practică deosebită, întrucât în acest fel reacțiile chimice pot fi controlate, adică pot fi alese condițiile optime de reacție în vederea obținerii de randamente maxime ale produșilor care interesează.

Examinând comportarea unor sisteme aflate în echilibru și pe baza unui număr mare de date experimentale, chimistul francez Henry Louis Le Châtelier a emis un principiu general valabil pentru stările de echilibru supuse unor variații, principiu care îi poartă numele.

Conform principiului lui Le Châtelier, dacă un sistem în echilibru suferă o constrângere, echilibrul se deplasează în sensul diminuării constrângerii.

Prin constrângere se înțelege o modificare a unuia sau mai multor factori care determină starea de echilibru: concentrație, temperatură, presiune.

Aceasta înseamnă că la variația unuia din parametri (de exemplu temperatura, concentrația sau presiunea) unui sistem care se găsește în echilibru chimic, atunci echilibrul se deplasează în direcția acelei reacții care se opune modificării survenite (astfel încât să anuleze parțial influența parametrului).

1.2.4.1. Influența temperaturii asupra echilibrului chimic

Influența temperaturii asupra echilibrului chimic este dependentă de căldura de reacție.

Reacțiile exoterme sunt favorizate de temperaturi joase. Prin răcire, echilibrul se deplasează în sensul în care reacția cedează căldură, anulând astfel parțial scăderea de temperatură.

Astfel, în reacția oxidării dioxidului de sulf la trioxid de sulf, prin ridicarea

temperaturii, echilibrul este deplasat spre stânga și prin aceasta randamentul în trioxid de sulf scade[9]:

în care Q este căldura de reacție.

Pentru a obține un randament mai mare în trioxidul de sulf trebuie să se lucreze la temperaturi joase (dar nu prea joase pentru a nu afecta cinetica reacției).

Grafic, variația concentrației trioxidului de sulf la echilibru, funcție de temperatură, este reprezentată în figura 1.5.

100

80

60

40

20

0

400 500 600 700 800 900

Temperatură, 0C

Fig. 1.5. Influența temperaturii asupra compoziției la echilibru,

în reacția de conversie a SO2[9]

În cazul reacțiilor endoterme, temperaturile înalte favorizează desfășurarea reacției. La creșterea temperaturii echilibrul se deplasează astfel încât sistemul să absoarbă parțial energia calorică primită din exterior, deci în sensul reacției endoterme.

Astfel, la reducerea dioxidului de carbon la oxid de carbon[9]:

randamentul este îmbunătățit prin creșterea temperaturii ( figura 1.6. )

100

80

60

40

20

0

200 400 600 800 1000

Temperatură, 0C

Fig. 1.6. Influența temperaturii asupra compoziției la echilibru în reacția endotermă[9]:

Modul în care echilibrul chimic este influențat de variația temperaturii, poate fi urmărit și în reacția de dimerizare a hipoazotidei[9]:

Reacția de dimerizare este exotermă, ΔH = – 58,5 kJ.

Prin încălzire, amestecul de N2O4 și NO2 aflat în echilibru se deplasează spre descompunerea dimerului, spre formarea hipoazotidei. Acest proces fiind endoterm, înseamnă că la creșterea temperaturii echilibrul este deplasat astfel încât sistemul să absoarbă parțial energia calorică primită din exterior.

Deci, la creșterea temperaturii, echilibrul se deplasează în sensul favorizării reacției endoterme.

Prin răcire, amestecul de N2O4 și NO2 aflat în echilibru se deplasează spre formarea dimerului N2O4. Echilibrul se deplasează în sensul în care reacția cedează căldură, anulând astfel parțial scăderea de temperatură.

Deci, la scăderea temperaturii, echilibrul se deplasează în sensul favorizării reacției exoterme. Aceste concluzii sunt susținute și de principiul lui Le Châtelier.

Dacă un sistem chimic în echilibru este răcit, proces în care sistemul cedează energie agentului de răcire, el se va deplasa în așa fel în cât să se opună pierderii de energie. Prin urmare, se va deplasa în sensul reacției exoterme, reacție ce are loc cu degajare de energie. În exemplul de mai sus, echilibrul se va deplasa în sensul 2.

Dacă un sistem chimic în echilibru este încălzit, proces în care sistemul primește energie, el se va deplasa în așa fel, încât să consume din energia primită. Se va deplasa în sensul reacției endoterme. În exemplul de mai sus în sensul 1.

Ca urmare dacă asupra unui sistem aflat în echilibru se acționează prin:

creșterea temperaturii, echilibrul se deplasează în sensul reacției endoterme;

scăderea temperaturii, echilibrul se deplasează în sensul reacției exoterme.

1.2.4.2. Influența concentrației asupra echilibrului chimic

Un alt factor care poate modifica echilibrul chimic îl constituie variația concentrației unuia dintre componenți. Astfel, dacă variază concentrația unui reactant sau a unui produs de reacție în sistemul de reacție la echilibru, se observă o variație a concentrației celorlalți componenți, sistemul tinzând spre o nouă stare de echilibru, astfel încât constanta de echilibru să rămână neschimbată.

Pentru exemplificare se consideră următorul echilibru chimic[9]:

Aplicând legea acțiunii maselor se obține expresia constantei de echilibru:

Se presupune că s-a adăugat una dintre substanțele inițiale, cum ar fi, de exemplu, vaporii de apă. Crescând numitorul, valoarea fracției devine mai mică decât K.

Pentru restabilirea echilibrului (K trebuie să aibă aceeași valoare), în cazul de față numărătorul trebuie să crească și el. Acest lucru este posibil pe seama reacției directe:

a cărei viteză prin creșterea concentrației în vapori de apă, va depăși viteza reacției inverse.

Într-adevăr, concentrația în vapori de apă devenind mai mare începe formarea unor noi cantități de H2 și CO2, micșorându-se treptat concentrațiile în CO și H2O, deci valoarea numărătorului crește și a numitorului scade. După un timp, echilibrul distrus prin adăugarea unui exces de vapori de apă, se restabilește, având din nou valoarea K, dar de data aceasta concentrațiile celor patru substanțe vor avea alte valori.

Din legea acțiunii maselor rezultă două posibilități principale pentru deplasarea echilibrului în favoarea formării produselor de reacție, adică în favoarea măririi randamentului și anume:

mărirea concentrației unuia dintre reactanții inițiali;

îndepărtarea din zona de reacție a produselor formate.

În ambele cazuri pentru restabilirea echilibrului, K fiind constant, noi cantități de

reactanți inițiali vor intra în reacție.

Pentru reacția de oxidare a dioxidului de sulf[9]:

constanta de echilibru se exprimă astfel:

Mărirea randamentului reacției se realizează prin mărirea concentrației oxigenului. În tehnică se folosește această posibilitate de mărire a randamentului, când una din substanțele inițiale este mai ieftină. La sinteza trioxidului de sulf se preferă mărirea concentrației oxigenului și nu a dioxidului de sulf, deoarece primul este mult mai ieftin, fiind obținut din aer.

A doua posibilitate de mărire a randamentului este îndepărtarea imediată din zona de reacție a trioxidului de sulf pe măsură ce se formează

Dacă considerăm reacția chimică[9]:

galben incolor roșu incolor

Se observă că la mărirea concentrației de KSCN sau FeCl3, intensitatea culorii roșii datorită formării Fe(SCN)3 crește, datorită deplasării echilibrului spre dreapta.

Presupunând că unul din produșii de reacție este scos din sistem, echilibrul reacției se va deplasa sensibil spre dreapta deoarece se micșorează numărătorul fracției și în consecință, alte cantități din reactanți se vor angaja în reacție în scopul obținerii produșilor de reacție.

Influența concentrației asupra echilibrului chimic poate fi urmărită și în cazul sistemului în echilibru[9]:

Excesul de reactant (FeCl3 sau NH4SCN) deplasează echilibrul spre dreapta, intensitatea culorii crește (roșu intens). Excesul de produs de reacție (NH4Cl) deplasează echilibrul spre stânga, intensitatea culorii scade (galben).

Similar pentru sistemul în echilibru[9]:

la adăugarea a câtorva picături de HCl echilibrul se deplasează spre dreapta.

Deci, dacă într-un sistem chimic aflat la echilibru:

se mărește concentrația unui component, echilibrul se deplasează în sensul consumării acelui component;

se micșorează concentrația unui component, echilibrul se deplasează în sensul formării acelui component.

1.2.4.3. Influența presiunii asupra echilibrului chimic

Dacă variația concentrației unui component conduce la deplasarea echilibrului, concentrația reprezentând numărul de moli în unitatea de volum, rezultă că și variația de volum poate deplasa echilibrul unei reacții chimice.

Într-un sistem gazos, variația de volum corespunde unei variații de presiune, prin urmare variația de presiune conduce la deplasarea echilibrului chimic.

De exemplu reacția de sinteză a amoniacului care are loc conform ecuației[8]:

Dacă asupra sistemului aflat în stare de echilibru se exercită o creștere a presiunii, conform principiului lui Le Châtelier echilibrul se deplasează astfel încât să anuleze parțial această creștere a presiunii. Într-adevăr, se constată practic că echilibrul se deplasează în sensul formării amoniacului:

N2 + 3 H2 2 NH3

Din ecuația chimică se observă că numărul de moli de produși de reacție în stare gazoasă este mai mic decât numărul de moli de gaz, care intră în reacție. La creșterea presiunii echilibrul se deplasează spre formarea compușilor cu volum mai mic, respectiv în sensul formării unui număr mai mic de moli de gaz.

Dacă din contră, presiunea se micșorează, echilibrul se deplasează în sensul formării unui număr mai mare de moli de gaz, ceea ce corespunde produșilor care, ocupând un volum mai mare, duc la o compensare a scăderii presiunii. În cazul luat în studiu, scăderea presiunii deplasează echilibrul în sensul descompunerii NH3

N2 + 3 H2 2 NH3

Așa se explică de ce în procedeul industrial de obținere a amoniacului prin sinteză se lucrează la presiuni mari cuprinse între 200 și 1000 at.

Considerându-se sistemul gazos în echilibru[8]:

Conform principiului lui Le Châterler, dacă se mărește presiunea unui sistem gazos în echilibru, echilibrul se va opune creșterii presiunii și va evolua spre o nouă stare în care să se afle un număr mai mic de moli de gaz. În cazul analizat, la creșterea presiunii, echilibrul se va deplasa în sensul formării trioxidului de sulf. Reacția în acest sens va decurge cu viteză mai mare decât reacția în sens invers.

Dacă se micșorează presiunea unui sistem gazos în echilibru, echilibrul se va opune scăderii presiunii și va evolua spre o nouă stare în care să se afle un număr mai mare de moli de gaz. În exemplul analizat, scăderea presiunii va determina deplasarea echilibrului în sensul descompunerii trioxidului de sulf.

Se pune întrebarea, cum se deplasează echilibrul la variația presiunii în cazul reacțiilor în care nu are loc o variație de volum, respectiv numărul de moli de gaz ce intră și ies din reacție este același, ca spre exemplu în reacția[8]:

Dat fiind că nici reacția directă, nici cea inversă nu este însoțită de scădere de volum, nici una nu poate fi favorizată de creșterea presiunii; prin urmare ne putem aștepta la faptul ca presiunea să nu influențeze echilibrul.

Modificarea presiunii deci, influențează numai acele echilibre unde una sau mai multe substanțe sunt gaze, și reacția are loc cu variație de volum.

Așa, de exemplu, în reacțiile:

în care numărul de moli al substanțelor gazoase nu se schimbă, nici creșterea, nici reducerea presiunii nu vor schimba echilibrul, deoarece din două volume de substanțe inițiale rezultă tot două volume de substanțe finale.

Ca urmare presiunea influențează compoziția sistemelor chimice aflate în echilibru în care cel puțin un component este în fază gazoasă și la care reacțiile au loc cu variația numărului de moli de gaz.

Așadar dacă asupra unui sistem gazos aflat în echilibru nu se acționează prin:

creșterea presiunii, echilibrul se deplasează în sensul formării unui număr mai mic de moli de gaz;

scăderea presiunii, echilibrul se deplasează în sensul formării unui număr mai mare de moli de gaz.

Toate aceste cazuri în care unul din parametrii: temperatură, concentrație, presiune (volum) sunt modificate într-un sistem care a atins starea de echilibru, verifică principiul lui Le Châtelier.

Cunoașterea acestui principiu teoretic are o mare importanță practică așa cum am mai arătat, în scopul obținerii de randamente maxime ale compușilor care ne interesează prin modificarea sau alegerea științifică a condițiilor de lucru.

1.2.5. Calculul echilibrului chimic

Metodele utilizate cel mai frecvent pentru calcularea echilibrului chimic sunt:

Metoda bazată pe legea acțiunii maselor și care constă în

determinarea experimentală a compoziției sistemului la atingerea echilibrului în condițiile date.

Concentrațiile componenților sau presiunile parțiale corespunzătoare se introduc în formulele cunoscute și în acest fel se determină constanta echilibrului respectiv. Pentru aceasta metodele experimentale folosite sunt cele fizice respectiv cele fizico-chimice (refractometrie, polarimetrie, colorimetrie, spectroscopie, metode electrochimice, etc.) care permit determinarea cât mai precisă a compoziției în condițiile date, fără să deplaseze deci echilibrul instalat.

Metoda bazată pe ecuațiile izobarei și izocorei de reacție. De

obicei variația potențialului termodinamic, dată de aceste ecuații se raportează la condițiile standard (298,16 K), iar presiunile parțiale ale tuturor componenților sistemului, respectiv concentrațiile corespunzătoare pentru fiecare component în parte trebuie să fie egale cu unitatea. În aceste condiții, ecuațiile izobarei și izocorei de reacție vor avea forma[10]:

,

și

unde: Δ Go – variația entalpiei libere standard

Δ Fo – variația energiei libere standard

de unde:

respectiv

Valorile pentru Δ Go și Δ Fo(standard) corespunzătoare componentelor reacției sau chiar formării unui compus anumit, se găsesc în diferite tabele.

Metoda bazată pe efectul termic al reacției sau al entropiei.

Pentru a se ajunge la calculul dorit, se pleacă de la relațiile[10]:

și (1)

Prin cunoașterea entropiilor tuturor substanțelor care participă la reacție, se poate calcula ușor variația entropiei, care corespunde desfășurării unei reacții oarecare, deoarece această variație este egală cu diferența dintre entropia produșilor finali și entropia substanțelor inițiale[10]:

Pentru reacția chimică:

avem:

Valorile lui ΔS ale reacției, obținute pe această cale prezintă uneori o precizie mai mare decât datele obținute prin efectul termic. Din cauza aceasta, precizia calculului ΔGo după ecuația (1) se limitează la caracterul aproximativ al valorilor efectului termic al reacției. Astfel, se folosesc tabele cu date pentru entropiile și căldurile de formare ale componenților reacției în condiții standard, care duc foarte ușor la valorile ΔSo și ΔHo pentru reacțiile luate în aceste condiții.

De cele mai multe ori calculul echilibrului se face la alte temperaturi, de obicei mai mari decât cea standard, fapt pentru care calculele trebuie făcute astfel: se determină valoarea Δ și anume:

dacă se obțin valori negative mai mari în valoare absolută (Δ) aceasta ne arată că în condițiile considerate, reacția poate decurge spontan în sensul direct;

dacă valorile sunt pozitive (Δ) înseamnă că reacția nu poate decurge în astfel de condiții aproape deloc în sensul dorit.

1.2.6. Aplicațiile legii acțiunii maselor

Reacțiile reversibile, de echilibru, stau la baza multor procese industriale. Cunoscând compoziția unui sistem la echilibru se poate calcula randamentul reacției (raportul dintre cantitatea produsului obținut practic și cantitatea maximă, teoretică, de produs care s-ar obține din materiile prime) și se pot stabili transformările suferite de substanțe în anumite condiții. În cele ce urmează, se vor examina câteva tipuri de echilibre chimice.

1.2.6.1 Echilibre în sisteme omogene gazoase

Reacții fără variația numărului de moli

Se consideră reacția[9]:

de o importanță deosebită în industria chimică, pentru obținerea acidului azotic, a îngrășămintelor și a explozivilor. Reacția în sensul formării oxidului de azot are loc prin ciocnirea unei molecule de azot cu o moleculă de oxigen, iar în sens opus prin ciocnirea a două molecule de oxid de azot. Constanta de echilibru este:

O altă reacție care face parte din această clasă este reacția[9]:

Dacă a moli de H2 sunt încălziți într-un vas de reacție cu b moli de I2 se produce o reacție chimică prin care se transformă x moli din fiecare element și apar 2x moli de HI. Concentrațiile la echilibru vor fi:

unde: V – volumul gazelor

Aplicând legea acțiunii maselor se ajunge la expresia:

Pentru a calcula această constantă în funcție de presiunile parțiale exprimăm aceste mărimi pentru fiecare componentă a sistemului (știind că presiunea parțială este egală cu produsul dintre fracția molară și presiunea totală).

și

Deci:

În acest caz, echilibrul nu depinde de presiune, iar sunt identice.

Determinând pe cale experimentală valoarea constantei la o anumită temperatură se poate calcula randamentul în obținerea HI (variabila x) pentru orice valoare a lui a și b.

Procesul de formare a gazului de apă este tot o reacție reversibilă[9]:

pentru care:

Reacții cu variația numărului de moli

O reacție de bază în industria acidului sulfuric prin procedeul de contact o constituie oxidarea dioxidului de sulf la trioxid de sulf[9]:

ΔH = – 95,72 kJ

Oxidarea SO2 are loc cu degajare de căldură și micșorare de volum, deci, conform principiului Le Châtelier, formarea trioxidului de sulf va fi favorizată de creșterea presiunii și scăderea temperaturii.

În general, catalizatorii măresc viteza unor reacții chimice, ei însă nu acționează asupra valorii constantei de echilibru.

La început s-a folosit drept catalizator platina. Acesta a fost înlocuit ulterior cu pentaoxidul de vanadiu, un catalizator mult mai ieftin și mai rezistent la acțiunea otrăvurilor. Activitatea acestui catalizator a fost îmbunătățită prin folosirea promotorilor. Drept promotori se folosesc sulfații metalelor alcaline, a căror acțiune scade în ordinea: Li > Na > K > Rb > Cs. Activitatea catalitică și stabilitatea termică, până la o anumită temperatură, este dependentă de raportul metal din promotor/V2O5. Ca suport pentru catalizator se folosește silicagelul, kisselgurul, cuarțul.

Catalizatorul V2O5 poate fi otrăvit de ceața de acid sulfuric, de compușii cu fluor, de trioxidul de arsen.

Oxidarea SO2 la SO3 are loc într-un reactor de conversie. Gazele sulfuroase preîncălzite la 4400C străbat stratul de catalizator, realizându-se oxidarea (conversia) dioxidului de sulf la trioxid, în etape. Între straturile de catalizator există schimbătoare de căldură care au rolul de a aduce gazele sulfuroase la temperatura optimă procesului de oxidare.

O reacție de același tip poate fi considerată disocierea tetraoxidului de diazot[9]:

La temperatura camerei N2O4 disociază, volumul crește și apare culoarea brun roșcată caracteristică NO2. Constanta de echilibru se exprimă astfel:

unde:

și

și reprezintă numărul de moli de NO2, respectiv N2O4, iar n este numărul total de moli din sistem.

Înlocuind presiunile parțiale cu valorile lor, pentru se obține relația:

Întrucât este constantă în condiții izoterme, creșterea presiunii corespunde deplasării echilibrului în sensul dimerizării, micșorându-se astfel numărul de moli de dioxid (celălalt factor din numărător).

Pentru a calcula compoziția amestecului la echilibru considerăm că în momentul inițial sistemul conține 1 mol . După realizarea stării de echilibru în sistem au mai rămas 1 – x moli de și s-au format 2x moli de ( x reprezintă fracțiunea de moli de care a disociat). Exprimăm și de această dată presiunile parțiale în funcție de numărul de moli și de presiunea totală:

Pe baza acestor relații, constanta de echilibru capătă forma:

În concluzie, în cazul reacțiilor de echilibru în fază gazoasă care decurg cu variația numărului de moli, presiunea totală P, intră în expresia legii acțiunii maselor.

În acest caz, constanta are dimensiunile unei presiuni (se exprimă în unități de presiune).

Tot în grupa reacțiilor care se petrec cu variația numărului de moli se încadrează și procesul de obținere a amoniacului prin sinteză, procedeu folosit industrial.

Oxidarea amoniacului și a oxidului de azot (reacții ce au loc cu ocazia fabricării acidului azotic) sunt procese de echilibru în sisteme omogene gazoase.

1.2.6.2. Echilibre în sisteme omogene lichide

Legea acțiunii maselor se poate aplica și pentru studiul sistemelor în fază lichidă, cu singura deosebire că în acest caz constanta de echilibru se va exprima numai în funcție de concentrații sau fracții molare.

Reacția acidului acetic cu alcoolul etilic reprezintă un exemplu de echilibru chimic

în soluție:

a – x b – x x x

care așa cum s-a arătat, a servit lui Guldberg Și Waage ca model pentru deducerea legii acțiunii maselor, astfel:

Fie a moli de alcool etilic și b moli de acid acetic care există în soluția de volum V la momentul inițial. Notăm cu x numărul de moli de ester și de apă formați la echilibru.

Deci:

relație ce se poate folosi pentru calculul lui x când se cunoaște .

Reacții cu transfer de protoni

Acizii și bazele în teoria protolitică

Experimental se demonstrează că amoniacul este o bază fiindcă reacționează cu acidul clorhidric și albăstrește hârtia de turnesol umezită.

Conform teoriei clasice a acizilor și bazelor[8], amoniacul ar trebui să fie un acid, deoarece este o substanță compusă ce conține hidrogen și un nemetal (asemănător hidracizilor de tipul HCl, H2S, etc.). Pentru a înlătura această neconcordanță, în 1887 Arrhenius elaborează teoria disociației protolitice a acizilor și bazelor, conform căreia:

Acizii sunt substanțe care în soluție apoasă pun în libertate protoni (H+).

Bazele sunt substanțe care în soluție apoasă pun în libertate ioni de hidroxil (OH-).

Conform acestei teorii, amoniacul este o bază deoarece în soluție apoasă pune în libertate ioni hidroxil:

Experimental se demonstrează însă că amoniacul reacționează cu acidul clorhidric în stare gazoasă. Are loc următoarea reacție chimică:

Acidul clorhidric cedează amoniacului un proton formând ionul amoniu. Între atomul de azot din amoniac (având un dublet de electroni neparticipanți) și protonul (H+) cedat de acidul clorhidric (având deficit de electroni) se formează o legătură coordinativă:

Ținând cont de exemple asemănătoare, Brönsted și Lowry[8] au elaborat teoria protolitică a acizilor și bazelor. Conform acestei teorii:

Acidul este substanța capabilă să cedeze, în timpul reacției chimice, unul sau mai mulți protoni.

Baza este substanța capabilă să accepte, în timpul reacției chimice, unul sau mai mulți protoni.

Conform acestor definiții, pentru acizi și pentru baze se pot scrie următoarele ecuații generale cu transfer de protoni:

Acid

Bază

Având în vedere ecuațiile generale prezentate, ecuațiile reacțiilor chimice care evidențiază caracterul acid pentru HCl și HNO3 sunt:

Conform teoriei protolitice au loc următoarele transformări:

În cazul acestor reacții, ionul clorură (Cl- ), respectiv ionul azotat (NO3-), având tendința de a fixa un proton, au caracter bazic.

Ecuațiile reacțiilor chimice care evidențiază caracterul bazic al KOH și al Ca(OH)2 sunt: (conform teoriei protolitice au loc transformările):

Deoarece ionii formați, K+, respectiv Ca2+, au tendința ca în reacția cu apa să pună în libertate protoni, ei au caracter acid.

Din aceste exemple observăm că, în conformitate cu teoria protolitică, în urma transferului de protoni, acidul se transformă într-o bază (numită bază conjugată), iar baza se transformă în acidul conjugat.

Relația acid-bază conjugată și bază-acid conjugat poate fi reprezentată astfel[8]:

acid bază conjugată

bază acid conjugat

Pornind de la această concepție, are loc o lărgire a noțiunilor de acid și de bază, acestea împărțindu-se în trei categorii:

Acizii polibazici ionizează în trepte, cedând protoni.

De exemplu ecuațiile reacțiilor chimice de protonizare în trepte a acidului fosforic sunt:

acid bază conjugată

acid bază conjugată

acid bază conjugată

Produsul ionic al apei

Experimental, s-a constatat ca protonul nu poate exista în stare liberă decât în condiții speciale (temperatură ridicată și presiune scăzută). De cele mai multe ori protonul are tendința de a se cupla (lega) cu moleculele solventului în care are loc reacția. Pentru reacțiile din chimia anorganică, de cele mai multe ori acest solvent este apa care fixează protonul, formând ionul hidroniu, care la rândul său se poate hidrata cu un număr mai mare sau mai mic de molecule de apă:

După cum se știe apa distilată nu conduce curentul electric, dar ea devine bună conducătoare de curent dacă se adaugă o cantitate mică de electrolit.

Această observație nu poate fi explicată decât dacă se admite existența unei reacții chimice între apă și substanța adăugată, cu formarea unor ioni capabili să asigure conductibilitatea electrică. De exemplu între acidul clorhidric, respectiv amoniac, și apă au loc următoarele reacții chimice cu transfer de protoni:

În reacția cu acidul clorhidric, apa se comportă ca o bază deoarece fixează protonul cedat de acid.

În reacția cu amoniacul, apa se comportă ca un acid deoarece cedează un proton.

Specia chimică (moleculă sau ion) care în prezența unui acid se comportă ca o bază, iar în prezența unei baze se comportă ca un acid are un caracter amfoter și este un amfolit acido – bazic.

Ținând cont de faptul că apa este un amfolit înseamnă că două molecule de apă pot reacționa între ele, una manifestându-se ca un acid, iar cealaltă, ca o bază.

Moleculele de apă pot ioniza conform ecuației:

deci capătă forma:

Întrucât ionizarea apei este foarte redusă, concentrația în molecule de apă este practic constantă și poate fi înglobată în constanta . Astfel, putem scrie:

unde noua constantă se numește produsul ionic al apei. Valoarea sa variază cu temperatura. La 25oC, acest produs are o valoare constantă[8]:

În apa pură, la 25oC, numărul ionilor hidroniu este egal cu numărul ionilor hidroxil [8]:

Această stare de echilibru este modelată în Anexa 1,a

Pentru simplificare, în locul ionului hidroniu s-a modelat protonul H+ . Trebuie menționat faptul că în soluție apoasă nu există ioni H+, ci numai .

Prin adaosul unei mici cantități de acid (Anexa 1, b) numărul ionilor hidroniu din soluție crește (acizii sunt speciile chimice care cedează protoni), echilibrul este perturbat. O parte din ionii hidroniu se leagă de grupările hidroxil, pentru a se stabili un nou echilibru. În acest caz, în soluție, numărul ionilor hidroniu este mai mare decât cel de grupări hidroxil (Anexa 1, c), deci concentrația H+ este mai mare decât 10-7.

Adăugând o cantitate de bază (specie chimică care acceptă protoni), echilibrul este și în acest caz perturbat (Anexa 1, b’). Un număr de grupări hidroxil introduse se vor uni cu ionii hidroniu din soluție, formându-se molecule de apă neionizate. Astfel, concentrația de ioni hidroniu va scădea. În soluție, deci, concentrația ionilor H+ va fi mai mică decât 10-7.

Caracterul acid sau bazic al unei soluții este dat de concentrația în ioni de hidroniu , și se exprimă în numere de tipul 10-p. Întrucât această exprimare este greoaie, s-a introdus noțiunea de pH .

Dacă

pH-ul unei soluții indică concentrația în ioni hidroniu și se exprimă prin logaritmul cu semn schimbat al

În tabelul de mai jos este indicată corespondența dintre concentrația ionilor hidroniu, pH și caracterul acid sau bazic al unei soluții[8]:

În tabelul de la Anexa 2 sunt indicate câteva valori ale pH-ului unor soluții de concentrație 0,1 N.

Determinarea caracterului acido – bazic al unei soluții se face cu ajutorul indicatorilor. Pentru a cunoaște pH-ul unei soluții, precum și pentru a marca punctul la care are loc neutralizarea în reacția dintre un acid și o bază, este nevoie de substanțe numite indicatori.

Indicatorii acido – bazici sunt substanțe organice (acizi sau baze slabe), cu molecule mari, foarte puțin ionizate în apă. Aceste substanțe au proprietatea de a-și schimba culoarea la un anumit pH al soluției.

Schimbarea culorii nu are loc brusc, la o anumită valoare a pH-ului, ci într-un interval de pH, numit domeniu de viraj. În tabelul de la Anexa 3sunt indicate domeniile de viraj pentru cei mai folosiți indicatori de pH.

Acțiunea unui indicator se poate explica de fapt prin culoarea formei neionizate, diferită de culoarea formei ionizate. De exemplu, fenolftaleina neionizată este incoloră, în timp ce în formă ionizată este colorată în roșu. Indicatorii își schimbă culoarea în funcție de pH-ul mediului de reacție.

Un indicator acid se poate reprezenta schematic astfel: Hind, unde Ind reprezintă simbolul pentru radicalul organic. În soluție apoasă un indicator acid ionizează după următoarea schemă[8]:

Dacă la soluția unui indicator se adaugă cantități mici de acid se produce o deplasare a echilibrului spre stânga, scade concentrația ionului Ind-și crește concentrația moleculelor neionizate Hind; astfel, în soluție acidă va predomina culoarea moleculelor neionizate (culoarea de pH acid). Constanta de ionizare pentru un indicator acid este dată de relația:

de unde se poate deduce:

Această relație este necesară pentru a ști care este viteza de transformare a celor două forme ale indicatorului în funcție de din soluție.

Când ,

În acest punct ambele forme colorate sunt prezente în egală măsură și ochiul poate percepe culoarea rezultată din combinarea culorilor celor două forme.

Astfel, de exemplu metiloranjul este de culoare roșie la pH = 3,1 și de culoare galbenă la pH = 4,4. Culoarea intermediară va fi portocalie. Acesta este de fapt domeniul de pH al indicatorului.

Raționamentul se poate extinde la indicatorii bazici.

Deoarece indicatorii sunt substanțe organice – acizi slabi sau baze slabe – și deci ionizate slab, ei se adaugă în cantități mici, pentru a nu modifica pH-ul soluției. După domeniul de pH al indicatorului se pot stabili condițiile de utilizare ale acestora.

În practica de laborator, pentru determinarea pH-ului, se folosește hârtia indicatoare de pH. De obicei, sunt benzi de hârtie poroasă impregnată cu soluția anumitor indicatori.

O picătură de soluție cu pH necunoscut colorează hârtia indicatoare într-o anumită culoare. Se compară culoarea obținută cu o scală de culori care însoțește hârtia indicatoare și se stabilește cu aproximație, pH-ul soluției.

O măsurare mai exactă a pH-ului unei soluții se obține prin utilizarea unor aparate electronice numite pH-metre.

Echilibre în soluții de electroliți.

Constantă de ionizare

Constanta de aciditate

Procesul de ionizare al electroliților slabi poate fi tratat, de asemenea ca un echilibru chimic. Reacția de ionizare a oricărui acid poate fi reprezentată astfel:

Constanta de echilibru pentru acest sistem este:

În funcție de valoarea acestei constante, acizii pot fi: tari sau slabi. Acizii tari sunt total ionizați, în timp ce acizii slabi sunt parțial ionizați și au o constantă de aciditate mai mică decât unu. În Anexa 4 sunt prezentate câteva echilibre realizate în soluții de acizi slabi și valoarea constantelor de ionizare (constante de aciditate).

Ionizarea acidului acetic se poate exprima prin ecuația:

Concentrația apei în cazul soluțiilor diluate poate fi considerată constantă și poate fi inclusă în constanta de echilibru și se obține astfel constanta de aciditate a acidului acetic.

Pentru simplificare considerăm mai întâi că soluția inițială are o concentrație de 1 mol/L de acid acetic. În urma ionizării se formează x moli de și x moli de rămânând nedisociați (1 – x) moli de CH3COOH. Considerând concentrația soluției de acid egală C (mol/L), constanta de aciditate are valoarea:

relație cunoscută sub denumirea de legea diluției, sau legea lui Ostwald[8].

În cazul acizilor dibazici, cum ar fi H2S sau H2CO3, prima constantă de ionizare este mult mai mare decât cea de-a doua constantă de ionizare, raportul dintre acestea este 105. Astfel, în cazul soluției de H2S, concentrația în ioni HS- este mult mai mare decât concentrația în ioni S2-.

Pentru H3PO4 valorile constantelor de ionizare sunt:

ionizare primară

ionizare secundară

ionizare terțiară

Astfel de acizi se numesc acizi poliprotici.

Ionizarea H3PO4 se face în trepte succesive. În prima treaptă are loc o ionizare puternică, iar în celelalte trepte ionizarea decurge mult mai slab. De aceea, prima constantă de ionizare este mult mai mare decât a doua, a doua constantă mai mare decât a treia, etc. Între prima și a doua treaptă de ionizare există o diferență valorică mare deoarece, în urma cedării unui proton, acidul capătă o sarcină negativă care ține mai strâns următorul proton ce urmează a fi disociat. Tăria acidului în fiecare treaptă este dată de valoarea constantei de aciditate.

Constanta de bazicitate

Conform teoriei clasice, bazele se definesc ca substanțe care pun în libertate ioni de hidroxil (HO-). O serie de baze sunt substanțe cu caracter ionic chiar daca în stare cristalină (hidroxizii metalelor alcaline și alcalino pământoase), deci în soluție sunt total ionizate. Acestea formează categoria bazelor tari. Există o serie de baze slabe care ionizează incomplet, conform echilibrului:

Constanta de echilibru în acest caz este:

Pentru bazele tari Kb = 1, iar pentru bazele slabe Kb < 1. În Anexa 4 sunt date câteva valori ale constantelor de bazicitate.

Bazele slabe sunt în general bazele organice. Marea majoritate a bazelor studiate la chimia anorganică sunt baze tari (NaOH, KOH, LiOH ).

Calcularea concentrației ionilor de hidrogen și pH-ul soluțiilor de acizi și baze

Cunoașterea concentrației ionilor de hidrogen în soluție la un moment dat este o problemă deosebit de importantă, mai ales în practica analizelor de laborator, în controlul calității produselor. Stabilirea concentrației acidului sau a bazei, adică a pH-ului unei soluții este determinantă pentru alegerea unei metode de analiză, sau a unei metode de sinteză chimică. pH-ul unei soluții se poate determina ușor daca se cunoaște concentrația acidului sau bazei cu care se lucrează.

Se știe că într-o soluție acidă[8]:

într-o soluție bazică:

iar într-o soluție neutră:

De aici se poate deduce:

În cazul soluțiilor de acizi tari total ionizați, este egală cu concentrația normală a acidului. De exemplu, într-o soluție 1N de HCl = 1; într-o soluție de HCl 0,1N = 0,1. În Anexa 5 sunt calculate valorile în soluții acide și bazice cu relația de mai sus.

În cazul acizilor slabi valoarea și a pH-ului se află ținând seama de faptul că acidul este puțin ionizat și că cea mai mare parte a acidului se găsește sub formă de moleculă (neionizat).

Considerând cazul general al unui acid slab HA și folosind expresia lui Ka se poate scrie:

notând cu c concentrația acidului, rezultă relația:

unde [HA] este concentrația acidului rămas neionizat la echilibru.

Ținând seama că

rezultă:

de unde

sau rezolvând această ecuație în raport de [H+] se obține:

Pentru acizi slabi, când [H+] este mai mică decât 5% din c , se poate considera[8]

și relația devine:

Astfel, într-o soluție 0,1 M de acid acetic, [H+] și pH-ul se vor calcula astfel:

admițând că cu concentrația inițială adică cu 0,1 M

și fiindcă:

se poate calcula:

În mod analog pentru bazele slabe se obține relația:

dacă baza este foarte slabă se pot neglija termenii

iar relația devine:

Pentru o soluție apoasă de NH3[8],

Hidroliza sărurilor

Sărurile se pot clasifica în funcție de tăria acizilor și bazelor de la care provin astfel[12]:

Săruri provenite de la acizi tari și baze tari:

NaCl, KCl, NaNO3;

Săruri provenite de la acizi tari și baze slabe:

NH4Cl, (NH4)2SO4;

Săruri provenite de la acizi slabi și baze tari:

CH3 – COONa, Na2CO3;

Săruri provenite de la acizi slabi și baze slabe:

(NH4)2CO3, CH3 – COONH4.

Examinăm cazul dizolvării în apă a unei sări provenite de la o bază tare și un acid slab, de exemplu: CH3 – COONa[8]. Experimental s-a observat ca reacția soluției apoase a acestei sări este bazică; (Adăugând două picături de metiloranj ca indicator într-o eprubetă ce conține soluție apoasă de CH3 – COONa, indicatorul prezintă o culoare galbenă, caracteristică unei reacții bazice).

La dizolvarea în apă are loc reacția:

ionic:

puternic ionizat acid slab,

puțin ionizat

Ionul Na+ nu reacționează cu apa, fiind un acid Brönsted foarte slab și rămâne ca atare în soluție.

Ionul acetat, CH3 – COO-, este baza conjugată a unui acid slab și va manifesta deci atracție pentru protonul apei. În soluție va apărea în acest caz un plus de ioni HO- , care vor imprima caracter bazic acesteia.

Deoarece ionul acetat este cel care reacționează cu apa, se poate scrie reacția

astfel:

Reacția dintre ionii sării dizolvate și moleculele de apă poartă denumirea de reacție de hidroliză.

Generalizând pentru o sare de tip BA din această categorie:

fiind o reacție de echilibru, se aplică legea acțiunii maselor și se ajunge la relația:

Considerând [H2O] = constant și înglobând în K se obține:

Kh = constantă de hidroliză.

Dacă se înlocuiește valoarea din relația (2) cu valoarea obținută din relația:

,

adică

se ajunge la relația:

ținând seama că:

se poate scrie:

Această relație arată că hidroliza unei sări provenite de la un acid slab și o bază tare va fi cu atât mai pronunțată, cu cât acidul va fi mai slab.

Printr-un raționament analog, se deduce că în cazul dizolvării în apă a unei sări

provenite din neutralizarea unui acid tare cu o bază slabă expresiaeste:

Sărurile provenite de la acizi slabi și baze slabe, la dizolvare în apă, formează soluții neutre, slab acide sau slab bazice, în funcție de valoarea lui Ka sau Kb .

De exemplu, CH3 – COONH4 prin dizolvare în apă formează o soluție cu caracter neutru[8].

bază acid acid bază

deoarece Ka = 1,85 10-5

Kb = 1,85 10-5

Soluții tampon

Soluțiile tampon sunt amestecuri de acizi și bazele lor conjugate, în anumite proporții. Aceste soluții au proprietatea de a-și modifica foarte puțin pH-ul la adăugarea de cantități mici de acid sau bază. Acțiunea tampon este determinată de faptul că soluția conține un acid și o bază aparținând aceleași perechi și care pot neutraliza baza, respectiv acidul adăugat.

De exemplu în amestecul de NH4Cl și NH3 există ionii NH4+ și Cl- precum și molecule de NH3 .Ionul Cl- este o bază foarte slabă și deci se poate considera că în soluție [NH4+] = [NH3] .

Dacă se adaugă soluției puțin HCl , atunci:

deci acidul H3O+ este neutralizat de NH3, cu formare de NH4Cl.

Dacă se adaugă NaOH, atunci:

NaOH- Na+ + HO-

baza HO- este neutralizată de NH4+, rezultat din ionizarea NH4Cl.

1.2.6.3. Echilibre în sisteme redox

Reacțiile redox reprezintă un sistem format din două reacții, una de reducere și cealaltă de oxidare.

De exemplu ionul Fe3+ se poate reduce la Fe2+, dacă acesta se află în prezența ionului Sn2+. Reacțiile care au loc sunt următoarele[10]:

Cum electronul nu poate exista liber, el trece de la un ion la altul în timpul procesului de oxido-reducere; așadar reacțiile trebuie privite ca un sistem unitar în echilibru:

În această reacție de echilibru Fe3+ reprezintă forma oxidată. Fe2+ este forma redusă, Sn4+ este forma oxidată, iar Sn2+ forma redusă. Generalizând pentru orice tip de oxidant sau reducător se poate scrie relația:

Aplicând acestui sistem legea acțiunii maselor, se găsește expresia constantei de echilibru:

Astfel, în cazul particular al reacțiilor ce urmează, expresia constantei va fi[10]:

Sistemele redox sunt procese unitare, alcătuite din două reacții ce se desfășoară în sensuri contrare, demonstrând existența unui echilibru dinamic. Acest echilibru poate fi deplasat într-un sens sau altul, în funcție de concentrația participanților la reacție, de temperatură, de pH-ul soluției.

Tendința de a accepta electroni sau de a-i ceda este foarte diferită de la un sistem la altul. O măsură a puterii oxidante sau reducătoare a unui sistem este dată de valoarea potențialului de oxidare standard, al electrodului de hidrogen (Anexa 6 )

1.2.6.4. Echilibre cu formare de complecși

O altă categorie de reacții chimice sunt acelea care au ca rezultat formarea de combinații complexe.

Formarea combinațiilor complexe

Metalele tranziționale care apar în combinațiile complexe apar în majoritatea cazurilor ca atomi centrali iar liganzii se leagă coordinativ de acești atomi centrali. Această comportare a metalelor tranziționale, adică ușurința de a forma combinații complexe se poate explica prin teoria electronică a acizilor și bazelor emisă de Lewis.

Deoarece atomii metalelor tranziționale au în structura lor electronică niveluri d, s sau p incomplet ocupate cu electroni, pe aceste niveluri se pot plasa perechile de electroni neparticipanți ai liganzilor. Se realizează astfel legături covalente coordinative, care asigură stabilitatea combinațiilor complexe respective. Conform teoriei Lewis, atomul central se comportă ca un acid Lewis, deoarece el acceptă perechi de electroni, iar liganzii se comportă ca o bază Lewis, deoarece ei cedează perechi de electroni.

De exemplu, în reacția dintre AgCl și NH3 a cărei ecuație se scrie[11]:

argintul este un acid Lewis, iar molecula de amoniac este o bază Lewis.

Proprietățile combinațiilor complexe

Combinațiile complexe, în funcție de natura atomului central precum și de aceea a liganzilor, manifestă stabilitate atât în stare solidă cât și în soluție.

Marea majoritate a combinațiilor complexe sunt solubile în apă sau în solvenți organici. Unele au o solubilitate redusă, altele nu; unele sunt intens colorate, altele incolore. Foarte multe dintre aceste combinații se comportă ca electroliți, iar în soluție apoasă se disociază după scheme ca[11]:

Dar ionii complecși suferă, la rândul lor, o disociere secundară, însă într-o măsură foarte mică:

Fiind cazul unor reacții de echilibru, aplicând legea acțiunii maselor se obțin relațiile:

și

Acestea sunt constantele de disociere ale ionilor complecși, denumite și constante de instabilitate; ele exprimă stabilitatea ionilor complecși.

1.2.6.5. Echilibre în sisteme eterogene

Solid – gaz

În astfel de sisteme speciile de molecule care se află în echilibru alcătuiesc faze distincte, astfel că într-un sistem solid – gaz pentru o temperatură dată va corespunde o anumită presiune a moleculelor gazoase. Legea acțiunii maselor va lua o formă simplificată, deoarece la echilibrele dintre gaze, presiunile parțiale ale tuturor componentelor pot fi alese în mod arbitrar, afară de presiunea uneia dintre componente, care este determinată de a celorlalte și de Kp . Dacă unele componente apar și sub formă de faze lichide sau solide, atunci presiunile parțiale ale acestora nu pot avea orice valoare arbitrară, ci ele vor fi egale cu presiunea lor de vapori la temperatura respectivă.

Reacția de descompunere termică a carbonatului de calciu prezintă o

importanță practică deosebită , oxidul de calciu obținut fiind varul nestins[3]:

legea acțiunii maselor are forma:

Dar doi dintre participanții la reacție (CaCO3 , CaO) sunt solizi, și au presiunile parțiale atât de mici încât nu pot fi determinate experimental deși este sigur că acestea există; deci introduse în ecuația care dă Kp atât ele cât și presiunea CO2 n-ar putea avea decât o singură valoare la o temperatură dată. Din cauza aceasta se determină numai presiunea parțială a CO2 și aceasta este caracteristică echilibrelor pentru fiecare temperatură. Prin înglobarea și în valoarea constantei Kp, aceasta va avea forma simplificată corespunzătoare expresiei:

La temperatură constantă se poate scrie izoterma de disociere[3]:

sau

iar din ultima egalitate se poate afla valoarea

Aceasta este izoterma de descompunere a carbonatului de calciu, unde presiunea dioxidului de carbon este constantă la o anumită temperatură și se numește presiune sau tensiune de descompunere și este analoagă presiunii de vapori. Temperatura la care presiunea atinge valoarea de o atmosferă, poartă numele de temperatură de descompunere și este analoagă temperaturii de fierbere.

Atunci când presiunea CO2 este inferioară presiunii de descompunere, CaCO3 se disociază, iar în caz invers CO2 și CaO se recombină.

Atunci când temperatura de descompunere este mai înaltă decât presiunea de descompunere, corpul solid respectiv cu atât va fi mai stabil. În general variația presiunii de descompunere cu temperatura este analoagă variației presiunii de vapori cu temperatura.

Rezultă că presiunea dioxidului de carbon corespunzătoare stării de echilibru a sistemului este independentă de cantitățile în care se găsesc fazele solide, însă depinde de temperatură.

Astfel, la 8000C presiunea CO2 este egală cu presiunea atmosferică normală. Această temperatură, la care presiunea de echilibru este egală cu presiunea atmosferică, se numește temperatură de disociere normală.

Un alt exemplu de echilibru în sistem eterogen solid gaz îl constituie și

descompunerea termică a carbonatului de cupru[3]:

Constanta legii acțiunii maselor, în funcție de presiune, capătă forma:

Întrucât componentele solide CuCO3 , CaO au o presiune de vapori constantă, pentru o temperatură dată, presiunile lor de vapori pot fi înglobate în constanta de echilibru. Astfel:

Un alt exemplu de echilibru în sistem eterogen solid gaz îl constituie reacția

dintre fer și vapori de apă[3]:

Deoarece presiunile componentelor solide pot fi incluse în constantele de echilibru, se poate scrie:

sau

În reacția[3]:

presiunile parțiale ale peroxidului și oxidului de bariu sunt constante și foarte mici, așa că expresia constantei de echilibru va fi în funcție doar de presiunea parțială a oxigenului:

Sistemul este în echilibru la temperatura de 8000C, când există o anumită presiune fixă de gaz și când presiunea oxigenului atinge valoarea de o atmosferă.

Atunci când presiunea de descompunere la o anumită temperatură este mai mare decât cea a oxigenului din mediul înconjurător (15 cm Hg = 0,2 atm), reacția se va produce de la dreapta spre stânga,iar atunci când presiunea de descompunere este mai mică față de cea a oxigenului, reacția se va produce în sens invers. Dacă se încălzește BaO2 în aer liber la o temperatură mai mare de 8000C se va degaja O2, în timp ce la o temperatură mai joasă în jur de 5000C BaO va absorbi oxigenul din aer și va regenera BaO2. Prin repetarea operațiilor se va ajunge la obținerea oxigenului, acesta constituind un procedeu tehnic foarte ieftin de fabricare a oxigenului.

Echilibru de formare a hidrocarburilor. Reacția[3]:

are o mare importanță industrială, pentru obținerea metanului, reacția desfășurându-se în absența catalizatorilor la o temperatură de peste 14000C. În prezența unui catalizator convenabil ales (nichel, fier, cobalt sau platină) desfășurarea reacției și atingerea echilibrului se face până la 6000C. Studiul acestei reacții arată că odată cu ridicarea temperaturii se reduce stabilitatea metanului, reacția desfășurându-se în sens invers. În general variația constantei de echilibru cu temperatura, la diferite hidrocarburi arată o slabă stabilitate pentru temperaturi ridicate a hidrocarburilor parafinice și naftenice, o mare stabilitate pentru cele aromatice și olefinice.

Tot în clasa echilibrelor chimice gaz solid se pot încadra procesele de disociere termică a: oxizilor, peroxizilor, sulfaților, hidraților, amoniacaților.

Solid – lichid. Produs de solubilitate

La dizolvarea unei substanțe solide într-un solvent, din rețeaua cristalină a solvatului se rup continuu particule care se împrăștie în solvent. Procesul de dizolvare are loc continuu, până în momentul atingerii unei stări de echilibru (soluție saturată). Odată atinsă starea de echilibru pentru o temperatură dată, nu înseamnă că dizolvarea încetează, ci la suprafața de contact dintre soluție și substanța solidă are loc în continuare un schimb de particule, respectiv pe măsură ce substanța se dizolvă, în aceeași măsură particulele de solvat din soluție reformează substanța solidă. Deci, în soluțiile saturate în care se atinge limita de solubilitate a unei substanțe, numărul de particule care se rup din rețeaua cristalină devine egal cu numărul de particule care reformează substanța.

Calcularea valorii produsului de solubilitate

Notând cu BA sare greu solubilă, iar ionii săi cu B+ și A- , în soluția saturată va exista echilibrul:

Aplicând legea acțiunii maselor la această reacție de echilibru, rezultă:

este o mărime constantă, reprezintă concentrația fazei solide și se poate trece în valoarea lui K. În aceste condiții relația devine:

Aceasta este expresia generală a produsului de solubilitate a unui electrolit greu solubil, de forma BA.

Știind că produsul de solubilitate este mărimea care indică posibilitatea de a trece un ion într-o formă greu solubilă, cunoașterea acestei mărimi are o importanță deosebită în alegerea metodelor de analiză calitativă și cantitativă, precum și în separarea unor săruri în industria de îngrășăminte, produse clorosodice etc.[4]. Din valoarea produsului de solubilitate se poate calcula solubilitatea compusului, notată cu S. Aceasta se exprimă în g/L sau moli/L.

Relația întreșiapare evidentă:

De aici se poate calcula concentrația în ioni – g/L pentru ionii electrolitului de tip BA.

În Anexa 7 se dau câteva valori ale produselor de solubilitate ale unor compuși greu solubili. Se observă din Anexa 7 că valoarea produsului de solubilitate pentru o serie de compuși variază în limite foarte largi, ceea ce înseamnă că solubilitatea electroliților variază în același mod.

După solubilitatea în apă electroliții pot fi împărțiți în trei grupe[4]:

electroliți greu solubili, cu

electroliți cu solubilitate medie,

electroliți ușor solubili.

Se poate afirma că nu există substanțe insolubile, ci numai substanțe greu solubile.

În practica analizelor de laborator este important să se cunoască comportarea sistemului:

fază soluție

solidă saturată

în care BA este un electrolit greu solubil.

Într-un astfel de sistem, când soluția saturată a electrolitului greu solubil se găsește în contact cu faza solidă, dacă variază concentrația unui singur ion, echilibrul sistemului se deplasează într-un sens sau altul:

la mărirea concentrației ionilor, echilibrul se deplasează de la dreapta la stânga

și o anumită parte din electrolit precipită;

la micșorarea concentrației ionilor echilibrul se deplasează de la stânga la

dreapta și are loc dizolvarea fazei solide.

Concluzia este că dacă produsul concentrației ionilor exprimat în moli /L

depășește valoarea produsului de solubilitate, are loc precipitarea electrolitului;

dacă produsul concentrației ionilor nu atinge valoarea produsului de solubilitate, electrolitul nu precipită, iar în prezența fazei solide acesta trece în soluție.

De exemplu dacă într-o soluție 0,01 M de Pb(NO3)2 se introduc 0,01 moli de H2SO4 se precipită PbSO4. Produsul concentrației ionilor este[4]:

ioni-g/L

și întrece astfel valoarea produsului de solubilitate a PbSO4, care este:

Majoritatea ionilor de plumb precipită sub formă de PbSO4, iar în soluție concentrația lor devine:

Pentru a asigura precipitarea mai completă a ionului Pb2+, se adaugă un exces de H2SO4 (0,05mol/L)[4]. În acest caz concentrația ionului Pb2+, în soluție scade și devine egală cu:

Influența diferiților factori asupra solubilității precipitatelor

Efectul concentrației ionilor de hidrogen

Concentrația ionilor de hidrogen are o importanță mare în procesul de precipitare.

De exemplu în cazul celor două reacții[6]:

În ambele cazuri se obțin precipitate, dar aceste reacții se pot discuta ca două cazuri diferite din punct de vedere al echilibrului ionic ce se stabilește în soluție și a influenței concentrației ionilor de hidrogen.

În primul caz reacția de precipitare are loc fără o variație apreciabilă a pH-ului soluției. Ionul Cl-, cu care s-a realizat precipitarea, este anionul unui acid tare (HCl), iar în urma reacției a rezultat HNO3, un acid de aceiași tărie, deci pH-ul soluției nu este influențat. Precipitatul de AgCl este deci stabil față de HNO3 rezultat.

În cel de-al doilea caz procesul de precipitare al oxalatului de calciu este însoțit de dizolvarea parțială a precipitatului, datorită apariției HCl , în urma reacției chimice. HCl fiind un acid mai tare decât H2C2O4 , în mediu concentrația de ioni hidrogen [H+] este mare; acest fapt determină micșorarea concentrației în ioni de oxalat (), furnizați de H2C2O4 , acid slab; în consecință nu se poate atinge produsul de solubilitate al CaC2O4 (egal cu 1 ) pentru ca întreaga cantitate de Ca2+ să treacă sub formă de precipitat.

Echilibrul sistemului[6]

faza solidă soluție saturată

2H+

H2C2O4

se deplasează de la stânga la dreapta, sub acțiunea ionilor de hidrogen, cu formarea moleculelor de H2C2O4. Luând în considerare concentrația ionilor în soluția saturată de CaC2O4:

și cunoscând că valorile constantelor de disociere ale H2C2O4 sunt:

și

se deduce:

Concentrația acidului oxalic care se formează din ioni-g/L se poate considera cu aproximație egală cu , iar la o concentrație a ionilor de hidrogen, = 0,1, concentrația ionilor oxalat va fi:

În consecință cantitatea de ioni oxalat este mai mică decât cea necesară atingerii valorii de ioni-g/L, care asigură precipitarea. Deci, în mediu acid, CaC2O4 nu precipită total, iar dacă se adaugă HCl, CaC2O4 se dizolvă.

În concluzie se poate afirma că solubilitatea tuturor sărurilor ce conțin anionul unui acid crește slab odată cu creșterea concentrației ionilor de hidrogen (se dizolvă în mediu acid).

Exemple: fluorurile, oxalații, unele sulfuri, carbonații, etc.

Influența ionului comun

În cazul unei sări greu solubile de forma BA, în soluție saturată există următorul echilibru:

Expresia produsului de solubilitate este:

de unde:

și

Se observă că mărind concentrația unuia din ioni, cu aceeași cantitate, se produce o scădere a solubilității sării BA. Dacă, de exemplu, în soluția saturată de AgCl (în care există un echilibru între precipitatul de AgCl și ionii de Cl- și Ag+) se introduce o cantitate mică în exces de ioni de Cl- (soluție de NaCl), sub acțiunea ionului comun (Cl-) din soluție începe să se depună o nouă cantitate de AgCl și ea va precipita în continuare până când produsul concentrației ionilor de Cl- și Ag+ rămași în soluție va egala produsul de solubilitate.

De exemplu știind că PsAgCl = 1 · 10-10 și că în soluția saturată de AgCl se adaugă aceleași cantități din soluțiile de NaCl de concentrațiile 0,001 M, 0,01 M și 0,1 M se calculează [Ag+ ] și variația acesteia în prezența ionului comun[6]:

Dacă solubilitatea AgCl în soluție apoasă saturată este mol/L, și deci ioni-g/L, atunci concentrația în ioni de Ag+ în prezența soluției de NaCl 0,001 M se reduce de 100 de ori, în prezența soluției 0,01 M se reduce de 1000 de ori, ajungând să se reducă de 10 000 ori în prezența soluției 0,1 M NaCl.

În concluzie, sărurile care au ion comun cu ionii precipitatului determină micșorarea solubilității acestuia.

1.2.7. Legea fazelor și legea repartiției

Legea fazelor

Descoperită de Gibbs (1876), legea fazelor definește în mod calitativ condiția de echilibru între fazele unui sistem, oferindu-ne informații preliminare cu caracter general în orientarea și controlul unui studiu detaliat. Ea ne permite să urmărim variația unui sistem format din faze diferite în echilibru, sub influența factorilor termodinamici care determină în mod univoc starea sistemului. Acești factori se mai numesc și grade de libertate sau variante ale sistemului, înțelegând prin aceasta variabilele independente pe care le putem schimba fără să se schimbe numărul și natura fazelor în echilibru. Variația lor se face doar între anumite limite ce nu afectează schimbarea structurii sistemului respectiv.

Numărul gradelor de libertate va fi egal cu diferența dintre numărul variabilelor care determină starea tuturor fazelor din care se compune sistemul și numărul ecuațiilor care se pot stabili între aceste variabile[10].

Astfel, considerând un sistem eterogen format din φ faze și n componenți asupra cărora acționează f factori externi (temperatura și presiunea independente de concentrație). Față de acestea, diferența dintre numărul total de variabile independente și numărul ecuațiilor ce leagă aceste variabile la echilibru dă numărul gradelor de libertate sau variația sistemului prin ecuația[10]:

Aceasta este expresia cea mai generală a legii fazelor și deoarece în mod curent numărul factorilor externi (f ) se reduc doar la presiune și temperatură, forma cea mai obișnuită sub care se prezintă expresia legii fazelor este:

ceea ce se exprimă astfel :numărul gradelor de libertate ale unui sistem este egal cu diferența dintre numărul componenților mărit cu două unități și numărul fazelor.

Această lege nu se aplică sistemelor micro și ultramicroeterogene (emulsii, coloizi, etc.) deoarece echilibrul acestora este puternic influențat de forțele care acționează la limita fazelor, factor ce n-a fost luat în considerație la stabilirea legii.

Aplicarea legii fazelor la sistemele formate dintr-un singur component poate conduce la realizarea a trei feluri de sisteme după numărul fazelor, deoarece se știe că orice substanță poate trece prin cele trei stări de agregare: solidă, lichidă și gazoasă.

Când sistemul se prezintă într-o singură fază, cum ar fi de exemplu apa (vapori, lichid, solid) vom avea două grade de libertate, deoarece n și φ sunt egale cu unitatea; după legea fazelor rezultă[10]:

Un astfel de sistem se numește divariant sau cu două grade de libertate, în care cei doi factori care variază independent sunt: presiunea – temperatura; presiunea – concentrația sau concentrația – temperatura (pentru starea gazoasă). Un astfel de sistem este reprezentat pe două axe de coordonate printr-o suprafață.

Când sistemul se prezintă în două faze, se pot realiza echilibrele: vapori – lichid; vapori – solid și lichid – solid. Fiecare din aceste trei sisteme va avea un singur grad de libertate, deoarece n fiind egal cu 1 și φ egal cu 2, după legea fazelor rezultă[10]:

Un astfel de sistem se numește monovariant sau un sistem cu un singur grad de libertate. Într-un sistem de două axe de coordonate presiune – temperatură, punctul reprezentativ va descrie o linie curbă, atunci când se vor da diferite valori factorului care variază independent.

Când sistemul are trei faze, nu se admite niciun grad de libertate, deoarece n fiind egal cu 1 și φ egal cu 3, conform legii fazelor rezultă[10]:

Un astfel de sistem se numește invariant, sau sistem care nu admite niciun grad de libertate. În cazul acesta niciunul din factorii care determină echilibrul sistemului nu poate varia. Un asemenea sistem este reprezentat în axele de coordonate printr-un singur punct, numit punct triplu. Atunci când se schimbă unul dintre factorii sistemului (presiune sau temperatura) sistemul cu trei faze dispare, trecând într-un sistem cu două faze. Astfel, dacă se menține presiunea constantă și se ridică temperatura, va dispare faza solidă, iar când se coboară temperatura, va dispare faza lichidă.

Sistemele cu doi componenți pot da sisteme invariante, monovariante, divariante și trivariante, în funcție de numărul fazelor prezente, adică de patru, trei, două sau numai una. În cazurile când sunt mai mulți componenți, lucrurile se complică și mai mult, indiferent că este vorba de un sistem chimic sau fizic.

Ca aplicație pentru sistemele cu un singur component, considerăm cazul apei, care poate prezenta cel mult trei faze (solid, lichid, vapori). În acest caz luând presiunea și temperatura ca factori variabili independenți și reprezentându-le într-un sistem de două axe rectangulare, putem reda toate sistemele (mono, di și invariabil) pe care le poate da apa, după cum se observă în diagrama de echilibru (fig. 1.7.)

P C

Lichid A

Solid

4,579A’ O Vapori

B

0,0075 T

Fig. 1.7. Diagrama de fază a apei[7]

Echilibrul în toate cele trei faze lichid, solid, vapori, este posibil numai pentru perechea de vapori T = 0,0075 și P = 4, 579 mmHg, și este reprezentat prin punctul triplu 0 corespunzător, deci după legea fazelor sistemul invariant vapori lichid solid. De la punctul triplu se desprind trei curbe (OA, OC, OB) denumite curbe de echilibru și care reprezintă variația temperaturii cu presiunea pentru diferitele stări de echilibru, ale celor trei sisteme bifazice posibile: vapori lichid; lichid solid; solid vapori. Alura curbelor indică pentru fiecare dintre aceste trei sisteme, deplasarea echilibrului în concordanță cu principiul lui Le Châtelier-Braun. Curbele de echilibru delimitează în diagramă trei suprafețe (AOB – axa absciselor; AOC și BOC – axa ordonatelor) care reprezintă domeniile celor trei sisteme monofazice (lichid, solid, vapori).

Curba OA, reprezintă sistemul vapori – lichid și se numește curba tensiunilor de vapori, curba punctelor de fierbere ale apei sau în general curba de vaporizare. Prelungirea OA’, reprezintă apa în stare de suprafuziune, obținându-se prin determinarea diferitelor tensiuni ale apei funcție de temperatură. Echilibrul reprezentat de această curbă nefiind un echilibru stabil nu este prevăzut și comandat de legea fazelor.

Curba OC reprezintă sistemul lichid – solid și poartă numele de curba punctelor de topire ale gheții, sau în general curba de fuziune. Este puțin înclinată deoarece temperatura de topire scade foarte puțin la creșterea presiunii.

Curba OB reprezintă sistemul gheață – vapori și se mai numește curba tensiunilor de vapori deasupra gheții, sau în general curba de sublimare. Ea n-a fost studiată decât pe o mică porțiune, însă ar trebui să continue până în apropiere de zero absolut.

Expresia generală a ecuației fiecărei curbe de echilibru pentru fazele coexistente este dată de relația lui Clapeyron[10]:

unde:

reprezintă entalpia fazei care tinde să se formeze când temperatura crește;

al acesteia;

respectiv aceleași semnificații pentru faza de la care se pornește.

Raportul este o derivată totală exactă deoarece presiunea depinde numai

de temperatură, iar , egală după cum rezultă din relație cu diferența dintre entalpiile molare a celor două faze coexistente se numește căldură latentă molară. Aceasta datorită diferenței de structură a celor două faze și în primul rând energiei interne, deoarece fazele coexistente se găsesc la aceeași temperatură și aceeași presiune. Căldura latentă molară cât și diferența de volum ( ) pot fi raportate la cantități diferite de substanță (de exemplu 1 mol sau 1g etc.) cu condiția ca raportarea să se facă pentru aceeași cantitate de substanță în ordinea fazelor între care apar diferențele respectiv .

Aplicând în mod concret relația de mai sus cazului de tranziție de la solid la lichid,

,

va fi pozitiv și se numește căldură latent de topire[10].

Diferența

este totdeauna foarte mică, fapt pentru care curba OC apare ca o linie dreaptă puțin înclinată. În majoritatea cazurilor valoarea diferenței este pozitivă, deoarece lichidul este mai puțin dens decât solidul din care provine, înclinarea curbei făcându-se în acest caz înspre dreapta față de ordonată. Se întâlnesc și excepții de la această regulă generală, în special în cazul apei unde înclinarea dreptei este spre stânga. În primul caz ridicarea presiunii are ca efect o ridicare a punctului de topire, iar în cel de-al doilea o coborâre a punctului de congelare (la apă 0,007 0C/atm).

Pentru tranziția de la gaz la lichid, reprezentată prin curba de echilibru OA,

,

are semnificația căldurii latente de vaporizare[10]; prezintă o valoare pozitivă care scade odată cu ridicarea de temperatură și se anulează la punctul critic.

Diferența

are valori mari la temperaturi mici și scade odată cu ridicarea temperaturii, anulându-se la punctul critic. Deoarece scade cu mult mai repede decât , curba OA, are o pantă pozitivă ce crește odată cu temperatura.

Pentru tranziția de la solid la gaz reprezentată prin curba de echilibru OB,

adică suma dintre căldura latentă de vaporizare și cea de topire, are valori pozitive ridicate ceea ce face ca panta curbei să fie mai mare decât cea în cazul topirii, fapt ce justifică întrutotul această alură: valoarea diferenței , este aproape aceeași ca și în cazul topirii.

Legea repartiției

În sistemele macroeterogene, pe lângă echilibrul dintre faze redat prin legea lui Gibbs, o importanță deosebită reprezintă și echilibrul de repartiție al componenților difuzabili între fazele coexistente, redat de legea lui Nernst sau legea repartiției.

Pentru stabilirea legii lui Nernst se pornește de la studiul soluțiilor, de unde se știe că în cazul substanțelor nevolatile tensiunea de vapori deasupra unei soluții este determinată de concentrația acestora în soluție. Deoarece tensiunea de vapori este proporțională cu concentrația moleculelor în stare de vapori, înseamnă că aceasta din urmă depinde de concentrația moleculară în soluție[10].

Pentru gaze, concentrația moleculară în soluție așa cum a stabilit Henry, este determinată de concentrația moleculară în stare gazoasă, adică de presiunea gazului, invers decât la substanțele nevolatile. Față de aceste constatări Henry enunță următoarea lege: solubilitatea unui gaz la o temperatură dată, este proporțională cu presiunea gazului de deasupra soluției[10]:

unde:

P este presiunea gazului;

c concentrația gazului în soluție;

k constantă de proporționalitate.

Această lege constituie un caz special al legii repartiției și Van’t Hoff

reluând-o mai târziu și aplicând-o pentru cazul substanțelor volatile, găsește că pentru aceste substanțe ca și pentru gaze, concentrația în soluție este proporțională cu tensiunea de vapori a substanței dizolvate, cu condiția ca prin dizolvare, greutatea moleculară să nu se schimbe[10].

Ca urmare a acestei legi, pentru cazul repartizării unei substanțe între două lichide nemiscibile, raportul între concentrațiile substanței dizolvate va fi constant sau cu alte cuvinte, substanța are un coeficient de repartiție constant, atunci când are aceeași greutate moleculară în ambii dizolvanți.

Notând cu C1, concentrația substanței într-un solvent și cu C2, concentrația substanței în alt solvent, și aplicând legea lui Van’t Hoff rezultă:

respectiv

unde P reprezintă presiunea vaporilor deasupra celor două soluții. Cele două soluții găsindu-se la aceeași temperatură, putem scrie:

sau

Această relație reprezintă legea repartiției sau legea lui Nernst[10], o generalizare de altfel a legii lui Van’t Hoff și se enunță astfel: raportul concentrațiilor aceleași substanțe, între doi solvenți nemiscibili, are o anumită valoare la o anumită temperatură, adică este constant.

Considerând drept exemplu repartiția acidului succinic în eter și apă, din valorile câtorva concentrații de echilibru realizate, precum și a raportului lor, se dovedește întocmai legea enunțată (Anexa 8 )

Legea lui Nernst se aplică și în cazurile când se produc acțiuni chimice între moleculele aceleași substanțe. Dacă de exemplu considerăm o substanță care suferă o disociere electrolitică parțială, atunci anionul și cationul se vor repartiza fiecare în parte după un coeficient constant de repartiție.

Dacă substanța nu are aceeași greutate moleculară în ambele faze, adică ea se dimerizează parțial în ambii solvenți, atunci legea repartiției capătă altă expresie.

Pentru aceasta presupunem că dimerizarea în ambii solvenți se face după reacția:

Notând cu:

C1 x numărul de molecule simple și cu x numărul de molecule duble, în primul dizolvant;

cu y numărul de molecule simple din cel de-al doilea dizolvant și cu C2y numărul de molecule duble din același dizolvant, după legea lui Nernst rezultă un raport constant între moleculele simple și alt raport constant între moleculele duble:

și

Conform legii acțiunii maselor vom putea scrie, pentru moleculele simple și duble din același sistem, următoarele rapoarte:

și

Se ridică la pătrat relația care ne dă și se scoate valoarea lui , din aceasta și din relația care dă :

egalând ultimele două relații, se obține:

de unde

Atunci când o substanță nu se dimerizează decât într-unul dintre solvenți, relația de mai sus va avea o altă expresie, deoarece în acest caz

și

ceea ce conduce la expresia:

În acest caz substanța se repartizează astfel încât raportul dintre pătratul concentrației din soluția în care nu se dimerizează și concentrația în soluția în care se dimerizează este constant.

Legea lui Nernst își păstrează valabilitatea atâta timp cât concentrațiile substanței ce se repartizează nu sunt prea mari. În cazurile când concentrațiile cresc mult, atunci nu se mai poate obține un coeficient constant de repartiție, deoarece se produce o variație a solubilității reciproce a celor doi dizolvanți, deci o schimbare a conținutului dizolvanților înșiși, de unde și schimbarea raportului de repartiție.

Într-adevăr, dacă la repartizarea unei substanțe între doi solvenți se dizolvă din ce în ce mai multă substanță, se ajunge la un moment dat la atingerea limitei de solubilitate în solventul în care substanța se dizolvă mai puțin. Dacă este solubilitatea în acest solvent și solubilitatea în cel de-al doilea solvent, ținând seama că a devenit egal cu (adică solubilitatea limită în primul solvent), conform legii repartiției putem scrie:

de unde

De aici se deduce că și concentrația în cel de-al doilea solvent a devenit constantă, adică a atins limita de solubilitate, ceea ce înseamnă că

deci se obține:

Deoarece și sunt constante și reprezintă solubilitățile limită ale substanței în cei doi solvenți la o anumită temperatură, putem spune că: distribuția unei substanțe între doi solvenți, are loc proporțional cu solubilitatea limită a substanței în solvenții respectivi la o temperatură dată[10].

Această definiție stă la baza procesului de extracție al unei substanțe dintr-o soluție oarecare, desprinzându-se concluzia că este mult mai avantajos să se facă mai multe extracții cu o cantitate mai mică de solvent, decât o singură extracție cu întreaga cantitate. Cu cât extracția se va face cu cantități mai mici și repetate, cu atât mai mare va fi randamentul total al procesului extractiv.

1.2.8. Randamentul reacțiilor chimice la echilibru

În termodinamica chimică noțiunea de randament al reacțiilor chimice cuprinde gradul de transformare a reactanților în produși de reacție precum și compoziția amestecului de reacție la echilibru.

Gradul de transformare și compoziția la echilibru sunt dependente de condițiile de desfășurare a reacției și pot fi calculate cunoscând compoziția inițială a amestecului de reacție și constanta de echilibru a reacției[7].

Prin definiție randamentul de transformare sau de conversie reprezintă fracțiunea dintr-un mol de reactant care s-a transformat pe parcursul reacției. În practică se utilizează conversia molară procentuală notată , obținută prin multiplicarea cu 100 a randamentului de conversie. Ea se calculează doar pentru reactanți

unde: – număr de moli inițial ai reactantului

– număr de moli de reactant la echilibru

– număr de moli de reactant transformat

În afara gradului de transformare, în tehnologia chimică este importantă și compoziția amestecului de reacție la echilibru, denumită în termodinamica chimică randament de reacție.

Randamentul de reacție sau compoziția amestecului de reacție la echilibru se calculează pentru toate speciile chimice (reactanți, produși sau componenți inerți) prezente în sistem la echilibru.

Randamentul de reacție sau compoziția la echilibru se notează cu și reprezintă procentul molar al speciei respective la echilibru și se calculează cu relația[7]:

unde:

– număr total de moli de reactanți și produși la echilibru

număr de moli de component inert eventual prezent în sistem

Deoarece randamentul de conversie și cel de reacție se calculează prin intermediul numărului de moli, și pentru că în practică din date termodinamice tabelate se calculează de obicei constanta de echilibru, în calcule se utilizează relația de legătură între constantele de echilibru și și ecuațiile de bilanț de reacție.

De exemplu determinarea randamentului de conversie și a randamentului de transformare în cazul reacției de descompunere a fosgenului la 4000C (673 K) și presiunea P = 2 P0 = 202 650 N/m2, a cărei constantă de echilibru este

4,95 -2 la 673 K și P = P0[7]:

Moli Δ n = 1

Inițial 1 0 0

Echilibru 1 – x x x

Rezultă

Din relația de legătură între și se obține:

Se obține astfel o ecuație a cărei necunoscută x, reprezintă numărul de moli de Cl2 și CO la echilibru:

În aceste condiții, randamentul de conversie a fosgenului este:

Randamentul de reacție sau compoziția amestecului de reacție la echilibru determinată prin calcul, este:

Valorile astfel obținute reprezintă valorile maxime posibile în condițiile de desfășurare precizate ale reacțiilor și la atingerea stării de echilibru termodinamic.

Randamentele reale, obținute practic sunt în majoritatea cazurilor mai mici decât randamentele teoretice, calculate din datele termodinamice.

Capitolul 2. Considerații metodologice.

Proiectare-realizare și evaluare a conceptelor și fenomenelor chimice pentru tema: Echilibru chimic și factorii care

îl influențează. Exemplificări.

2.1. Formularea ipotezei și prezentarea condițiilor experimentului

Pornind de la ipoteza că prin aplicarea tehnologiilor didactice moderne rezultatele obținute de elevi sunt calitativ superioare comparativ cu elevii la care s-au folosit metode tradiționale, lucrarea își propune să investigheze strategiile de învățare în vederea adoptării viitoare a unei strategii integrate de învățare bazate pe valorificarea și combinarea mai multor stiluri de învățare. De asemenea în cadrul cercetării formulate mi-am propus urmărirea performanței dobândite de elevi ca urmare a strategiilor didactice propuse Obiectivele cercetării întreprinse în această lucrare sunt:

studiul documentelor curriculare oficiale;

investigarea metodelor de predare – învățare – evaluare, identificarea modalităților (metode, mijloace, strategii) pentru optimizarea predării – învățării – evaluării conceptelor fundamentale necesare învățării chimiei;

conlucrarea cu psihologul școlar în vederea testării aptitudinilor și a identificării tipului de inteligență emoțională a fiecărui elev participant la procesul de învățare în vederea acționării eficiente asupra componentei emoționale a fiecărui elev și încurajării la elevi a unor atitudini pozitive, favorabile activității de învățare.

Experimentul propus:

Am ales pentru realizarea experimentului clasa a IX a B de la Liceul Teoretic „Traian Vuia ” Făget pe parcursul anului școlar 2011 -2012 la care programa pentru trunchi comun (2 ore /săptămână) prevede conceptul de echilibru chimic, elevi care au beneficiat de ore de chimie de curriculum diferențiat (CD). În faza preexperimentală am aplicat la început de an școlar un test de evaluare inițială (Anexa 10) prilej cu care am constatat că unii elevi stăpânesc bine noțiunile legate de formulă chimică, denumire, clasificare, reacții chimice, calcule chimice alții însă întâmpină dificultăți în rezolvarea acestor cerințe. Evaluarea inițială a fost de mare ajutor, întrucât a arătat de unde pornește profesorul în predarea noțiunilor noi din capitolul Echilibrul chimic, având deci, atât scop predictiv cât și de verificare după un interval de timp mai mare a solidității și durabilității achizițiilor elevilor dobândite în condițiile anumitor investiții de timp și energie. Ca urmare a rezultatelor obținute de elevi în urma evaluării inițiale am întocmit și aplicat un plan de îmbunătățire a performanței școlare, asociat rezultatelor testului astfel:

Punctul slab avut în vedere: Nivelul mediu și scăzut de pregătire al elevilor;

Ținte: Ridicarea nivelului de pregătire al elevilor;

Acțiuni necesare: Lecții atractive prin: integrarea experimentului/aplicațiilor practice, autoevaluare, lucrul prin cooperare, utilizare TIC;

Rezultate măsurabile: Note obținute ca urmare a aplicării formelor, metodelor, și procedeelor variate de verificare (observarea curentă a comportamentului de învățare al elevilor, diferite tipuri de probe: orale, scrise, practice);

Responsabil: profesor, elevi;

Prioritatea acțiunii: Foarte mare;

Termene și obiective intermediare: Săptămânal, lunar, bilunar;

Monitorizare și evaluare: Semestrial, bisemestrial

Tot ca urmare a analizei și interpretării rezultatelor testului de evaluare inițială am împărțit clasa în două grupe:

Grupa I (elevi de nivel mediu care prezintă interes pentru studiul chimiei)

Grupa II (elevi de nivel scăzut care nu prezintă interes pentru studiul chimiei)

grupe pe care le-am supus experimentului propus.

2.2. Proiectarea activității didactice

Chimia este una dintre disciplinele fundamentale care face parte din planurile de învățământ. Predarea chimiei contribuie la formarea culturii generale a elevilor prin acel minim de cunoștințe potrivit gradului de înțelegere a elevilor, cunoștințe care se referă la o serie de fenomene ce se petrec în natură. Pe de altă parte, chimia se predă în scopul formării unei concepții științifice despre lume, a unei gândiri științifice a elevilor, în scopul realizării unei strânse legături a cunoștințelor dobândite de elevi cu practica, cu viața.

Calea care asigură transmiterea și însușirea conștientă și temeinică a cunoștințelor, care asigură realizarea scopurilor urmărite în predarea chimiei, care indică experiențele cele mai eficace de organizare a învățării și predării chimiei, care arată cum trebuie structurate cunoștințele pentru a fi mai ușor reținute și înțelese de elevi, care determină succesiunea optimă de prezentare a materiei, care sugerează combinații de metode și materiale didactice eficiente, care indică modalități de realizare a evaluării o constituie „didactica chimiei” . La aceste aspecte voi face referiri în continuare pornind de la ipoteza că aplicarea tehnologiilor didactice moderne îi determină pe elevi să-și însușească temeinic cunoștințele de chimie și să-și formeze deprinderi practice.

Pentru ca activitatea didactică să-și îndeplinească obiectivele, trebuie acordată o grijă deosebită conceperii secvențelor de instruire, urmărind corelarea firească a elementelor de predare cu cele de învățare, încheiate cu evaluarea. Așadar, predarea trebuie privită ca o problemă de organizare și conducere a proceselor de învățare, ceea ce presupune acțiuni de planificare și proiectare, de orientare și dirijare, de comunicare și stimulare, de control și evaluare, de cercetare și inovare a procesului de învățământ.

Învățarea desfășurată de elev, sub îndrumarea profesorului, este în esență un proces de asimilare a cunoștințelor, de prelucrare și interiorizare a lor, de formare a priceperilor și deprinderilor, de însușire a tehnicilor de învățare, de formare a aptitudinilor și atitudinilor. Profesorul este cel care trebuie să coreleze, să găsească corelația optimă, dintre toate componentele implicate în procesul de învățământ, lui îi revine sarcina descoperirii dependențelor dintre aceste componente. Această activitate deosebit de complexă se concretizează prin alcătuirea unei succesiuni de proiecte de activități didactice (de exemplu proiecte ale unităților de învățare, proiecte de lecții) pe tot parcursul anului școlar. Proiectarea instruirii (în general) și realizarea ei practică (în particular) constituie una dintre problemele, deosebit de importante, cu care ne confruntăm. De aceea consider că realizarea activităților didactice pe baza unor proiecte didactice este o condiție necesară pentru a obține performanțe la nivelul capacităților fiecărui elev. Așadar, consider că, proiectarea pedagogică, alături de activitatea în clasă cu elevii, este cea mai importantă obligație a profesorului. De fapt, importanța ei deosebită este unanim recunoscută.

În contextul curriculumului actual, conceptul central al proiectării didactice este demersul didactic personalizat, iar instrumentul acestuia este unitatea de învățare. Demersul didactic personalizat exprimă dreptul profesorului de a lua decizii asupra modalităților pe care le consideră optime în creșterea calității procesului de învățământ, respectiv, răspunderea personală pentru a asigura elevilor un parcurs școlar individualizat, în funcție de condiții și cerințe concrete. Ca urmare documentele de proiectare didactică sunt documente administrative care asociază într-un mod personalizat elementele programei – obiective de referință, conținuturi, activități de învățare – cu alocarea de resurse (metodologice, temporale, materiale) considerată optimă de către profesor pe parcursul unui an școlar.

În acest sens, programa școlară – element central în realizarea proiectării didactice – nu este privită ca „tabla de materii” a manualului sau ca un element de îngrădire pentru profesor. Ea reprezintă un document reglator în sensul că stabilește obiective, adică țintele ce urmează a fi atinse prin intermediul activității didactice.

Programele de chimie descriu oferta educațională a disciplinei pentru un parcurs școlar determinat. Aplicarea acestor programe are în vedere posibilitatea construirii unor parcursuri individuale de învățare, printr-o ofertă adaptată specificului școlii, interesului elevilor și al comunității, precum și promovarea unor strategii didactice active ce plasează elevul, în centrul procesului didactic.

Programa școlară reprezintă elementul central al proiectării didactice. Proiectarea didactică presupune:

lectura personalizată a programei;

planificarea calendaristică;

proiectarea secvențială a unităților de învățare și implicit a lecțiilor.

Elaborarea documentelor de proiectare didactică necesită asocierea, într-un

mod personalizat, a elementelor programei: competențe specifice și conținuturi, cu resurse metodologice, temporale, materiale.

Proiectarea didactică este impusă de natura educației, aceasta fiind o activitate prospectivă, și desfășurându-se după un program conceput anticipat.

O proiectare didactică riguroasă asigură eficiența educației și învățământului. Ridicarea calității lecțiilor se poate realiza numai pe baza anticipării demersurilor ce se vor întreprinde, deci prin proiectarea didactică. Practica mi-a demonstrat că activitatea didactică devine cu atât mai rodnică, cu cât este pregătită mai temeinic. Stabilirea precisă a obiectivelor pedagogice dă posibilitatea de a prefigura conținutul lecției și desfășurarea procesului instructiv – educativ, construirea strategiilor didactice celor mai adecvate obiectivelor și de a cunoaște în fiecare etapă gradul de realizare a performanțelor propuse.

Proiectarea activității didactice este complexă, este un proces de anticipare a ceea ce dorește profesorul să realizeze împreună cu elevii săi în cadrul unei lecții, sistem de lecții, temă, capitol sau pe parcursul întregului an școlar, pentru realizarea obiectivelor programei, la disciplina pe care o predă[13].

Planificarea calendaristică ca instrument de interpretare personalizată a programei, se racordează la individualitatea clasei. Pentru realizarea acesteia am parcurs următoarele etape:

studierea programei;

împărțirea pe unități de învățare;

stabilirea succesiunii unităților de învățare;

alocarea timpului necesar pentru fiecare unitate de învățare, în

concordanță cu: competențele specifice vizate, conținuturile alocate și individualitatea fiecărei clase.

Astfel, structura planificării calendaristice la disciplina chimie pentru anul școlar 2011 – 2012, la clasa a IX –a B la care programa pentru trunchi comun prevede 2 ore/săptămână am conceput-o astfel:

LICEUL TEORETIC „TRAIAN VUIA” FĂGET NR.ORE/SĂPTĂMÂNĂ: 2

CATEDRA DE ȘTIINȚE ALE NATURII NR. SĂPTĂMÂNI: 36

DISCIPLINA: CHIMIE NR. TOTAL ORE: 72

CLASA: a IX-a B PROFESOR: ALEXANDRU ALEXANDRA AVIZAT DIRECTOR,

MANUAL EDITURA LVS CREPUSCUL

AN ȘCOLAR: 2011-2012

Programa Școlară aprobată prin O.M. 5099 / 09. 09. 2009

AVIZAT RESPONSABIL COMISIE METODICĂ,

PROIECTARE DIDACTICĂ ANUALĂ

LICEUL TEORETIC „TRAIAN VUIA” FĂGET NR.ORE/SĂPTĂMÂNĂ: 2

CATEDRA DE ȘTIINȚE ALE NATURII NR. SĂPTĂMÂNI: 15

DISCIPLINA: CHIMIE NR. TOTAL ORE: 30

CLASA: a IX-a B PROFESOR: ALEXANDRU ALEXANDRA

MANUAL EDITURA LVS CREPUSCUL

AN ȘCOLAR: 2011-2012

SEMESTRUL I

AVIZAT DIRECTOR,

AVIZAT RESPONSABIL COMISIE METODICĂ,

PROIECTARE DIDACTICĂ SEMESTRIALĂ

LICEUL TEORETIC „TRAIAN VUIA” FĂGET NR.ORE/SĂPTĂMÂNĂ: 2

CATEDRA DE ȘTIINȚE ALE NATURII NR. SĂPTĂMÂNI: 21

DISCIPLINA: CHIMIE NR. TOTAL ORE: 42

CLASA: a IX-a B PROFESOR: ALEXANDRU ALEXANDRA

MANUAL EDITURA LVS CREPUSCUL

AN ȘCOLAR: 2011-2012

SEMESTRUL II

AVIZAT DIRECTOR,

AVIZAT RESPONSABIL COMISIE METODICĂ,

PROIECTARE DIDACTICĂ SEMESTRIALĂ

Elementul generator al planificării calendaristice este unitatea de învățare. Prin urmare, etapa următoare a organizării demersului didactic a constituit-o proiectarea unităților de învățare.

Proiectarea didactică, utilizând ca instrument unitatea de învățare, este un demers personalizat deoarece:

numărul unităților de învățare stabilite de profesor este și poate fi diferit;

unitățile de învățare pot fi diverse titluri care să acopere conținutul tematic;

unităților de învățare cu același conținut noțional li se pot acorda timpi diferiți;

corelarea obiectivelor de referință/competențelor specifice cu elementele de

conținut poate fi diferită.

Proiectul unității de învățare este gândit ca un instrument pragmatic al proiectării eficiente.

Față de proiectarea tradițională centrată pe lecție,proiectarea unității de învățare prezintă următoarele avantaje:

creează un mediu de învățare coerent în care așteptările elevilor devin clare pe termen mediu și lung;

implică profesorul într-un „proiect didactic”pe termen mediu și lung, permițând acestuia să țină seama de ritmurile de învățare ale elevilor;

implică elevii în „proiecte de învățare” personale pe termen mediu și lung;

dă perspectivă lecțiilor, printr-o relație neliniară între ele,situându-le în secvențe diferite ale unității de învățare.

Deci proiectul unității de învățare conține elementele necesare pentru a oferi o imagine asupra fiecărei ore. În tabelul care sintetizează proiectarea unității de învățare se pot delimita prin linii orizontale punctate spațiile corespunzătoare unei ore de curs.

Proiectarea centrată pe unități de învățare reprezintă o variantă de proiectare a demersului didactic. În acest context lecția poate fi înțeleasă ca o componentă operațională pe termen scurt a unității de învățare.

În continuare voi prezenta proiectul unității de învățare „Echilibrul chimic” și matricea de evaluare pentru clasa a IX – a B, prezent în planificarea calendaristică prezentată anterior.

DISCIPLINA : CHIMIE

CLASA: a IX-a B

PROFESOR: ALEXANDRU ALEXANDRA

UNITATEA DE ÎNVĂȚARE: ECHILIBRUL CHIMIC 4 ore

DISCIPLINA : CHIMIE

CLASA: a IX-a B

PROFESOR: ALEXANDRU ALEXANDRA

MATRICEA DE EVALUARE

UNITATEA DE ÎNVĂȚARE: ECHILIBRUL CHIMIC

2.3. Proiectarea lecțiilor de chimie. Tipuri de lecții. Exemple de proiecte de activitate didactică pentru tema echilibru chimic. Aplicații practice și metodologice

Lecția constituie forma organizatorică principală în care se desfășoară activitatea educatorului cu elevii unei clase.

Proiectarea lecției, presupune operații specifice pentru determinarea strategiei de predare – învățare a conținutului elaborate în vederea realizării obiectivelor pedagogice definite.

Lecția poate fi considerată ca un microsistem (N Oprescu , Pedagogie Ed. „România de mâine” , Buc 1996) care cuprinde toate componentele sistemului numit proces de învățământ (obiective, conținuturi, metodologie, forme de organizare). Acestea se găsesc într-o interdependență organică, funcționând ca un tot unitar. În conceperea unei lecții, va trebui stabilit locul pe care aceasta îl ocupă în sistemul de lecții.

Scopurile procesului de învățământ pot fi realizate prin diferite tipuri de activități.

Învățarea, având un caracter procesual, implică parcurgerea mai multor etape, fiecare îndeplinind funcții specifice.

Învățarea temeinică, în cadrul activității școlare, se realizează prin intermediul mai multor procese: de comunicare și însușire a cunoștințelor, de recapitulare și sistematizare, de formare a priceperilor și deprinderilor, de evaluare a rezultatelor școlare. Aceste acțiuni constituie sarcini didactice fundamentale ale lecțiilor.

Uneori, aceste procese sunt realizate în totalitate în desfășurarea unei lecții, alteori, sunt realizate pe parcursul mai multor lecții. În ambele cazuri, însă, în fiecare lecție este dominantă una din aceste sarcini didactice, chiar dacă, în vederea realizării obiectivelor, se desfășoară și activități corespunzătoare celorlalte sarcini didactice.

Combinarea specifică a tipurilor de activități, cât și a metodelor și a mijloacelor de instruire conduce la numeroase moduri de structurare a lecțiilor.

Din perspectiva predării, prin organizarea învățării proceselor cognitive, lecțiile reflectă accentele pe care profesorul le pune pe scopurile și funcțiile predării. Din accentele predării se deduc următoarele tipuri de lecții[14]:

lecții de comunicare și însușire de noi cunoștințe;

lecții de elaborare a cunoștințelor și de dezvoltare a strategiilor cognitive;

lecții de consolidare și sistematizare a cunoștințelor;

lecții de formare și dezvoltare a priceperilor și deprinderilor;

lecții de dezvoltare a capacităților de acțiune și transfer;

lecții de evaluare a rezultatelor învățării;

lecții de formare a unor atitudini (de motivare a învățării);

lecții complexe sau mixte, etc.

Din perspectiva învățării, lecțiile reflectă procesele cognitive care definesc fazele

modelului de predare, fiecare lecție reprezentând desfășurarea integrală a procesului cognitiv.

Pentru fiecare lecție etapele predării rămân aceleași, însă se va schimba „structura și funcția lor internă ” (E. Surdu, 1995), în funcție de obiectivul principal – procesul cognitiv de învățare.

Conform lui R. Gagne, etapele lecției (evenimentele instrucționale) sunt:

captarea atenției elevilor, prin apel la interesele sale;

enunțarea obiectivelor lecției – informarea elevului cu privire la obiectivul urmărit, pentru ca el să știe când a realizat învățarea;

actualizarea cunoștințelor anterioare – stimularea realizării capacităților învățate anterior, care participă la învățarea nouă, aceasta fiind în mare parte o combinare a ideilor învățate;

prezentarea noului conținut și a sarcinilor de învățare – a materialului – stimul implicat în performanța care va reflecta învățarea;

dirijarea învățării – comunicări care sugerează direcția gândirii;

obținerea performanței – când elevul știe cum să procedeze, trebuie să arate acest lucru;

asigurarea feedback-ului – cu privire la gradul de corectitudine a performanței elevului;

intensificarea retenției – recapitulări și situații pentru regăsirea deprinderilor intelectuale;

asigurarea transferului – obținerea unor sarcini noi și variate.

În funcție de sarcina didactică îndeplinită, în marea varietate pe care o prezintă

structura lecțiilor, acestea pot fi grupate în: lecții de comunicare, însușire a noi cunoștințe, lecții pentru formarea priceperilor și deprinderilor, lecții de recapitulare și sistematizare a cunoștințelor, lecții de verificare și apreciere a rezultatelor școlare.

Structura fiecărui tip de lecție prezintă o mare varietate, în funcție de numeroase variabile: nivelul de școlaritate, conținutul, specificul disciplinei de învățământ, condițiile concrete în care se desfășoară, particularități ale clasei de elevi, etc. Deci, definirea unui tip de lecție nu presupune o structură unică, un șablon pentru toate situațiile de instruire, ci conturează cadrul general al desfășurării în moduri variate a lecțiilor care aparțin tipului respectiv.

Oricare ar fi tipul de lecție, organizarea acesteia reclamă respectarea anumitor cerințe, și anume:

stabilirea exactă a scopului instructiv, educativ urmărit (pe baza cunoașterii conținutului temei de predare, al nivelului de dezvoltare al elevilor și a direcțiilor în care trebuie formată și dezvoltată personalitatea acestora);

alegerea materialului care poate contribui în cea mai mare măsură la realizarea scopului propus;

stabilirea planului după care se va desfășura lecția, în așa fel încât să se asigure o succesiune judicioasă a materiei, o valorificare maximă a timpului și un randament maxim de la fiecare elev; să se ajungă la stabilirea unor relații active profesor – elevi, elevi – documentație, elevi – elevi;

alegerea unor metode și procedee de lucru capabile să transforme munca elevilor într-o acțiune de dobândire a cunoștințelor sub îndrumarea profesorului, într-o activitate directă a acestora;

Lecția de comunicare/însușire a unor noi cunoștințe

Această lecție se prezintă în numeroase variante. Ea poate adopta, de exemplu, structura complexă a unei lecții „combinate” sau „mixte”, în care se realizează multiple tipuri de activități (de comunicare, de repetare, de consolidare, pentru formarea unor priceperi și deprinderi, de verificare a rezultatelor etc.). Marea majoritate a lecțiilor pe care le desfășor la ora de chimie sunt lecții „combinate” sau „mixte”.

Trăsătura comună a tuturor lecțiilor de comunicare/însușire a unor noi cunoștințe o constituie faptul că vizează, în principal, predarea/învățarea unor conținuturi noi, dar această sarcină didactică se realizează în diverse moduri și prin diferite tipuri de activități.

Lecția de formare a priceperilor și deprinderilor

Această lecție poate fi realizată prin exerciții și probleme și prin lucrări de laborator.

În primul caz, lecția cuprinde următoarele etape: anunțarea subiectului și scopul, îndrumări metodice de lucru, executarea operațiilor de rezolvare a diferitelor exerciții și probleme, fixarea cunoștințelor.

În al doilea caz, lecția constă în efectuarea unor activități experimentale. O astfel de lecție cuprinde următoarele etape: organizarea activității (frontal sau pe grupe), anunțarea subiectului și a scopului, îndrumarea activității, desfășurarea lucrării, concluzii, tema pentru acasă.

Lecția de recapitulare și sistematizare a cunoștințelor

Recapitularea cunoștințelor se realizează în orice lecție de comunicare a noilor cunoștințe sau de formare a priceperilor și deprinderilor. În mod periodic trebuie însă să fie ținute și lecții speciale de recapitulare, și anume la sfârșitul unei teme, a unor capitole, a unui semestru, precum și la sfârșitul anului școlar.

În cadrul unei lecții de recapitulare nu trebuie să se urmărească repetarea întregii materii predate, ci numai ce este esențial. Recapitularea nu înseamnă reluarea în aceeași formă a materialului parcurs, ci într-o formă nouă, folosind întrebări mai generale sau altfel formulate, experiențe sub forma unor variante ale acestora efectuate în cursul predării, material intuitiv mai bogat și exemple noi. Bineînțeles, această relatare în care se include elementul noutății, nu înseamnă că în lecțiile recapitulative se transmit cunoștințe noi, ci aceleași cunoștințe sunt altfel grupate, sunt prezentate într-o formă care să permită o înțelegere mai adâncă a fenomenelor chimice, mai largă, mai sistematizată. Metoda folosită este conversația.

O lecție de recapitulare se va desfășura după un plan întocmit de profesor, uneori împreună cu elevii. Etapele unei astfel de lecții sunt: controlul temei pentru acasă (pregătirea lecției după planul anunțat anterior sau după subiectul lecției anunțat), concluzii, tema pentru acasă. Repetarea se desfășoară conform planului, dar legată de materialul intuitiv și demonstrativ, care trebuie să se găsească pe masa de lucru a profesorului. Prin întrebări puse de profesor, elevii, folosind materialul intuitiv, efectuând unele experiențe, dau răspunsurile cuvenite care după caz sunt completate de profesor .

Lecția de verificare a cunoștințelor

Această lecție trebuie să urmărească nu numai cantitatea și calitatea cunoștințelor reținute de elevi dar și în ce măsură contribuie gândirea elevilor la formularea răspunsurilor, în ce măsură se remarcă în răspunsurile lor spiritul creator, efortul individual de muncă.

Lecțiile de verificare pot fi scrise, orale și de laborator.

Lecțiile de verificare orală cuprind următoarele etape: prezentarea scopului, ascultarea după un plan de dinainte stabilit, aprecierea și caracterizarea cunoștințelor, tema pentru acasă.

Lecțiile de verificare scrisă au o structură mai simplă: profesorul distribuie fișe de lucru (conținând subiectul propus pentru verificare). Subiectul este astfel ales încât, prin dezvoltarea lui de către elevi, să se poată constata, ca și în cazul lecției de verificare orală, cantitatea și calitatea cunoștințelor, capacitatea de gândire a elevilor, posibilitățile lor creatoare, etc. După ce s-au dat indicații generale de către profesor, elevii trec la rezolvarea în scris și în mod individual al subiectului respectiv. În ora următoare se face o analiză a lucrărilor scrise în care se fac aprecieri generale asupra lucrărilor privind calitatea lor, se arată greșelile comune unui număr mai mare de elevi și apoi se analizează câteva lucrări, alegându-le după calitatea lor (foarte bune, bune, mediocre, slabe), scoțând în evidență ceea ce le caracterizează, aspecte bune, sau mai puțin bune. În urma acestei analize, elevii vor corecta și completa lucrările lor în funcție de observațiile profesorului.

În lecțiile de verificare se urmărește în ce măsură și-au însușit unele priceperi și deprinderi de lucru în legătură cu o anumită temă. Astfel de teme pot fi, după natura lor și după condițiile tehnico – materiale individuale sau pe grupe de elevi. Conținutul lor este legat de diferite aplicații practice efectuate. În timpul desfășurării lucrărilor profesorul observă cum lucrează fiecare elev, le arată dacă procedează corect sau nu, pentru ca ei înșiși să-și dea seama de calitatea muncii lor. La sfârșit trage unele concluzii referitoare la modul de executare a lucrărilor, la greșelile constatate și dă îndrumări pentru înlăturarea lor.

Pentru a ilustra varietatea tipurilor de lecții voi prezenta în continuare câteva proiecte didactice ale unor lecții aparținând unității de învățare: Echilibrul chimic, clasa a IX-a (2 ore/săptămână), variante de lecții pe care le-am aplicat pe parcursul anului școlar 2011 – 2012 la clasa a IX-B.

LICEUL TEORETIC „TRAIAN VUIA” FĂGET

PROFESOR: ALEXANDRU ALEXANDRA

PROIECT DIDACTIC

DATA: 21.03.2012

CLASA: a IX-a B

DISCIPLINA: Chimie

TITLUL LECȚIEI: Echilibrul chimic

TIPUL LECȚIEI: Lecție mixtă

SCOPUL LECȚIEI: Însușirea noțiunilor cu privire la echilibrul chimic

LOCUL DE DESFĂȘURARE: Laboratorul de chimie

RESURSA DE TIMP: 50 minute

MATERIALUL BIBLIOGRAFIC: Sanda Fătu, Felicia Fătu, Constantin Stroe Ghidul profesorului de chimie, Editura Corint,

București, 2007, Isac Delia Metodica predării chimiei, Ed. Mirton, Timișoara, 1998

COMPETENȚE SPECIFICE:

1.1. Descrierea comportării speciilor chimice studiate într-un context dat;

2.2. Colectarea informațiilor prin observări calitative și cantitative.

2.3. Formularea de concluzii folosind informațiile din surse de documentare, grafice, scheme, date experimentale care să răspundă ipotezelor

formulate;

3.1. Analizarea problemelor pentru a stabili contextul, relațiile relevante, etapele rezolvării;

4.2 Folosirea corectă a terminologiei specifice chimiei;

OBIECTIVE OPERAȚIONALE (EXPRIMATE ÎN TERMENI DE COMPETENȚE):

O.O.1 –Să definească noțiunea de reacție reversibilă;

O.O.2 –Să precizeze condițiile în care un sistem chimic se află în stare de echilibru;

O.O.3 –Să clasifice în funcție de natura proceselor care duc la starea de echilibru tipuri de echilibre;

O.O.4 –Să efectueze practic reacțiile chimice în laborator după indicațiile din fișa de lucru experimentală;

O.O.5 –Să interpreteze rezultatele experimentelor;

O.O.6 –Să enumere proprietățile sistemelor în echilibru ;

O.O.7 –Să enunțe legea acțiunii maselor ;

O.O.8 –Să precizeze expresia legii acțiunii maselor;

O.O.9 –Să enunțe principiul lui Le Châtelier;

O.O.10 –Să rezolve exerciții și probleme pe baza cunoștințelor dobândite.

STRATEGII DIDACTICE:

-metode și procedee didactice: conversația euristică, exercițiul, explicația, observația, experimentul, algoritmizarea, problematizarea

-mijloace de învățământ: fișe de activitate experimentală, fișe de lucru, videoproiector, reactivi și ustensile

-forme de organizare a învățării: activitate frontală, activitate individuală

-evaluare: chestionare orală, observare curentă, observare sistematică

FIȘĂ DE ACTIVITĂȚI EXPERIMENTALE

Citiți cu atenție modul de lucru. Efectuați experimentele. Copiați pe caiete datele din rubricile 4 și 5 și completați spațiile libere în funcție de observațiile făcute.

FIȘĂ DE LUCRU

Pentru sistemul chimic în echilibru:

scrie expresia legii acțiunii maselor.

Scrie expresia constantei de echilibru Kc și determină unitatea ei de măsură pentru fiecare dintre reacțiile reversibile:

Enunță principiul lui Le Châtelier.

LICEUL TEORETIC „TRAIAN VUIA” FĂGET

PROFESOR : ALEXANDRU ALEXANDRA

PROIECT DIDACTIC

DATA: 23.03.2012

CLASA: a IX-a B

DISCIPLINA: CHIMIE

TITLUL LECȚIEI: Factorii care influențează echilibrul chimic

TIPUL LECȚIEI: Lecție de laborator de formare a cunoștințelor și aptitudinilor

practice (de laborator)

SCOPUL LECȚIEI: Exersarea cunoștințelor și aptitudinilor practice, de execuție a

activităților experimentale cu ajutorul cărora se deduc factorii care influențează echilibrul chimic

LOCUL DE DESFĂȘURARE: Laboratorul de chimie

RESURSA DE TIMP: 50 minute

MATERIALUL BIBLIOGRAFIC: Sanda Fătu, Felicia Fătu, Constantin Stroe Ghidul

profesorului de chimie, Editura Corint, București, 2007, Isac Delia Metodica predării chimiei, Ed. Mirton, Timișoara, 1998

OBIECTIVE OPERAȚIONALE:

O.O.1 – Să efectueze experimentele din fișa de activitate experimentală;

O.O.2 – Să precizeze reactivii și aparatura necesară;

O.O.3 – Să interpreteze rezultatele obținute;

O.O.4 – Să respecte normele de protecția muncii;

O.O.5 – Sǎ prezinte factorii care influențeazǎ echilibrul chimic;
O.O.6 – Sǎ deducă modul de comportare al acestor factori;

O.O.7 – Sǎ prezinte influența factorilor în sensul creșterii randamentului reacției.

STRATEGII DIDACTICE:

-metode și procedee didactice: conversația euristică, exercițiul, studiul de caz,

observația

-mijloace de învățământ: aparatură de laborator, reactivi, fișe de activități experimentale

-forme de organizare a învățării: activitate frontală, activitate pe grupe, activitate

individuală

-evaluare: chestionare orală, observare curentă, observare sistematică

DESFĂȘURAREA LECȚIEI

ORGANIZAREA CLASEI PENTRU LECȚIE – 1 min.

Asigură liniștea și ordinea în clasă

PRECIZAREA TITLULUI LECȚIEI ȘI A OBIECTIVELOR – 5 min.

Înaintea începerii lucrării, profesorul va anunța scopul lucrării, cerințele și alte amănunte legate de lucrare.

Se explică modalitatea de desfășurare a lecției de laborator: principiul metodei, aparatura și reactivii necesari.

Se prezintă modul de lucru.

EFECTUAREA LUCRĂRII DE LABORATOR –35 min.

Se distribuie fișele de activități experimentale elevilor (Anexa 1). Elevii studiază, analizează fișele de activități experimentale.

Se repartizează elevii pe grupe de lucru. Elevii citesc cu atenție modul de lucru. Efectuează pe rând experimentele prin care verifică influența concentrației, a temperaturii și a presiunii asupra echilibrului chimic. Profesorul supraveghează și îndrumă activitatea elevilor. Când este cazul intervine cu observații și explicații. Corectează după caz mânuirile și mișcările elevilor. Urmărește respectarea ordinii și disciplinei în efectuarea operațiilor, a respectării normelor de P.M. Dinamizează spiritul de muncă independentă, de inițiativă și creativitate a elevilor. Elevii completează spațiile libere din fișa de activități experimentale în funcție de observațiile făcute.

CONCLUZII ȘI REALIZAREA FEED-BACK-ULUI – 8 min.

Profesorul verifică, analizează, apreciază lucrările efectuate; grupează lucrările pe criterii de calitate; evidențiază lucrările bune și pe elevii care au executat aceste lucrări. Pentru lucrările slabe se arată cauzele care au dus la aceste rezultate încurajând elevii în cauză pentru a manifesta mai multă preocupare și interes sporit la lucrările următoare pentru a obține rezultate mai bune. Profesorul prezintă influența factorilor (concentrație, temperatură, presiune) în sensul creșterii randamentului reacției.

Face aprecieri generale asupra activității întregului colectiv de elevi.

Solicită să se facă ordine și curățenie la locul de muncă.

Notează câțiva elevi pe care i-a urmărit pe parcursul lecției în mod deosebit.

TEMA PENTRU ACASĂ – 1min.

Pe baza observațiilor experimentale și a cunoștințelor din viața cotidiană, explică:

obținerea sifonului;

motivul obținerii bulelor de gaz la turnarea sifonului în pahar.

FIȘĂ DE ACTIVITĂȚI EXPERIMENTALE

Citiți cu atenție modul de lucru. Efectuați experimentele. Copiați pe caiete datele din rubricile 4 și 5 și completați spațiile libere în funcție de observațiile făcute.

LICEUL TEORETIC „TRAIAN VUIA” FĂGET

PROFESOR : ALEXANDRU ALEXANDRA

PROIECT DIDACTIC

DATA: 28.03.2012

CLASA: a IX-a B

DISCIPLINA: CHIMIE

TITLUL LECȚIEI: Echilibrul chimic; Factorii care influențează echilibrul chimic

TIPUL LECȚIEI: Lecție de formare a cunoștințelor și aptitudinilor (de exerciții)

SCOPUL LECȚIEI: Exersarea cunoștințelor și aptitudinilor de rezolvare de probleme

utilizând expresiile matematice ale , de calculare a compoziției la echilibru

LOCUL DE DESFĂȘURARE: Sala de clasă

RESURSA DE TIMP: 50 minute

MATERIALUL BIBLIOGRAFIC: Sanda Fătu, Felicia Fătu, Constantin Stroe Ghidul

profesorului de chimie, Editura Corint, București, 2007, Isac Delia Metodica predării chimiei, Ed. Mirton, Timișoara, 1998

OBIECTIVE OPERAȚIONALE:

O.O.1 – Să precizeze expresia constantei de echilibru pentru diferite sisteme;

O.O.2 – Să efectueze calcule pentru determinarea , a compoziției la echilibru;

O.O.3 – Să aplice corect regulile pentru determinarea , a compoziției la echilibru;

O.O.4 – Sǎ identifice factorii care influențeazǎ echilibrul chimic;

O.O.5 – Să stabilească influența diferiților factori asupra sistemelor în echilibru,

cunoscând principiul lui Le Châtelier;

O.O.6 – Să analizeze și să interpreteze rezultatele obținute.

STRATEGII DIDACTICE:

-metode și procedee didactice: conversația euristică, exercițiul, observația,

algoritmizarea, problematizarea

-mijloace de învățământ: fișe de lucru, manual, videoproiector

-forme de organizare a învățării: activitate frontală, activitate individuală

-evaluare: chestionare orală, observare curentă, observare sistematică

DESFĂȘURAREA LECȚIEI

ORGANIZAREA CLASEI PENTRU LECȚIE – 1 min.

Asigură liniștea și ordinea în clasă

EFECTUAREA DE EXERCIȚII –38 min.

Se utilizează manualul. Elevii rezolvă aplicațiile. (exercițiile 1și 2 pag. 113 )

Se distribuie fișe de lucru. Exercițiile și problemele se prezintă și la videoproiector. Elevii lucrează independent .

Profesorul supraveghează și îndrumă activitatea elevilor. Când este cazul intervine cu observații și explicații. Corectează după caz greșelile elevilor. Dinamizează spiritul de muncă independentă, de inițiativă și creativitate a elevilor.

CONCLUZII ȘI REALIZAREA FEED-BACK-ULUI – 10min.

Profesorul verifică, analizează, apreciază lucrările efectuate; grupează lucrările pe criterii de calitate; evidențiază lucrările bune și pe elevii care au efectuat aceste lucrări. Pentru lucrările slabe se arată cauzele care au dus la aceste rezultate încurajând elevii în cauză pentru a manifesta mai multă preocupare și interes sporit la lucrările următoare pentru a obține rezultate mai bune.

Face aprecieri generale asupra activității întregului colectiv de elevi.

Notează câțiva elevi pe care i-a urmărit pe parcursul lecției în mod deosebit.

TEMA PENTRU ACASĂ – 1min.

Exercițiul 7/pg.112

FIȘĂ DE LUCRU

Completați coloana a treia din tabelul următor:

Se consideră echilibrul omogen în fază gazoasă:

Alegeți variantele corecte.

Dacă se adaugă vapori de apă, concentrația hidrogenului:

scade; B) crește; C) nu variază.

Dacă scade presiunea, concentrația hidrogenului:

scade; B) crește; C) nu variază.

Dacă se răcește amestecul de reacție la temperatura camerei, concentrația hidrogenului:

scade; B) crește; C) nu variază.

Se consideră reacția de obținere a varului nestins:

Apreciați cum trebuie să se lucreze pentru a obține varul nestins (CaO) cu randament cât mai mare:

A) în cuptoare închise etanș; B ) în cuptoare cu gură de evacuare a

gazelor;

C ) la temperaturi ridicate (900 – 1000 0C); D) la temperaturi scăzute.

Să se determine compoziția la echilibru, în procente molare, a sistemului:

știind că s-au introdus în reacție 4 moli de amestec echimolecular de hidrogen și iod. Constanta de echilibru = 50.

LICEUL TEORETIC „TRAIAN VUIA” FĂGET

PROFESOR : ALEXANDRU ALEXANDRA

PROIECT DIDACTIC

DATA: 30.03.2012

CLASA: a IX-a B

DISCIPLINA: CHIMIE

TITLUL LECȚIEI: Echilibrul chimic – evaluare

TIPUL LECȚIEI: Lecție de verificare și apreciere a cunoștințelor dobândite – probă de

control

SCOPUL LECȚIEI: Verificarea și aprecierea cunoștințelor dobândite ;

Evaluarea formativă a cunoștințelor dobândite la unitatea de

învățare: Echilibrul chimic

LOCUL DE DESFĂȘURARE: Sala de clasă

RESURSA DE TIMP: 50 minute

MATERIALUL BIBLIOGRAFIC: Sanda Fătu, Felicia Fătu, Constantin Stroe Ghidul

profesorului de chimie, Editura Corint, București,

2007,Isac Delia Metodica predării chimiei, Ed. Mirton,

Timișoara, 1998

OBIECTIVE OPERAȚIONALE:

O.O.1 – Să efectueze exerciții în care să stabilească influența diferiților factori asupra

sistemelor în echilibru, cunoscând principiul lui Le Châtelier;

O.O.2 – Să conștientizeze terminologia specifică în rezolvarea exercițiilor și problemelor;

O.O.3 – Să utilizeze limbajul adecvat în prezentarea răspunsurilor;

O.O.4 – Să aplice corect algoritmul de calcul pentru determinarea , a compoziției la

echilibru;

O.O.5 – Să rezolve exercițiile și problemele propuse

STRATEGII DIDACTICE:

-metode și procedee didactice: exercițiul, munca independentă

-mijloace de învățământ: fișe de evaluare

-forme de organizare a învățării: activitate individuală

-evaluare: evaluare scrisă

DESFĂȘURAREA ACTIVITĂTII:

ORGANIZAREA CLASEI PENTRU LECȚIE – 3 min.

Asigură liniștea și ordinea în clasă în vederea unei bune desfășurări a activității. Se notează absențele. Elevii își pregătesc materialele necesare lecției.

DIRIJAREA EVALUĂRII – 45 min.

Se distribuie fișele de evaluare;

Se citesc elevilor, de către profesor, subiectele lucrării;

Se explică cerințele acestora;

Elevii lucrează independent la fișele distribuite.

TEMA PENTRU ACASĂ – 2 min.

Pe baza observațiilor experimentale efectuate la lucrarea de laborator și a cunoștințelor din viața cotidiană, explicați:

obținerea sifonului;

motivul obținerii bulelor de gaz la turnarea sifonului în pahar.

FIȘĂ DE EVALUARE

Rezolvă sarcinile următoare. Timpul de lucru este de 45 de minute. Se acordă un punct din oficiu.

Citește cu atenție afirmația de mai jos. În cazul în care apreciezi că afirmația 1 p

este adevărată, încercuiește litera A . Dacă apreciezi că afirmația nu este adevărată, încercuiește litera F și înlocuiește cuvântul subliniat cu altul, pentru a face ca afirmația să fie corectă. Scrie cuvântul respectiv în spațiul liber aflat după litera F.

A. F. (……….) În cazul unei reacții reversibile,creșterea concentrației unuia dintre reactanți conduce la o scădere a concentrației produșilor de reacție.

Definește folosind cuvinte proprii următoarele noțiuni: 1 p

reacția reversibilă;

reacția ireversibilă;

echilibrul chimic;

principiul Le Châtelier.

Pentru reacția:

1p

înscrie în spațiul liber din stânga numerelor de ordine care arată sensul de deplasare al echilibrului chimic din coloana A , literele corespunzătoare condițiilor din coloana B.

A B

… 1. echilibrul se deplasează a) creșterea temperaturii

spre dreapta (în sensul descompunerii PCl5) b) scăderea temperaturii

c) creșterea presiunii

… 2. echilibrul se deplasează d) scăderea presiunii

spre stânga (obținerea PCl5) e) creșterea concentrației [PCl5]

f) scăderea concentrației [PCl5]

g) creșterea concentrației [Cl2]

h) scăderea concentrației [PCl3]

Într-un reactor, la temperatura de 1000K, la echilibru, pentru reacția: 2 p

[SO2] = 0,0034 moli/L;

[O2] = 0,0049 moli/L;

[SO3] = 0,0096 moli/L;

Calculează concentrația molară inițială a dioxidului de sulf în amestecul de reactanți;

Enumeră și argumentează factorii care pot produce deplasarea echilibrului spre formarea trioxidului de sulf.

Într-un recipient închis, aflat la temperatură constantă, se introduc 2g H2 și 254 g I2. La 2 p

echilibru, în recipient rămân 50,8 g I2. Calculează masa de acid iodhidric formată.

Pentru reacția: 2 p

la temperatura de 5000C și la presiune normală, la echilibru, într-un vas cu volumul de 10 L se găsesc 0,5 moli NO2, 0,025 moli NO și 0,5 moli O2.

Calculează concentrațiile molare inițiale ale amestecului de reacție, considerând că în vasul de reacție se găsea inițial un amestec de NO și O2.

Se dau: A I = 127; A H = 1

BAREM DE CORECTARE

F (crește)

Reacția care, în aceleași condiții de lucru, poate decurge în ambele sensuri se numește reacție reversibilă.

Reacția ireversibilă este reacția în care, pornind de la reactanți, se obțin numai produși de reacție.

Un sistem chimic format din reactanți și produși de reacție, care pot să reacționeze între ei, se află în stare de echilibru dacă are o compoziție constantă în timp, la o anumită temperatură și la o anumită presiune.

Dacă asupra unui sistem aflat în echilibru acționează o constrângere, echilibrul se deplasează în sensul diminuării constrângerii.

a , d , e, h – 1;

b , c , f , g – 2.

a) Pentru un reactor cu volumul V, la echilibru:

Conform ecuației reacției chimice:

2 moli 2 moli

x moli 0,0096 V moli

Inițial :

b) – creșterea concentrației [SO2] sau [O2];

– creșterea presiunii;

– scăderea temperaturii.

moli de I2

Conform ecuației 1 mol I2 formează 2 moli H2

0,8 moli I2 formează x moli H2

2 moli 1 mol 2moli

x moli y moli 0,5 moli

= 0,5 moli

y = 0,25 moli

Inițial: 0,025 + 0,5 = 0,525 moli NO

0,5 + 0,25 = 0,75 moli O2

2.4. Metode și mijloace didactice utilizate în cadrul experimentului de însușire și aprofundare (predarea, învățarea și evaluarea) a conceptului de echilibru chimic

Metodologia didactică este teoria care studiază natura, funcțiile, locul și clasificarea metodelor utilizate în organizarea și conducerea procesului de instruire și învățare. Ca urmare aceasta are menirea de a stabili principiile care stau la baza utilizării lor cu eficiență maximă.

Datorită complexității situațiilor de predare – învățare, metodele de învățământ nu se pot folosi în mod izolat, ci ele se structurează în complexe de metode, mijloace și tehnici în raport de situația pe care o servesc. Această combinare între metode, mijloace și tehnici adecvate situațiilor de predare – învățare este cunoscută sub denumirea de strategie didactică.

În sensul mai larg, strategia didactică reprezintă proiectarea, organizarea și realizarea unei înlănțuiri de situații de predare – învățare prin parcurgerea cărora se realizează obiectivele instructiv – educative. (N Oprescu, Pedagogie Ed. „România de mâine”, Buc 1996)

Potrivit cu scopurile urmărite, cu principiile didactice care stau la bază și cu caracterul lor, metodele de învățământ sunt multe la număr. Până astăzi nu s-a ajuns la o clasificare riguroasă și unanim acceptată a acestora, deoarece multe din acestea servesc la realizarea concomitentă a mai multor scopuri și sunt deci implicate în conturarea mai multor categorii de consecințe. De exemplu, metoda experimentului servește la formarea deprinderilor practice ale elevilor, dar și la dezvoltarea gândirii lor prin sarcinile de cercetare pe care le impune.

La chimie, ca și la alte discipline, profesorii recurg la o combinație de metode și procedee didactice ca să-și atingă obiectivele propuse.

Unele dintre acestea sunt comune tuturor obiectelor planului de învățământ (explicația, demonstrația, prelegerea, etc.), în timp ce altele sunt specifice predării învățării chimiei și altor domenii ale științei (experimentul, problematizarea, modelarea etc.).

De aceea consider un motiv în plus pentru a prezenta selectiv acele metode care sunt folosite mai des în predarea – învățarea chimiei și mai cu seamă cele utilizate de mine la predarea – învățarea – evaluarea noțiunilor din capitolul Echilibrul chimic.

Metode didactice utilizate în lecțiile de chimie:

Metode de comunicare orală: metode expozitive, interogative, metoda discuțiilor și dezbaterilor, metoda problematizării

Metode comunicare scrisă: tehnica lecturii, instructajul scris

Metode de explorare a realității: metode de explorare directă a realității (observarea sistematică și independentă, experimentul), metode de explorare indirectă a realității (metode demonstrative, metode de modelare)

Metode bazate pe acțiune: metode bazate pe acțiune reală (metoda studiului de caz, metoda exercițiului, metoda lucrărilor practice, proiectul sau tema de cercetare – acțiune), metode de simulare (metoda jocurilor, învățarea pe simulatoare)

Metode de relaționare a predării – învățării: metoda activității cu fișele, metode algoritmice de instruire, instruirea programată, instruirea asistată de calculator.

În continuare voi recurge la o sumară trecere în revistă a metodelor de învățământ pe care le-am aplicat la clasa a IX a – B în anul școlar 2011 – 2012 la predarea – învățarea – evaluarea noțiunilor din capitolul Echilibrul chimic, arătând totodată și modalitatea de aplicare a acestora.

Ținând cont de necesitatea colaborării profesor – elev în procesul de învățământ, colaborare în care profesorului îi revine rolul de îndrumător al instruirii elevului, iar elevul se manifestă ca un participant activ la propria instruire, metodele de învățământ pe care le-am aplicat, indiferent de caracteristica lor inițială, le-am folosit în sensul accentuării posibilităților de participare activă a elevilor la procesul instructiv – educativ.

Astfel, am folosit explicația, care este o formă de expunere orală, în care predomină argumentarea rațională. Metoda se referă la dezvăluirea unor date noi, pe baza argumentațiilor deductive. În acest sens, utilizând explicația am dedus legea acțiunii maselor astfel: am menționat faptul că starea de repaus aparent la atingerea echilibrului chimic se explică prin faptul că reacțiile în sensuri opuse decurg cu viteze egale. Adică, cu alte cuvinte, numărul de moli dintr-un compus care se transformă, în unitatea de timp, în una din reacții, este egal cu numărul de moli din acel compus care se formează în unitatea de timp, din reacția în sens invers.

Prin urmare, concentrația fiecărui component la echilibru este constantă.

Astfel, s-a determinat experimental și s-a demonstrat teoretic că pentru un sistem chimic aflat în echilibru, bazat pe reacția:

raportul:

unde [A], [B], [C], [D] reprezintă concentrațiile molare ale

compușilor A, B, C, D la echilibru, este constant, la temperatură constantă:

Această expresie arată că modificarea concentrației unui component al unui sistem chimic în echilibru determină modificarea concentrațiilor celorlalți componenți ai sistemului, în așa fel încât raportul de mai sus să rămână constant, la temperatură constantă. , numită constantă de echilibru, este o constantă specifică fiecărui sistem chimic. Valoarea ei depinde de temperatură. Același sistem chimic este caracterizat prin valori diferite pentru , la temperaturi diferite.

Această concluzie reprezintă legea acțiunii maselor enunțată de Guldberg și Waage, în 1867.

Conversația – metodă care are ca funcție să mobilizeze cunoștințele pe care le au elevii și să-i conducă pe aceștia la descoperirea unor noi adevăruri – se numește conversație euristică[16]. Reactualizările cunoștințelor și captarea atenției pentru tema nouă, propusă pentru studiu, se realizează prin conversație de reactualizare.

Conversația de fixare se utilizează în scopul fixării și sistematizării cunoștințelor, în timp ce verificarea orală se poate realiza prin conversație de verificare. Conversația euristică este cel mai des utilizată în lecțiile de chimie. În esență, ea constă în aceea că, folosindu-se de o succesiune de întrebări, puse cu măiestrie și în alternanță cu răspunsurile primite de la elevi, profesorul îi îndeamnă pe aceștia să efectueze investigații în sfera informațiilor existente deja în mintea lor, să facă asemenea asociații, încât să ajungă la descoperirea unor noi adevăruri. Ceea ce este important în folosirea conversației este ca profesorul să formuleze întrebările în așa fel încât elevii, raționând sub îndrumarea profesorului, să dea răspunsul dorit și chiar formularea justă.

Pentru realizarea obiectivelor învățării întrebările trebuie să fie „deschise” care solicită inteligența productivă, îndeamnă la anumite acțiuni, sugerează sau anticipează anumite operațiuni de efectuat și lasă elevilor mai multă libertate de căutare, de cercetare, de formulare a mai multor răspunsuri sau soluții posibile. În acest sens , am utilizat frecvent la predarea – învățarea capitolului Echilibrul chimic:

întrebările convergente, care îndeamnă la analize, comparații sinteze, asociații de idei,

explicații.

Exemplu:

Analizați datele din schema proiectată și comparați compoziția amestecului de reacție în cele două cazuri:

A:

amestec inițial: 1 mol 1 mol – –

amestec final: 0,473 moli 0,473 moli 0,527 moli 0,527 moli

B:

amestec inițial: 1 mol 1 mol – –

amestec final: 0,527 moli 0,527 moli 0,473 moli 0,473 moli

Întrebările formulate câștigă în claritate și valoare, precum și în economisirea timpului, dacă se folosesc diferite materiale didactice. Astfel, la explicarea modului în care se desfășoară reacțiile reversibile am utilizat videoproiectorul pentru formularea întrebărilor convergente.

întrebările divergente, care exersează gândirea pe traiectorii inedite, originale, evidențiind o diversitate de soluții la aceeași problemă.

Exemplu:

Amoniacul se obține industrial prin sinteza directă din elemente, conform ecuației:

Apreciați cum trebuie să fie presiunea și temperatura amestecului gazos pentru a asigura obținerea amoniacului cu randament cât mai mare.

întrebările de evaluare solicită elevii să emită judecăți proprii asupra aspectelor întâlnite, în funcție de criterii diferite.

Exemplu:

Analizați următoarea reacție de echilibru:

și stabiliți cum se va deplasa echilibrul la creșterea presiunii și la scăderea presiunii.

Problematizarea este o metodă de învățământ care constă în crearea – cu scop didactic – a unei stări conflictuale, a unei contradicții între cunoștințele elevilor și cerințele unei probleme care li se propune elevilor spre rezolvare[17].

Crearea situațiilor problemă în chimie se poate realiza fie cu ajutorul întrebărilor probleme(1), exerciții probleme(2), fie plecând de la un material experimental(3).

În procesul de învățare acționează două feluri de întrebări, și anume:

Întrebări reproductibile – acestea au funcția de reproducere a cunoștințelor deja însușite, în scopul precizării și consolidării lor.

Exemplu:

Când o reacție chimică se află la echilibru?

Întrebările de acest tip nu solicită gândirea activă a elevilor și nu o lansează într-un proces de cunoaștere nou, ele consolidează doar un material vechi.

Întrebări probleme – acestea solicită gândirea elevilor și îi obligă la folosirea, în formularea răspunsului, a unor cunoștințe însușite anterior. Întrebarea problemă cuprinde datele necesare pentru ca elevii, uzând de procedeele gândirii logice, să găsească răspunsul implicat în aceste date, dar care nu se găsește explicit formulat în problemă.

De exemplu:

În ce condiții se obține acetilena, C2H2, din metan, CH4, cu randament mare, din reacția:

Problematizarea se poate realiza și cu ajutorul exercițiilor problematizate, care pot

apărea în diferite forme.

De exemplu:

Trei reacții reversibile au următoarele valori ale constantei de echilibru: Kc = 10-14 (mol/L)2, Kc = 1, Kc = 105 mol/L. Caracterizați compozițiile la echilibru ale celor trei reacții.

Lucrările de laborator pot fi prezentate elevilor problematizat. Experiențele efectuate în

laboratorul de chimie pun elevul în situația cercetătorului, îi asigură o mare independență de acțiune, îi creează situații în care trebuie să formuleze ipoteze în mod independent, pe care apoi să le verifice atât pe cale experimentală, cât și teoretică.

De exemplu:

Verificarea experimentală a factorilor care influențează echilibrul chimic.

Experimentul de laborator este o metodă fundamentală în predarea învățarea științelor naturii. Chimia fiind o știință experimentală care își bazează procesul teoretic și își găsește aplicativitatea practică în încercările de laborator, are la bază experimentul atât ca metodă de investigație științifică, cât și ca metodă de învățare. Conceput în corelație cu principiile didactice moderne, experimentul de laborator urmează treptele ierarhice ale învățării, conducând elevul de la observarea unor fenomene chimice, pe baza demonstrației la observarea fenomenelor prin activitatea proprie (faza formării operațiilor concrete), apoi la verificarea și aplicarea în practică a acestora (faza operațiilor formale), când se cristalizează structura formală a intelectului și, în continuare, la interpretarea fenomenelor observate, care corespunde cu faza cea mai înaltă din treptele ierarhice ale dezvoltării (faza operațiilor sintetice)[18].

Astfel, în cadrul experimentului didactic preconizat în predarea-învățarea „factorilor care influențează echilibrul chimic” am utilizat experimentul cu caracter de cercetare (de descoperire) iar în diferite etape s-au parcurs toate aceste faze. (vezi Fișa de activități experimentale/pag. 116 – 118)

Modelarea reprezintă metoda care, prin intermediul unor copii materiale, denumite modele, este capabilă să reproducă caracteristici esențiale ale obiectelor, sistemelor obiectuale și fenomenelor originale sau să ofere informații despre ele. Metoda modelării utilizată în predarea – învățarea chimiei nu constituie o cale de contact nemijlocit cu realitatea, deoarece modelul unui fenomen sau al unei structuri nu reprezintă fenomenul sau structura în sine.

Modelul este deci un sistem material sau logico – matematic care reproduce în esență sau parțial originalul, cu scopul de a-i descoperi noi proprietăți.

Modelarea, concepută ca un proces de cunoaștere, implică mai multe tipuri de modele, respectiv de modelare.

Astfel, în predarea chimiei se folosesc:

modelarea similară;

modelarea prin analogie

Modelarea similară,se realizează prin intermediul modelelor materiale (obiectuale sau

substanțiale) care reproduc sistemul original – forma exterioară și structura internă a acestuia pentru a-l face accesibil studiului.

Am utilizat metoda modelării în procesul didactic de predare – învățare a echilibrului chimic deoarece am considerat că familiarizează elevii cu raționamentul prin analogie și înlesnește procesele de abstractizare și generalizare, ajutându-i să exerseze în tehnica observației și totodată pentru a-i iniția în munca de cercetare științifică.

Un exemplu de modelare folosit îl constituie reprezentarea stării de echilibru (Anexa 9)

Metoda descoperirii este o altă metodă de explorare indirectă utilizată frecvent în lecțiile de chimie.

Învățarea prin descoperire este o modalitate de participare activă a elevilor în procesul instructiv – educativ prin efectuarea de activități și investigații proprii, independente, orientate în direcția cercetării, reconstrucției și redescoperirii adevărurilor științifice și a metodelor de elaborare a acestora.

Ținând seama de relația ce se stabilește între profesor și elevi, se pot distinge două forme ale descoperirii[16]:

independentă – desfășurarea propriu –zisă a descoperirii se realizează prin activitatea individuală a elevilor, profesorul supraveghind și controlând acest proces;

dirijată – profesorul conduce descoperirea prin sugestii, puncte de sprijin, informații

suplimentare, întrebări ajutătoare, urmărind stabilirea soluției scontate.

În funcție de relația care se stabilește între achizițiile anterioare și la care se ajunge prin

descoperire, se pot distinge trei forme :

inductivă – când în procesul de învățare elevul trece de la analiza și structurarea unor date și fapte la generalizări. Astfel elevii pot să ajungă, independent, la formularea unor definiții, reguli, principii;

deductivă – când în procesul de învățare elevul pleacă de la cazuri generale (definiții, reguli, principii, legi) însușite anterior pentru a ajunge, prin diferite activități, treptat la adevăruri noi,la judecăți particulare;

ipotetic – deductivă – elevii formulează soluții ipotetice privind cauzele sau relațiile dintre fenomenele studiate și apoi le verifică prin activități experimentale sau teoretice.

Exemplul de învățare prin descoperire folosit în experimentul cercetat: „factorii care influențează echilibrul chimic”

Didactica modernă recomandă utilizarea descoperirii dirijate în cadrul unor complexe metodice de tip euristic (precum experimentul metodic propus), în interiorul cărora ea potențează valențele educative ale tuturor metodelor și procedeelor didactice, grație educării la elevi a capacităților intelectuale și a tehnicilor de muncă intelectuală.

Algoritmizarea este acea metodă de învățământ cu ajutorul căreia achiziționarea noilor cunoștințe se realizează prin parcurgerea succesivă a unor etape la capătul cărora se obține rezultatul dorit, soluția unei probleme.

Un algoritm reprezintă o succesiune de operații care se desfășoară întotdeauna în aceeași ordine, cu strictețe stabilită și care conduce în final la rezolvarea corectă a unei probleme sau sarcini concrete de același tip[16].

Algoritmii ce intervin în predarea chimiei se pot grupa în:

algoritmi de rezolvare, prezenți sub forma unor scheme de rezolvare a unor probleme de chimie de diferite tipuri;

algoritmi de recunoaștere, de identificare, prezentare a unor reguli de identificare a unui anumit tip de probleme sau prezentarea unui grup de proprietăți prin intermediul cărora pot fi identificate anumite categorii de substanțe și fenomene chimice.

În experimentul preconizat am folosit algoritmizarea în rezolvarea problemelor pe baza legii acțiunii masei.

Exemplu:

Problemă: Se consideră reacția de echilibru:

Știind că s-a lucrat cu un amestec de reactanți A și B în raport 1 : 2, să se determine expresia literară a constantei de echilibru.

Algoritmul rezolvării

Pentru rezolvarea unor probleme pe baza legii acțiunii masei se urmăresc următoarele

etape de lucru:

Scrierea echilibrului:

Înscrierea datelor cunoscute și necunoscute într-un tabel de forma:

Expresia literară a constantei de echilibru:

Introducerea valorilor din tabel în expresia :

Calculul matematic pentru aflarea valorii :

Interpretarea rezultatului.

Exemplu:

Să se determine compoziția la echilibru, în procente molare, a sistemului:

știind că s-au introdus în reacție 4 moli de amestec echimolecular de hidrogen și iod. Constanta de echilibru = 50 .( vezi Fișa de lucru problema 4/ pag.123)

Scrierea echilibrului:

1 mol 1 mol 2 moli

x moli x moli 2x moli

Înscrierea datelor cunoscute și necunoscute într-un tabel de forma:

Expresia literară a constantei de echilibru:

Introducerea valorilor din tabel în expresia :

Calculul matematic pentru aflarea valorii lui x

de unde ⇒ x= 1,56 moli

Numărul de moli la echilibru:

Numărul total de moli la echilibru:

4 moli amestec…………0,44 moli H2…………0,44 moli I2……………3,12 moli HI

100 moli amestec………………..x…………………………y………………………………z

Metoda rezolvării exercițiilor și problemelor constă în efectuarea repetată, sistematică a unor operații și activități fie pentru formarea și dezvoltarea unor priceperi și deprinderi, fie pentru consolidarea lor. Am folosit această metodă în cadrul experimentului considerat atât pentru formarea (consolidarea, dezvoltarea) deprinderilor motorii, cât și pentru formarea (consolidarea, dezvoltarea) celor intelectuale. Astfel, utilizând în modalități identice și în moduri diferite operativitatea gândirii, am provocat elevii la „exerciții” de gândire, ajungând la formarea unor priceperi și deprinderi prin activitate intelectuală (deprinderi de calcul, priceperi de a rezolva probleme, capacitatea de a demonstra relații fundamentale care descriu desfășurarea proceselor chimice).

În desfășurarea exercițiilor am parcurs următoarele etape:

am comunicat elevilor scopul exercițiului și importanța acestuia în consolidarea cunoștințelor sau în formarea (dezvoltarea) unor deprinderi (capacități, atitudini);

am explicat, apoi, în ce constă exercițiul, explicațiile fiind însoțite de demonstrații;

elevii au efectuat ei înșiși exercițiul, fiind corectați, pe parcurs, acolo unde a fost cazul;

în final, am realizat (împreună cu elevii) evaluarea corectitudinii efectuării exercițiului și (respectiv) a formării (consolidării, dezvoltării) unei priceperi (deprinderi, abilități, atitudini etc.). Pentru reușita lor, la selecționarea și efectuarea exercițiilor am ținut seama de câteva cerințe psihopedagogice:

să servească scopul urmărit;

să fie adaptate la specificul vârstei elevilor cărora să le capteze atenția și interesul;

să respecte regula „de la ușor la greu”, „de la simplu la complex”;

să fie realizate corespunzător pe tot parcursul învățării ș.a.

În acest sens am elaborat și efectuat cu elevii clasei a IX-a B în cadrul lecției

„Echilibrul chimic” în etapa de fixare și consolidare a cunoștințelor (de realizare a

feed-back-ului) Fișa de lucru (pag.112). Tot în cadrul experimentului considerat am realizat o lecție de formare a priceperilor și deprinderilor (de exerciții) cu scopul de a exersarea priceperile și deprinderile de rezolvare de exerciții și probleme pentru a deduce modul de comportare a factorilor care influențează echilibrul chimic, influența factorilor în sensul creșterii randamentului reacției, de utilizare a expresiei matematice a lui , de calculare a compoziției la echilibru (Fișă de lucru/pag. 122 – 123)

Instruirea asistată de calculator – integrarea în procesul de învățământ a achizițiilor din domeniul tehnologiei informaționale, în paralel cu cele din sfera psihologiei cognitive, a deschis perspectiva unei noi tehnologii de instruire, cunoscută sub numele de instruire asistată de calculator, prescurtat IAC. La baza IAC stă instruirea programată.

În lecția de chimie, calculatorul poate fi utilizat în actul de predare de către profesor, pentru vizualizarea unor fenomene, ilustrarea animată a unor mecanisme de reacție, ilustrarea grafică spațială a unor concepte grafice abstracte, calcule laborioase, trasare de grafice etc.

Chimia, cu toate că este o știință a naturii cu o pregnantă tentă experimentală, procesul de predare – învățare fiind necesar să se realizeze în laboratorul de chimie, poate fi

predată – învățată și cu ajutorul programelor informatice dedicate îndeosebi structurii substanțelor, mecanismelor de reacție etc. nesesizabile cu ochiul liber. În acest caz, programele vin în ajutorul profesorului de chimie de a fi mai convingător, iar elevilor le va fi mai ușor să înțeleagă unele probleme mai dificile care apar în studiul chimiei.

Astfel am utilizat calculatorul în cadrul experimentului didactic proiectat și realizat pentru însușirea și aprofundarea conceptului de echilibru chimic pentru conceperea fișelor de lucru, a fișelor de activități experimentale, a lucrărilor de laborator, a fișelor de evaluare, modelelor, simulărilor. (vezi Fișa de activități experimentale/pag.111, Fișă de lucru /pag.112, Fișa de activități experimentale/pag 116 – 118, Fișă de evaluare/pag.126 – 128, Fișă de lucru /pag.122 – 123,). De asemenea în cadrul lecțiilor realizate la clasă am folosit materiale preluate de pe Internet referitoare la echilibrul chimic și factorii care îl influențează, descărcate pe C.D. și apoi proiectate pe ecran cu ajutorul videoproiectorului. Consider că toate acestea au scurtat timpul necesar prezentării explicației și au asigurat contexte favorabile stimulării motivației pentru o învățare trainică.

În opinia mea folosirea tehnologiilor didactice moderne în activitatea de învățare a conceptului de echilibru chimic duce la o implicare în grade diferite atât a profesorului cât și a elevului deci la o intensă interacțiune elev – profesor, elev – elev și elev cu el însuși.

Consider că în procesul de predare – învățare – evaluare a chimiei pot fi utilizate o serie de programe omologate, softuri educaționale. Astfel de mare ajutor este utilizarea platformei AEL în predarea lecțiilor de chimie. Platforma AEL este destinată sprijinirii procesului de instruire/învățare punând la dispoziția profesorilor un instrument suplimentar de lucru caracterizat prin eficiență și capacitate de adaptare iar elevilor un spațiu în care instruirea este deschisă tuturor posibilităților și ideilor. Utilizarea platformei AEL este marcată de o vastă extindere a ariei de acoperire specifică domeniului educației. Astfel:

oferă un sistem de operare care este periodic up-gradat;

modele de lecții care tratează interactiv diverse subiecte din programa școlară;

testează și evaluează elevii, realizând o monitorizare inteligentă în funcție de nivelul de pregătire al fiecăruia;

accesul nelimitat la informație prin Internet sau baze de date proprii;

realizează administrarea resurselor clasei/școlii, contribuind punctual și global la organizarea eficientă a programului școlar;

este un cadru de desfășurare a unei strategii, pe care o stabilește profesorul, el utilizează momente de lecție furnizate de pachetul AEL, fiecare moment fiind, de fapt, un soft educațional de un anume tip.

Mijloace și materiale didactice

Mijloacele de învățământ constituie o componentă importantă a procesului de învățământ. Ele cuprind ansamblul materialelor utilizate în procesul de învățământ care sprijină realizarea obiectivelor educației prin valorificarea potențialului lor pedagogic. Ca și celelalte discipline de studiu, chimia beneficiază de raportul unei game largi de mijloace de învățământ, pentru a ușura procesul de predare – învățare. Acestea ușurează nu numai achiziționarea cunoștințelor (funcția informatică) ci și formarea unor abilități și capacități intelectuale (funcția formativă).

Mijloacele de învățământ sunt considerate auxiliare pedagogice, aparținând resurselor materiale utilizate în școală. Mijloacele de învățământ concepute și realizate pentru studiul chimiei răspund exigențelor unui învățământ modern și îndeplinesc funcții pedagogice complexe. Cu ajutorul lor se organizează un proces de învățământ bogat în conținut, care îmbină organic diferitele forme de activitate cu elevii. Pe un fond de problematizare, mijloacele de învățământ contribuie la dobândirea cunoștințelor, dezvoltarea unor aptitudini și deprinderi experimentale, stimularea gândirii creatoare, însușirea și perfecționarea continuă a tehnicilor de lucru, educarea interesului, motivațiilor, aspirațiilor, a inițiativei și creativității elevilor.

După destinația lor, mijloacele de învățământ se împart în două categorii[18]:

materiale didactice;

mijloace tehnice.

În etapa actuală, utilizarea sistemului de mijloace de învățământ, perfecționate din punct de vedere tehnic și pedagogic, constituie problema esențială în realizarea obiectivelor specifice învățământului chimiei. În lipsa unor asemenea resurse este greu de conceput că s-ar putea ajunge la aplicarea cu consecvență a unor metode active și concrete, intensiv participative și educative, capabile să favorizeze cunoașterea științifică bazată pe observația directă a obiectelor și fenomenelor realității, să apropie și mai mult învățământul de cerințele vieții și ale practicii. (Ioan Cerghit, Sistemul mijloacelor de instruire și educare în sprijinul optimizării activității didactice, Radioteleșcoală nr 1-3 1981, pag 29.)

În cadrul experimentului realizat pentru predarea – învățarea conceptului de echilibru chimic și a factorilor care îl influențează am utilizat în funcție de dotarea școlii și a laboratorului de chimie următoarele categorii de mijloace de învățământ:

Materiale informative – demonstrative (având această funcție pedagogică informativă

și demonstrativă).

Materialele didactice din această categorie sunt, deci, fie surse de informații, fie ajutătoare în transmiterea informațiilor de către profesor. În acest din urmă caz, ele îl ajută pe profesor să exemplifice și să ilustreze unele noțiuni, să concretizeze unele idei sau să demonstreze unele afirmații.

Din categoria materialelor didactice informative – demonstrative am utilizat în cadrul experimentului realizat următoarele:

Materiale sau reprezentări figurative: planșe reprezentând „Sistemul periodic al elementelor”, desene realizate pe suport electronic, scheme realizate pe tablă – deoarece consider că acestea îndeplinesc și o funcție de motivare a învățării (alături de cea intuitivă, ilustrativă și demonstrativă).

Reprezentări simbolice: diferite tipuri de formule, ecuații ale reacțiilor chimice, formule matematice (expresia constantei de echilibru) utilizate în rezolvarea aplicațiilor, rolul lor fiind acela de a facilita trecerea de la concret la abstract.

Materiale pentru formarea și exersarea deprinderilor, cum ar fi aparatura din

laboratorul de chimie (sticlărie, vase și ustensile de laborator, trusă laborator pentru liceu, substanțe chimice), materiale care asigură efectuarea experimentelor și exersarea diferitelor operații intelectuale și practice

Materiale de evaluare a rezultatelor învățării: fișe de lucru, fișe de activitate

experimentală, fișe de evaluare.

În ceea ce privește mijloacele tehnice am folosit: videoproiectorul, ecranul metalizat calculatorul electronic, care au permis ca reprezentarea stării de echilibru chimic (de exemplu) să fie prezentată pe etape prin compunerea și descompunerea imaginii, iar comentariul problematizat al imaginii consider că a stimulat gândirea elevilor și a contribuit la analiza și interpretarea imaginii în vederea desprinderii noțiunilor, concluziilor.

Strategii didactice

Strategia didactică reprezintă modul de combinare optimă a metodelor și mijloacelor de învățare. Complexitatea situațiilor de predare – învățare este de așa natură, încât solicită folosirea unor metode și mijloace, clasice sau moderne, nu ca entități distincte, ci ca surse interdependente care se completează și se susțin reciproc.

Modul în care profesorul reușește să aleagă, să combine și să organizeze ansamblul de metode, materiale și mijloace, în vederea atingerii anumitor obiective, definește strategia didactică.

Astfel, în cadrul experimentului propus am folosit:

strategii inductive cu ajutorul cărora elevii pe baza analizei observațiilor concrete au

ajuns la elaborarea unor noțiuni noi, de la percepția intuitivă la gândirea abstractă, de la particular la general, de la cunoașterea faptelor la stabilirea concluziilor (de exemplu activitatea experimentală cu ajutorul căreia s-au identificat factorii care influențează echilibrul chimic);

strategii deductive cu ajutorul cărora elevii de la definiții, reguli, principii generale

ajung la concretizări, exemplificări, de la general la particular, de la noțiune la exemplul concret (exemplu stabilirea influenței diferiților factori asupra sistemelor în echilibru, cunoscând principiul lui Le Châtelier);

strategii analogice bazate pe modelare (de exemplu reprezentarea stării de echilibru

chimic);

strategii mixte în care am recurs atât la abordări inductive cât și la cele deductive,

ambele necesare elevilor în metodele cunoașterii științifice;

strategii algoritmice care impun o dirijare foarte strictă a învățării utilizând ca metodă

algoritmizarea (de exemplu rezolvări de probleme pe baza legii acțiunii maselor.)

Modalități de realizare a evaluării

Evaluarea în învățământ este o problemă veche cu notații noi, un subiect controversat, datorită, în special, încărcăturii sale morale (deoarece prin evaluare se realizează clasificări și selecții se dau „verdicte” și, cu alte cuvinte, se hotărăște soarta unor oameni). Ca și altor concepte evaluării i se dau mai multe accepțiuni. Așa, de exemplu, Steliana Toma definește evaluarea „ca fiind un proces de măsurare și apreciere a valorii rezultatelor sistemului de educație și învățământ sau a unei părți a acestuia, a eficienței resurselor, condițiilor propuse, în vederea luării unor decizii de îmbunătățire și perfecționare.” Un alt autor, Terry Tenfrink, consideră evaluarea în învățământ ca un proces de obținere a informațiilor – asupra elevului, profesorului însuși sau asupra programului educativ – și de valorificare a acestor informații în vederea elaborării unor aprecieri care, la rândul lor, vor fi utilizate pentru adoptarea unor decizii. Informațiile constituie baza pentru emiterea aprecierilor; aprecierile sunt estimări ale situației actuale sau prognoze ale rezultatelor viitoare; deciziile sunt opțiuni pentru anumite modalități de acțiune. Ioan Jinga definește evaluarea ca fiind un proces complex de comparare a rezultatelor activității instructiv – educative cu obiectivele planificate (evaluarea calității), cu resursele utilizate (evaluarea eficienței) sau cu rezultatele anterioare (evaluarea progresului).

Șirul exemplelor ar putea continua. Mă rezum însă, la aceste trei definiții pentru a

observa că:

evaluarea este un proces (nu un produs), deci o activitate etapizată, desfășurată în timp;

evaluarea nu se rezumă la notarea elevilor (care este expresia numerică a aprecierii performanțelor școlare ale acestora), ci vizează domenii și probleme mult mai complexe (inclusiv programe de învățământ și sistemul în ansamblu);

evaluarea implică un șir de măsurări, comparații, aprecieri, deci judecăți de valoare, pe baza cărora se pot adopta anumite decizii, menite să optimizeze activitatea sau domeniile supuse evaluării.

Pentru a fi eficientă, orice activitate trebuie să parcurgă trei etape ciclice: proiectare, desfășurare, evaluare.

Cercetările întreprinse și experiența școlară demonstrează că evaluarea își realizează funcțiile, în condițiile integrării optime în procesul didactic, ca acțiune constitutivă a acestuia.

Sfera noțiunii de strategie didactică cuprinde și strategia de evaluare. A stabili o strategie de evaluare în învățământ echivalează cu a fixa când evaluezi, sub ce formă, cu ce metode și mijloace, cum valorifici informațiile obținute etc. Desigur, în final, în funcție de concluziile desprinse, elevul își va modifica strategia de învățare, iar profesorul pe cea de predare.

Experiența școlară a condus la stabilirea a trei forme de evaluare: evaluare inițială, evaluare cumulativă (sumativă), evaluare continuă (formativă)[16].

Evaluarea inițială are scopul de a stabili cât mai exact cu putință câteva lucruri absolut

necesare fiecărui profesor pentru a-și elabora strategia didactică, și anume:

nivelul de pregătire al elevilor la începutul activității, condițiile în care aceștia se pot integra în programul de predare – învățare pregătit;

constituie una din premisele conceperii programului de instruire;

constituie o condiție hotărâtoare pentru reușita activității didactice prin:

cunoașterea nivelului de pregătire de la care pornesc elevii;

cunoașterea gradului în care elevii stăpânesc cunoștințele și abilitățile necesare asimilării conținutului etapei ce urmează;

cunoașterea capacităților de învățare ale fiecărui elev;

Datele obținute prin evaluarea inițială ajută la conturarea activității următoare în trei

planuri:

modul adecvat de predare – învățare a noului conținut;

aprecierea oportunității organizării unui program de recuperare pentru întreaga clasă (dacă este cazul);

măsuri de sprijinire și recuperare pentru unii elevi.

Evaluarea cumulativă(sumativă) este mai complexă pentru că ea trebuie să furnizeze

informațiile relevante despre nivelul pregătirii elevilor (raportat la cerințele programelor analitice) la sfârșitul unei etape de instruire (semestru, an școlar, ciclu de școlaritate).

Deoarece evaluarea sumativă are loc după consumarea procesului de instruire, acesta nu mai poate fi ameliorat, chiar dacă este cazul. Neînsoțind procesul de instruire, secvență cu secvență, evaluarea sumativă nu permite ameliorarea lui decât după perioade relativ îndelungate, oferind informații pentru organizarea în perspectivă a acestui proces.

Evaluarea continuă (formativă) se caracterizează prin aceea că verificarea și aprecierea

sunt incluse în procesul de instruire. Își propune să evalueze performanțele tuturor elevilor privind întreg conținutul esențial al materiei parcurse în secvența respectivă. Verificând toți elevii din secvența propusă pentru învățare, evaluarea formativă permite cunoașterea, identificarea neajunsurilor, după fiecare secvență de instruire și, în consecință, adoptarea unor măsuri de recuperare față de unii elevi și de ameliorare a procesului privind eșecul.

Datorită acestor calități, evaluarea continuă este apreciată ca evaluare de progres.

Evaluarea formativă se poate realiza după o secvență de lecție, după o lecție integrală sau chiar după mai multe lecții. Aceasta se realizează în funcție de conținuturile instruirii, întrucât există obiective terminale care pot fi atinse după un ciclu de lecții, cât și comportamente care se formează și stabilizează într-un sistem de lecții.

Evaluarea continuă prezintă avantajul că se realizează un feed – back continuu, asigurând cunoașterea de către profesor și elevi a rezultatelor obținute.

Realizarea funcțiilor esențiale ale actului evaluativ în procesul de predare – învățare – evaluare a noțiunilor referitoare la echilibrul chimic și la factorii care îl influențează a presupus folosirea atât a formelor de evaluare inițială, a formelor de evaluare sumativă, cât și a evaluării formative, oferind-mi date necesare pentru îmbunătățirea sistemului de instruire.

Metode de evaluare

Strategia evaluării performanțelor elevilor cuprinde mai multe forme de verificare, metode și procedee de examinare. Acestea pot fi clasificate astfel[19]:

observarea curentă a comportamentului de învățare al elevilor;

diferite tipuri de probe (orale, scrise, practice);

analiza rezultatelor diverselor activități ale elevilor.

Observarea curentă a comportamentului elevilor în timpul orelor de chimie permite cunoașterea interesului lor pentru studiu , modul în care participă la activitățile experimentale și teoretice, calitatea răspunsurilor în cadrul dialogului frontal din timpul lecțiilor.

Examinarea orală este una dintre cele mai răspândite modalități de evaluare a elevilor.

Principalul avantaj al acestei metode îl constituie posibilitatea dialogului profesor – elev, în cadrul căruia profesorul își poate da seama nu doar despre „ce știe” elevul, ci și cum gândește el, cum se poate exprima, cum face față unor situații problematice diferite de cele întâlnite pe parcursul instruirii. Cu prilejul examinării orale, profesorul îi poate cere elevului să-și motiveze răspunsul la o anumită întrebare și să-l argumenteze, după cum el îl poate ajuta cu întrebări suplimentare atunci când se află în impas.

Metoda are însă și unele dezavantaje: este mare consumatoare de timp, care adesea lipsește profesorului de chimie.

Un alt dezavantaj este și acela referitor la posibilitatea de a selecționa, pentru toți elevii examinați, întrebări cu același grad de dificultate.

Pentru elev, apar și unele inconveniente care țin de sensibilitatea, de emotivitatea lui.

Examinarea prin probe scrise se realizează recurgându-se la mai multe tipuri de

lucrări:

probe scrise de control curent (extemporale) cuprinzând câteva întrebări din lecția curentă și care durează 10 – 15 minute;

lucrări de control la sfârșitul unui capitol, folosite mai ales în cazul în care se urmărește evaluarea continuă (formativă);

lucrări scrise semestriale, pregătite prin lecții de recapitulare și sinteză;

teste.

Prin această metodă se asigură uniformitatea subiectelor (ca întindere și ca uniformitate îndeosebi) pentru toți elevii supuși evaluării, ca și posibilitatea de a evalua un număr mai mare de elevi în același timp. Metoda îi avantajează pe elevii emotivi. Ca dezavantaje: la teste, de exemplu, elevii pot ghici răspunsurile la itemii cu alegere multiplă, la extemporale sau teze pot copia.

Indiferent de forma utilizată, în cazul probelor scrise este dificil de apreciat anumite răspunsuri, când acestea sunt incomplete sau formulate ambiguu, deoarece profesorul care corectează lucrarea nu-i poate cere lămuriri celui examinat.

În general, metoda nu oferă aceleași posibilități de investigare a pregătirii elevilor (cunoștințe, deprinderi, abilități, capacități, competențe) ca evaluarea orală.

Examinarea prin probe practice permite profesorului să constate la ce nivel și-au format și dezvoltat elevii anumite deprinderi practice, capacitatea de „a face” nu doar de „a ști”. Prin lecțiile de chimie se urmărește formarea deprinderilor practice de lucru în laborator.

Testele docimologice reprezintă o modalitate de examinare care cuprinde un set de probe sau întrebări (itemi) cu ajutorul cărora se verifică și se evaluează nivelul asimilărilor cunoștințelor și al capacităților de a opera cu ele, prin raportarea răspunsurilor la o scară – etalon de apreciere, elaborată anterior.

Metode alternative de evaluare

Referatul constituie una dintre alternativele utilizate pentru evaluare.

Portofoliul este un instrument de evaluare complex care include rezultatele obținute prin celelalte metode și tehnici de evaluare.

2.5. Concluzii

Desfășurarea experimentului și constatări

Experimentul didactic conceput și realizat în vederea confirmării ipotezei formulate în capitolul 2.1. s-a desfășurat pe parcursul anului școlar 2011-2012 la cele două grupe ale clasei a IX –a B. Testul aplicat la început de an școlar (Anexa 10) și a cărui rezultate sunt redate în tabelul următor:

Tabelul 2.1.

a oferit următoarele informații referitoare la cuantumul cunoștințelor și al operaționalității cunoștințelor și abilităților intelectuale ale elevilor testați:

niciun elev nu a reușit să se concentreze suficient pentru a rezolva în totalitate sarcinile formulate prin itemii testului;

un procent îngrijorător (aproximativ 25%) din elevii grupei a II – a nu au abilități de scriere a formulelor chimice;

un procent și mai îngrijorător (aproximativ 40%) din elevii grupei a II – a nu posedă deprinderi de scriere a ecuațiilor chimice;

doar un procent foarte mic (aproximativ10%) din subiecții testați știu să efectueze calcule chimice;

mulți elevi sunt nesiguri și manifestă reținere în afirmarea părerilor personale asupra fenomenelor chimice și operează greoi cu noțiunile acumulate.

Situația se explică prin faptul că această clasă fiind recent formată în urma repartizării computerizate a absolvenților de clasa a VIII – a, este eterogenă ca și compoziție (fiind formată din elevi proveniți de la mai multe școli) și eterogenă ca stiluri de învățare utilizate de elevi (pentru unii din ei – puțini la număr – învățarea la chimie constând în reproducerea fidelă de definiții și fenomene).

Pe baza datelor din tabelul 2.1. am construit diagrama de comparație (pentru grupele I și II) (Fig. 2.1.) iar apoi am întocmit graficul cu distribuția frecvenței notelor pentru cele două grupe. (Fig. 2.2.)

Fig. 2.1.

Fig.2.2.

Pornind de la aceste constatări am trecut la pregătirea fazei preexperimentale:

Am solicitat sprijinul psihologului școlar pentru aplicarea de teste psihopedagogice care să ofere informații privind tipul de personalitate, tipul de învățare predominant, nivelul aspirațiilor și al motivației învățării. Concluziile acestor teste psihopedagogice redate pe scurt sunt: în cadrul ambelor eșantioane s-au identificat diverse tipuri de inteligență dominantă (verbală, matematică, spațială sau vizuală, kinestezică, muzicală, interpersonală, naturistă), nu s-au constatat diferențe semnificative între cele două loturi în ceea ce privește procentajul diverselor tipuri de inteligență multiplă. De asemenea nu s-au constatat diferențe semnificative privind nivelul aspirațiilor elevilor din fiecare eșantion.

Am organizat un program diferențiat de recuperare a rămânerii în urmă a elevilor care nu au dovedit că posedă cunoștințe minime de reprezentare convențională a substanțelor și fenomenelor chimice prin formule respectiv ecuații, clasificări de substanțe și proprietățile de bază ale acestora.

Am proiectat primele unități de învățare: „Structura atomului”, „Proprietățile elementelor și sistemul periodic”, „Legături chimice”, „Starea gazoasă”, „Soluții”, „Echilibrul chimic”. Pentru unitățile de învățare „Structura atomului”, „Proprietățile elementelor și sistemul periodic”, „Legături chimice” am optat pentru metode de învățare tradiționale: conversație, rezolvare de exerciții, explicația, problematizarea, modelarea cu ajutorul animației oferite de multimedia (imagini preluate de pe internet și proiectate cu ajutorul videoproiectorului); iar pentru unitățile de învățare „Starea gazoasă” și „Soluții” am folosit predominant tehnologii moderne de învățare. Aceste unități de învățare au fost finalizate prin aplicarea unui test de evaluare sumativă pentru temele parcurse, dar care pentru experimentul propus constituie testul de evaluare inițială. (notat în continuare cu Ti) (Anexa 11). Acest test poate constitui pentru profesor un „test de progres” care să-l informeze asupra progresului realizat de elevii săi în urma experimentării strategiilor didactice folosite și totodată să fie punct de reper în aprecierea rezultatelor experimentului programat spre desfășurare. Rezultatele obținute de elevii celor două loturi la acest test pe care l-am considerat test inițial (notat în continuare cu Ti) pentru experimentul propus sunt redate în tabelul următor:

Tabelul 2.2.

Față de testul de la început de an școlar se observă că notele obținute de elevii celor două loturi nu oferă semnale că au apărut progrese semnificative. Procentul elevilor cu note de 5 și mai mari de 5 este de 76,47% (la grupa II) iar procentul elevilor cu note de 7 și mai mari de 7 este de 76,92% (la grupa I).

Am trecut la aplicarea experimentului. Pe baza inventarierii resurselor materiale și a mijloacelor tehnice ale școlii am proiectat activitățile de predare învățare și evaluare pentru temele care abordează conceptul de echilibru chimic (pag.86 – 99) și am desfășurat activitatea de predare – învățare – evaluare în conformitate cu această proiectare. Activitatea de predare – învățare s-a efectuat atât după metode tradiționale (insistând cu explicații, exerciții mai cu seamă în cazul elevilor din grupa a II-a) cât și cu ajutorul tehnologiilor moderne în însușirea conceptului de echilibru chimic. Pentru aprecierea eficienței tehnologiilor adoptate am optat pentru utilizarea informațiilor obținute în urma evaluării prin testul sumativ (notat cu Ts)(vezi Fișa de evaluare /pag126 – 128) aplicat după terminarea unității de învățare Echilibrul chimic. Rezultatele testării la finele acestei etape a experimentului sunt redate în următorul tabel:

Tabelul 2.3

.

Față de testul Ti se observă că notele obținute de elevii celor două grupe au un mic progres. Procentul elevilor cu note de 5 și mai mari de 5 este de 88,23% (la grupa II) față de 76,47% obținut la Ti iar procentul elevilor cu note de 7 și mai mari de 7 este de 84,61% (la grupa I).față de 76,92% obținut la Ti.

Pentru a putea urmări progresul realizat de fiecare elev al grupelor I și II am realizat următoarele tabele:

Studiu progres grupa I

Tabelul 2.4.

Din datele tabelului 2.4. am construit diagrama de comparație pentru studiul progresului realizat de elevii grupei I ( grupa I Ti; grupa I Ts); apoi am întocmit graficul frecvenței notelor.

Fig. 2.3.

Fig.2.4.

Studiu progres grupa II

Tabelul 2.5.

Din datele tabelului 2.5. am construit diagrama de comparație pentru studiul progresului realizat de elevii grupei II ( grupa II Ti; grupa II Ts); apoi am întocmit graficul frecvenței notelor.

Fig. 2.5.

Fig.2.6.

Interpretarea rezultatelor privind progresul grupei I:

Din analiza rezultatelor prezentate în tabelul 2.4., diagrama (Fig. 2.3.) și graficul (Fig. 2.4.) se constată următoarele aspecte privind progresul elevilor din grupa I:

numărul elevilor care au depășit baremul de realizare a competențelor (nota 6) este în

scădere față de Ti (de la 3 la 2);

numărul elevilor cu note peste 7 a crescut de la 7 la 8;

media notelor a crescut de la 7,07 la 7,15

Interpretarea rezultatelor privind progresul grupei II:

Din analiza rezultatelor prezentate în tabelul 2.5., diagrama (Fig. 2.5.) și graficul (Fig. 2.6.) se constată următoarele aspecte privind progresul elevilor din grupa II:

numărul elevilor care nu au depășit baremul minimal de realizare a competențelor

(nota 5) este în scădere față de testul inițial (de la 4 la 2);

numărul elevilor cu note de 5 și 6 a crescut ( de la 12 la 13);

numărul elevilor cu nota 7 a crescut de la 1 la 2;

media notelor a crescut de la 5,05 la 5,47.

Se observă o creștere a punctajelor obținute de către elevii celor două grupe, creștere

datorată în opinia mea următorilor factori (variabile dificil de controlat și măsurat):

stadiul de dezvoltare (trecerea de la copilărie la adolescență aduce cu sine și o schimbare în stilul de învățare – trecerea de la o învățare preponderent reproductivă la

o învățare logică);

depășirea „tracului emoțional” a începutului de ciclu curricular de către elevii nou

veniți și acomodarea acestora la cerințele școlii și ale profesorului;

influența pozitivă a dirigintelui și a părinților în sensul mobilizării afective a elevilor.

Confirmarea ipotezei reiese atât diagramele de comparație cât mai ales din graficele ce

reprezintă distribuția frecvenței notelor după experiment. Deplasarea clară spre dreapta a curbei ce reprezintă frecvența notelor pentru elevii celor două grupe dovedește eficiența strategiilor didactice folosite în însușirea conceptului de echilibru chimic.

ANEXE

Anexa 1

[H+] = [OH-] = 10-7

Se adaugă un Se adaugă o

acid a bază

Echilibru perturbat Echilibru perturbat

b b’

Legendă

H+

OH-

[H+] > 10-7 [H+] < 10-7

O nouă stare de echilibru O nouă stare de echilibru

c c’

MODELAREA VARIAȚIEI CONCENTRAȚIEI IONILOR DE HIDROGEN LA ADAOS DE ACID ȘI BAZĂ[8]

Anexa 2

pH-ul unor soluții de acizi și baze[8]

Anexa 3

Culoarea indicatorilor pentru domeniul de pH[8]

Anexa 4

Constante de ionizare ale acizilor și bazelor[8]

Anexa 5

Valorile [] în soluții acide[8]

Valorile [] în soluții bazice[8]

Anexa 6

Potențialele standard de oxidoreducere pentru ioni în soluții apoase de concentrație 1M la

t=25 0C[10]

Anexa 7

Produsele de solubilitate ale unor substanțe în mol/L, la temperatura de 25 0C[4]

Anexa 8

Repartiția acidului succinic în eter și apă la 20 0C[10]

Anexa 9

Reprezentarea stării de echilibru[6]

A

B

Legendă

A:

amestec inițial: 1 mol 1 mol – –

amestec final: 0,473 moli 0,473 moli 0,527 moli 0,527 moli

B:

amestec inițial: 1 mol 1 mol – –

amestec final: 0,527 moli 0,527 moli 0,473 moli 0,473 moli

Cele două transformări constituie o reacție reversibilă care se reprezintă prin ecuația chimică:

Anexa 10

LICEUL TEORETIC "TRAIAN VUIA" FAGET

DISCIPLINA : CHIMIE

Profesor: Alexandru Alexandra

Precizări referitoare la testul de evaluare inițială la disciplina Chimie

Testul de evaluare inițială la chimie, clasa a IX-a, pentru anul școlar 2011-2012, este propus pentru filiera teoretică, profil real, specializarea matematică-informatică.

Testul de evaluare inițială pentru clasa a IX-a evaluează competențele formate/ dezvoltate pe parcursul clasei a VIII-a în conformitate cu programa școlară de chimie, necesare demersului didactic desfășurat de către profesorul de chimie în clasa a IX-a.

Matricea de specificații este prezentată mai jos:

Competențele evaluate sunt:

1.1. Explicarea observațiilor în scopul identificării unor aplicații ale fenomenelor chimice.

2.1. Analizarea, interpretarea observațiilor/ datelor obținute prin activitate investigativă.

3.1. Demonstrarea legii conservării masei prin rezolvarea problemelor cantitative.

3.2. Rezolvarea de probleme în scopul aplicării regulilor/legilor în studierea reacțiilor chimice.

4.1. Comunicarea sub formă scrisă/ orală a rezultatelor unui demers de investigare folosind terminologia științifică.

Testul de evaluare inițială are două părți:

Partea I cuprinde itemi de tip obiectivi și itemi de tip semiobiectivi și are repartizate 40 de puncte.

Partea a II-a cuprinde itemi de tip subiectiv și are repartizate 50 de puncte.

Punctajul total acordat este de 90 de puncte, la care se adaugă 10 puncte din oficiu.

Durata testului este de 45 de minute.

TEST DE EVALUARE INIȚIALĂ

Anul școlar 2011-2012

Disciplina Chimie

Clasa a IX-a

Numele și prenumele elevului:____________________________

Data susținerii testului:____________________

• Pentru rezolvarea corectă a tuturor cerințelor din Partea I si din Partea a II-a se acordă 90 de puncte. Din oficiu se acordă 10 puncte.

• Timpul efectiv de lucru este de 45 minute.

PARTEA I (40 de puncte)

Se dau următoarele substanțe: oxigen, clorură de sodiu, acid azotic, oxid de calciu, sulfat de fier (II), acid sulfuric, azot, oxid de aluminiu, hidroxid de magneziu, azotat de potasiu, clorură de aluminiu. Completați următorul tabel după modelul:

Completați spațiile libere și denumiți reactanții și produșii de reacție. Precizați tipul fiecărei ecuații chimice.

a. NaOH + ………. Na2SO4 + …………

b. CaCO3 ………… + ……….

c. H2 + O2 ………….

d. Zn + ……….. ZnCl2 + H2

PARTEA II (50 de puncte)

Ce cantitate de NaOH este necesară pentru a neutraliza 200 g soluție

HCl 36,5 %?

Se dau masele atomice: ANa=23; AO=16; AH =1; ACl=35,5

BAREM DE EVALUARE ȘI DE NOTARE

• Se punctează oricare alte formulări/ modalități de rezolvare corectă a cerințelor.

• Nu se acordă punctaje intermediare, altele decât cele precizate explicit prin barem. Nu se acordă fracțiuni de punct.

• Se acordă 10 puncte din oficiu. Nota finală se calculează prin împărțirea punctajului total acordat pentru test la 10.

PARTEA I (40 de puncte):

1. 10x2p= 20p

Completați spațiile libere:

a. 2NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2H2O reacție de dublu schimb 5p

b. CaCO3 CaO + CO2 reacție de descompunere 5p

c. 2H2 + O2 2H2O reacție de combinare 5p

d. Zn + 2HCl ZnCl2 + H2 reacție de substituție 5p

NaOH hidroxid de sodiu H2O apă

H2SO4 acid sulfuric CaCO3 carbonat de calciu

Na2SO4 sulfat de sodiu CaO oxid de calciu

CO2 dioxid de carbon Zn zinc

H2 hidrogen HCl acid clorhidric

O2 oxigen ZnCl2 clorură de zinc

4x5p=20p

PARTEA a II-a (50 de puncte):

Ce cantitate de NaOH este necesară pentru a neutraliza 200 g soluție HCl 36,5 %?

g soluție HCl NaOH + HCl NaCl + H2O %

g HCl 25p

Din ecuația reacției chimice 80 g NaOH 25p

2X25 p=50p

Anexa 11

LICEUL TEORETIC "TRAIAN VUIA" FAGET

DISCIPLINA : CHIMIE

Profesor: Alexandru Alexandra

Precizări referitoare la testul de evaluare Ti la disciplina Chimie

Testul de evaluare Ti , la clasa a IX-a, pentru anul școlar 2011-2012,

este propus pentru filiera teoretică, profil real, specializarea matematică-informatică.

Testul evaluează competențele formate/ dezvoltate pe parcursul studiului unităților de

învățare: „Structura atomului”, „Proprietățile elementelor și sistemul periodic”, „Legături chimice”, „Starea gazoasă”, „Soluții”, în conformitate cu programa școlară de chimie, necesare demersului didactic desfășurat de către profesorul de chimie pentru studiul echilibrului chimic și a factorilor care îl influențează..

Matricea de specificații este prezentată mai jos:

Competențele evaluate sunt:

1.1. Descrierea comportării speciilor chimice studiate într-un context dat.

1.2. Diferențierea substanțelor chimice după natura interacțiunilor dintre atomi, ioni, molecule.

2.1. Efectuarea de investigații pentru evidențierea unor caracteristici, proprietăți, relații.

2.2. Colectarea informațiilor prin observări calitative și cantitative.

2.3. Formularea de concluzii folosind informațiile din surse de documentare, grafice, scheme,

date experimentale care să răspundă ipotezelor formulate.

3.1. Analizarea problemelor pentru a stabili contextul, relațiile relevante, etapele rezolvării.

3.2 Integrarea relațiilor matematice în rezolvarea de probleme.

4.1 Modelarea conceptelor, structurilor, relațiilor, proceselor, sistemelor.

4.2 Folosirea corectă a terminologiei specifice chimiei.

Testul de evaluare Ti are două părți:

Partea I cuprinde itemi de tip obiectivi și itemi de tip semiobiectivi și are repartizate 40 de puncte.

Partea a II-a cuprinde itemi de tip subiectivi și are repartizate 50 de puncte.

Punctajul total acordat este de 90 de puncte, la care se adaugă 10 puncte din oficiu.

Durata testului este de 45 de minute.

TEST Ti

Anul școlar 2011-2012

Disciplina Chimie

Clasa a IX-a

Numele și prenumele elevului:____________________________

Data susținerii testului:____________________

• Pentru rezolvarea corectă a tuturor cerințelor din Partea I si din Partea a II-a se acordă 90 de puncte. Din oficiu se acordă 10 puncte.

• Timpul efectiv de lucru este de 45 minute.

PARTEA I (40 de puncte)

Completați spațiile libere:

Învelișul de electroni al unui atom se ocupă cu electroni în ordinea …………… a energiei orbitalilor neocupați

Atomii metalelor ………. electroni și se transformă în ioni ………….. . Metalele sunt elemente cu caracter ……………………. .

Într-un ion negativ, numărul de electroni din învelișul de electroni este mai ………… decât numărul de protoni din nucleu.

Legătura covalentă se formează prin ……….. în comun de electroni, de regulă, între doi atomi de …………….. .

Soluția este un amestec ……………. de două sau mai multe substanțe.

Alegeți variantele corecte:

Ordinea crescătoare a energiei substraturilor din primele trei straturi electronice este:

3p, 3s, 2p, 2s, 1s;

1s, 2s, 3s, 3p;

1s, 2p, 2s, 3p, 3s.

Grupa este șirul orizontal/vertical din tabelul periodic format din elemente ale căror atomi au același număr de electroni pe ultimul strat/straturi ocupate cu electroni.

Caracterul electronegativ reprezintă proprietatea atomilor de a accepta/ceda electroni și de a forma ioni pozitivi/negativi.

În grupă, razele atomice cresc/scad de sus în jos odată cu creșterea/scăderea numărului de straturi ocupate cu electroni.

legătura ionică se stabilește între atomii unui metal cu electronegativitate mică/mare și atomii unui nemetal cu electronegativitate mare/mică.

Elementul siliciu are numărul atomic Z = 14. Indicați:

configurația electronică a atomului de siliciu;

numărul de straturi și numărul de substraturi ocupate cu electroni;

numărul de electroni de pe ultimul strat;

numărul de electroni necuplați.

Se consideră compușii: Al2O3, CaO, FeCl3, H2O, HCl, KOH, H2S, SO3. Indicați compușii ionici și arătați din ce clasă de compuși anorganici fac parte.

PARTEA II (50 de puncte)

Ce volum ocupă, la 327 0C și 300 atm, 2800 kg azot molecular ?

Calculați care este concentrația molară a unei soluții ce conține 4g NaOH dizolvate în 250 cm3 de soluție.

BAREM DE EVALUARE ȘI DE NOTARE

• Se punctează oricare alte formulări/ modalități de rezolvare corectă a cerințelor.

• Nu se acordă punctaje intermediare, altele decât cele precizate explicit prin barem. Nu se acordă fracțiuni de punct.

• Se acordă 10 puncte din oficiu. Nota finală se calculează prin împărțirea punctajului total acordat pentru test la 10.

PARTEA I (40 de puncte):

5 X 2p = 10p

crescătoare

cedează

pozitivi

electropozitiv

mare

punere

nemetal

omogen

5 X 2p = 10p

B

vertical

elemente ale căror atomi au același număr de electroni pe ultimul strat

acceptă

negativi

cresc

creșterea

mică

mare

10p

1s2 2s2 2p6 3s2 3p2

3 straturi

5 substraturi

4 electroni

2 electroni

10p

Al2O3, CaO oxizi

FeCl3 sare

KOH bază

PARTEA II (50 de puncte)

25p

25p

l

BIBLIOGRAFIE

Akopian A. A., Termodinamica chimică, Editura Didactică și Pedagogică, București, 1968, p. 8

Daneș F., Daneș S., Echilibrul chimic și calcularea lui, Editura Tehnică, București, 1983, p.9, p.12

Cădariu I., Chimie fizică, Editura Didactică și Pedagogică, București, 1975

p.8

Ionescu C., Chimie fizică, Editura Didactică și Pedagogică, București, 1973 p.10, p.13

Peter Atkins and Julio de Paula, Atkins' Physical Chemistry, 8th ed. Oxford Univ. Press, 2006

Bourceanu M., Chimie. Termodinamica chimica, cinetica, electrochimie, Editura Matrixrom, București, 2008, p.11, p. 12, p.82, p.93

Davidescu C., Păcurariu C., Curs de chimie fizică, Centrul de Multiplicare al Institutului Politehnic „Traian Vuia” Timișoara, 1990, p.185, p.193

Mihăilă V., Moraru M.,Cantemir Ghe., Compendiu de chimie pentru Bac, Admitere, Examene de grad, Editura Teora, București, 2009, p.83, p.98, p.123, p.127, p.135, p.142

Vîlcu R., Termodinamică chimică, Editura Tehnică, București, 1994, p.7, p.36, p.83, p.89, p.91, p.102

Sternberg S., Landauer O., Mateescu C., Geană D., Vișan T., Chimie fizică, Editura Didactică și Pedagogică, București, 1981, p.187, p.195

Zsakó I., Chimie fizică, Editura Didactică și Pedagogică, București, 1973

Nenițescu C. D., Chimie generală, Editura Didactică și Pedagogică, București, 1975

Chiriac A., Isac D., Iagher R., Isacu M., Pitulice M., Chimie, formare inițială și continuă, Editura Universității de Vest, Timișoara, 2002, p.63

Chiriac A., Isac D., Iagher R., Isacu M., Pitulice M., Chimie. Activități de învățare, Editura Mirton, Timișoara, 2005, p.42

Colectiv – Coordonator Consiliul Național pentru Curriculum: Programa Școlară pentru clasa a IX – a, București, 2009

Dobre M., Nenciulescu S., Nistor M., Șaramet R., Ursea L., Ghid de evaluare la chimie, SNEE, București 1999, p.85

Cucoș C., Pedagogie , Editura Polirom, Iași, 1996

Fătu S., Jinga J., Învățarea eficientă a conceptelor fundamentale de chimie, Editura Corint, București, 1997

Fătu S., Metodica predării chimiei în liceu, Editura Corint, București, 1998

Isac D., Metodica predării chimiei, Editura Mirton, Timișoara,1998

BIBLIOGRAFIE

Akopian A. A., Termodinamica chimică, Editura Didactică și Pedagogică, București, 1968, p. 8

Daneș F., Daneș S., Echilibrul chimic și calcularea lui, Editura Tehnică, București, 1983, p.9, p.12

Cădariu I., Chimie fizică, Editura Didactică și Pedagogică, București, 1975

p.8

Ionescu C., Chimie fizică, Editura Didactică și Pedagogică, București, 1973 p.10, p.13

Peter Atkins and Julio de Paula, Atkins' Physical Chemistry, 8th ed. Oxford Univ. Press, 2006

Bourceanu M., Chimie. Termodinamica chimica, cinetica, electrochimie, Editura Matrixrom, București, 2008, p.11, p. 12, p.82, p.93

Davidescu C., Păcurariu C., Curs de chimie fizică, Centrul de Multiplicare al Institutului Politehnic „Traian Vuia” Timișoara, 1990, p.185, p.193

Mihăilă V., Moraru M.,Cantemir Ghe., Compendiu de chimie pentru Bac, Admitere, Examene de grad, Editura Teora, București, 2009, p.83, p.98, p.123, p.127, p.135, p.142

Vîlcu R., Termodinamică chimică, Editura Tehnică, București, 1994, p.7, p.36, p.83, p.89, p.91, p.102

Sternberg S., Landauer O., Mateescu C., Geană D., Vișan T., Chimie fizică, Editura Didactică și Pedagogică, București, 1981, p.187, p.195

Zsakó I., Chimie fizică, Editura Didactică și Pedagogică, București, 1973

Nenițescu C. D., Chimie generală, Editura Didactică și Pedagogică, București, 1975

Chiriac A., Isac D., Iagher R., Isacu M., Pitulice M., Chimie, formare inițială și continuă, Editura Universității de Vest, Timișoara, 2002, p.63

Chiriac A., Isac D., Iagher R., Isacu M., Pitulice M., Chimie. Activități de învățare, Editura Mirton, Timișoara, 2005, p.42

Colectiv – Coordonator Consiliul Național pentru Curriculum: Programa Școlară pentru clasa a IX – a, București, 2009

Dobre M., Nenciulescu S., Nistor M., Șaramet R., Ursea L., Ghid de evaluare la chimie, SNEE, București 1999, p.85

Cucoș C., Pedagogie , Editura Polirom, Iași, 1996

Fătu S., Jinga J., Învățarea eficientă a conceptelor fundamentale de chimie, Editura Corint, București, 1997

Fătu S., Metodica predării chimiei în liceu, Editura Corint, București, 1998

Isac D., Metodica predării chimiei, Editura Mirton, Timișoara,1998

ANEXE

Anexa 1

[H+] = [OH-] = 10-7

Se adaugă un Se adaugă o

acid a bază

Echilibru perturbat Echilibru perturbat

b b’

Legendă

H+

OH-

[H+] > 10-7 [H+] < 10-7

O nouă stare de echilibru O nouă stare de echilibru

c c’

MODELAREA VARIAȚIEI CONCENTRAȚIEI IONILOR DE HIDROGEN LA ADAOS DE ACID ȘI BAZĂ[8]

Anexa 2

pH-ul unor soluții de acizi și baze[8]

Anexa 3

Culoarea indicatorilor pentru domeniul de pH[8]

Anexa 4

Constante de ionizare ale acizilor și bazelor[8]

Anexa 5

Valorile [] în soluții acide[8]

Valorile [] în soluții bazice[8]

Anexa 6

Potențialele standard de oxidoreducere pentru ioni în soluții apoase de concentrație 1M la

t=25 0C[10]

Anexa 7

Produsele de solubilitate ale unor substanțe în mol/L, la temperatura de 25 0C[4]

Anexa 8

Repartiția acidului succinic în eter și apă la 20 0C[10]

Anexa 9

Reprezentarea stării de echilibru[6]

A

B

Legendă

A:

amestec inițial: 1 mol 1 mol – –

amestec final: 0,473 moli 0,473 moli 0,527 moli 0,527 moli

B:

amestec inițial: 1 mol 1 mol – –

amestec final: 0,527 moli 0,527 moli 0,473 moli 0,473 moli

Cele două transformări constituie o reacție reversibilă care se reprezintă prin ecuația chimică:

Anexa 10

LICEUL TEORETIC "TRAIAN VUIA" FAGET

DISCIPLINA : CHIMIE

Profesor: Alexandru Alexandra

Precizări referitoare la testul de evaluare inițială la disciplina Chimie

Testul de evaluare inițială la chimie, clasa a IX-a, pentru anul școlar 2011-2012, este propus pentru filiera teoretică, profil real, specializarea matematică-informatică.

Testul de evaluare inițială pentru clasa a IX-a evaluează competențele formate/ dezvoltate pe parcursul clasei a VIII-a în conformitate cu programa școlară de chimie, necesare demersului didactic desfășurat de către profesorul de chimie în clasa a IX-a.

Matricea de specificații este prezentată mai jos:

Competențele evaluate sunt:

1.1. Explicarea observațiilor în scopul identificării unor aplicații ale fenomenelor chimice.

2.1. Analizarea, interpretarea observațiilor/ datelor obținute prin activitate investigativă.

3.1. Demonstrarea legii conservării masei prin rezolvarea problemelor cantitative.

3.2. Rezolvarea de probleme în scopul aplicării regulilor/legilor în studierea reacțiilor chimice.

4.1. Comunicarea sub formă scrisă/ orală a rezultatelor unui demers de investigare folosind terminologia științifică.

Testul de evaluare inițială are două părți:

Partea I cuprinde itemi de tip obiectivi și itemi de tip semiobiectivi și are repartizate 40 de puncte.

Partea a II-a cuprinde itemi de tip subiectiv și are repartizate 50 de puncte.

Punctajul total acordat este de 90 de puncte, la care se adaugă 10 puncte din oficiu.

Durata testului este de 45 de minute.

TEST DE EVALUARE INIȚIALĂ

Anul școlar 2011-2012

Disciplina Chimie

Clasa a IX-a

Numele și prenumele elevului:____________________________

Data susținerii testului:____________________

• Pentru rezolvarea corectă a tuturor cerințelor din Partea I si din Partea a II-a se acordă 90 de puncte. Din oficiu se acordă 10 puncte.

• Timpul efectiv de lucru este de 45 minute.

PARTEA I (40 de puncte)

Se dau următoarele substanțe: oxigen, clorură de sodiu, acid azotic, oxid de calciu, sulfat de fier (II), acid sulfuric, azot, oxid de aluminiu, hidroxid de magneziu, azotat de potasiu, clorură de aluminiu. Completați următorul tabel după modelul:

Completați spațiile libere și denumiți reactanții și produșii de reacție. Precizați tipul fiecărei ecuații chimice.

a. NaOH + ………. Na2SO4 + …………

b. CaCO3 ………… + ……….

c. H2 + O2 ………….

d. Zn + ……….. ZnCl2 + H2

PARTEA II (50 de puncte)

Ce cantitate de NaOH este necesară pentru a neutraliza 200 g soluție

HCl 36,5 %?

Se dau masele atomice: ANa=23; AO=16; AH =1; ACl=35,5

BAREM DE EVALUARE ȘI DE NOTARE

• Se punctează oricare alte formulări/ modalități de rezolvare corectă a cerințelor.

• Nu se acordă punctaje intermediare, altele decât cele precizate explicit prin barem. Nu se acordă fracțiuni de punct.

• Se acordă 10 puncte din oficiu. Nota finală se calculează prin împărțirea punctajului total acordat pentru test la 10.

PARTEA I (40 de puncte):

1. 10x2p= 20p

Completați spațiile libere:

a. 2NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2H2O reacție de dublu schimb 5p

b. CaCO3 CaO + CO2 reacție de descompunere 5p

c. 2H2 + O2 2H2O reacție de combinare 5p

d. Zn + 2HCl ZnCl2 + H2 reacție de substituție 5p

NaOH hidroxid de sodiu H2O apă

H2SO4 acid sulfuric CaCO3 carbonat de calciu

Na2SO4 sulfat de sodiu CaO oxid de calciu

CO2 dioxid de carbon Zn zinc

H2 hidrogen HCl acid clorhidric

O2 oxigen ZnCl2 clorură de zinc

4x5p=20p

PARTEA a II-a (50 de puncte):

Ce cantitate de NaOH este necesară pentru a neutraliza 200 g soluție HCl 36,5 %?

g soluție HCl NaOH + HCl NaCl + H2O %

g HCl 25p

Din ecuația reacției chimice 80 g NaOH 25p

2X25 p=50p

Anexa 11

LICEUL TEORETIC "TRAIAN VUIA" FAGET

DISCIPLINA : CHIMIE

Profesor: Alexandru Alexandra

Precizări referitoare la testul de evaluare Ti la disciplina Chimie

Testul de evaluare Ti , la clasa a IX-a, pentru anul școlar 2011-2012,

este propus pentru filiera teoretică, profil real, specializarea matematică-informatică.

Testul evaluează competențele formate/ dezvoltate pe parcursul studiului unităților de

învățare: „Structura atomului”, „Proprietățile elementelor și sistemul periodic”, „Legături chimice”, „Starea gazoasă”, „Soluții”, în conformitate cu programa școlară de chimie, necesare demersului didactic desfășurat de către profesorul de chimie pentru studiul echilibrului chimic și a factorilor care îl influențează..

Matricea de specificații este prezentată mai jos:

Competențele evaluate sunt:

1.1. Descrierea comportării speciilor chimice studiate într-un context dat.

1.2. Diferențierea substanțelor chimice după natura interacțiunilor dintre atomi, ioni, molecule.

2.1. Efectuarea de investigații pentru evidențierea unor caracteristici, proprietăți, relații.

2.2. Colectarea informațiilor prin observări calitative și cantitative.

2.3. Formularea de concluzii folosind informațiile din surse de documentare, grafice, scheme,

date experimentale care să răspundă ipotezelor formulate.

3.1. Analizarea problemelor pentru a stabili contextul, relațiile relevante, etapele rezolvării.

3.2 Integrarea relațiilor matematice în rezolvarea de probleme.

4.1 Modelarea conceptelor, structurilor, relațiilor, proceselor, sistemelor.

4.2 Folosirea corectă a terminologiei specifice chimiei.

Testul de evaluare Ti are două părți:

Partea I cuprinde itemi de tip obiectivi și itemi de tip semiobiectivi și are repartizate 40 de puncte.

Partea a II-a cuprinde itemi de tip subiectivi și are repartizate 50 de puncte.

Punctajul total acordat este de 90 de puncte, la care se adaugă 10 puncte din oficiu.

Durata testului este de 45 de minute.

TEST Ti

Anul școlar 2011-2012

Disciplina Chimie

Clasa a IX-a

Numele și prenumele elevului:____________________________

Data susținerii testului:____________________

• Pentru rezolvarea corectă a tuturor cerințelor din Partea I si din Partea a II-a se acordă 90 de puncte. Din oficiu se acordă 10 puncte.

• Timpul efectiv de lucru este de 45 minute.

PARTEA I (40 de puncte)

Completați spațiile libere:

Învelișul de electroni al unui atom se ocupă cu electroni în ordinea …………… a energiei orbitalilor neocupați

Atomii metalelor ………. electroni și se transformă în ioni ………….. . Metalele sunt elemente cu caracter ……………………. .

Într-un ion negativ, numărul de electroni din învelișul de electroni este mai ………… decât numărul de protoni din nucleu.

Legătura covalentă se formează prin ……….. în comun de electroni, de regulă, între doi atomi de …………….. .

Soluția este un amestec ……………. de două sau mai multe substanțe.

Alegeți variantele corecte:

Ordinea crescătoare a energiei substraturilor din primele trei straturi electronice este:

3p, 3s, 2p, 2s, 1s;

1s, 2s, 3s, 3p;

1s, 2p, 2s, 3p, 3s.

Grupa este șirul orizontal/vertical din tabelul periodic format din elemente ale căror atomi au același număr de electroni pe ultimul strat/straturi ocupate cu electroni.

Caracterul electronegativ reprezintă proprietatea atomilor de a accepta/ceda electroni și de a forma ioni pozitivi/negativi.

În grupă, razele atomice cresc/scad de sus în jos odată cu creșterea/scăderea numărului de straturi ocupate cu electroni.

legătura ionică se stabilește între atomii unui metal cu electronegativitate mică/mare și atomii unui nemetal cu electronegativitate mare/mică.

Elementul siliciu are numărul atomic Z = 14. Indicați:

configurația electronică a atomului de siliciu;

numărul de straturi și numărul de substraturi ocupate cu electroni;

numărul de electroni de pe ultimul strat;

numărul de electroni necuplați.

Se consideră compușii: Al2O3, CaO, FeCl3, H2O, HCl, KOH, H2S, SO3. Indicați compușii ionici și arătați din ce clasă de compuși anorganici fac parte.

PARTEA II (50 de puncte)

Ce volum ocupă, la 327 0C și 300 atm, 2800 kg azot molecular ?

Calculați care este concentrația molară a unei soluții ce conține 4g NaOH dizolvate în 250 cm3 de soluție.

BAREM DE EVALUARE ȘI DE NOTARE

• Se punctează oricare alte formulări/ modalități de rezolvare corectă a cerințelor.

• Nu se acordă punctaje intermediare, altele decât cele precizate explicit prin barem. Nu se acordă fracțiuni de punct.

• Se acordă 10 puncte din oficiu. Nota finală se calculează prin împărțirea punctajului total acordat pentru test la 10.

PARTEA I (40 de puncte):

5 X 2p = 10p

crescătoare

cedează

pozitivi

electropozitiv

mare

punere

nemetal

omogen

5 X 2p = 10p

B

vertical

elemente ale căror atomi au același număr de electroni pe ultimul strat

acceptă

negativi

cresc

creșterea

mică

mare

10p

1s2 2s2 2p6 3s2 3p2

3 straturi

5 substraturi

4 electroni

2 electroni

10p

Al2O3, CaO oxizi

FeCl3 sare

KOH bază

PARTEA II (50 de puncte)

25p

25p

l