Experimente Chimice Demonstrative Si Frontale la Unitatea de Invatare Baze
LUCRARE METODICO – ȘTIINȚIFICĂ
PENTRU OBȚINEREA GRADULUI DIDACTIC I ÎN ÎNVĂȚĂMÂNT
Experimente chimice demonstrative și frontale la unitatea de învățare “Baze”
CUPRINS
INTRODUCERE
CAPITOLUL I: TEORII ASUPRA ACIZILOR ȘI BAZELOR
I.1. Teoria lui Arrhenius
I.2. Teoria protolitică
I.3. Teoria sistemelor dizolvant
I.4. Teoria electronică
I.5. Teoria energostructurală
I.6. Alte teorii
I.7. Teoria acizilor și bazelor dure și moi a lui Pearson
CAPITOLUL II: TĂRIA BAZELOR
II.1. Disocierea bazelor mono și polivalente
II.2. Efectul solvenților asupra tăriei bazelor
II.3. Variația tăriei bazelor în funcție de poziția metalului în sistemul periodic
II.4. pH-ul soluției, constant de bazicitate
II.5. Soluții tampon și indicatori
CAPITOLUL III: OBȚINERE, STRUCTURĂ, PROPRIETĂȚI ALE BAZELOR
III.1. Noțiuni generale ale hidroxizilor metalici; clasificare
III.2. Hidroxizi bazici
III.2.1. Metode de obținere a hidroxizilor bazici
III.2.2.Structura hidroxizilor bazici
III.2.3. Proprietăți fizice și chimice ale hidroxizilor bazici
III.3. Hidroxizi amfoteri (metode de obținere, structură și proprietăți)
III.4. Oxihidroxizi (obținere, structură, proprietăți)
III.5. Hidroxizi complecși
III.6. Întrebuințări
CAPITOLUL IV: METODE DE ÎNVĂȚĂMÂNT UTILIZATE ÎN PROCESUL DE PREDARE – ÎNVĂȚARE A CHIMIEI
CAPITOLUL V: EXPERIMENTUL CHIMIC
V.1. Rolul experimentului de laborator
V.2. Accesibilitatea noțiunilor la unitatea de învățare Baze prin experiment -aspect teoretic/experimental de laborator
CAPITOLUL VI: PROIECTAREA ACTIVITĂȚII DIDACTICE
CAPITOLUL VII: FIȘE DE LUCRU ȘI TESTE DE EVALUARE
ARGUMENT
Lucrarea de față se vrea a fi un instrument ajutător la înțelegerea și aplicarea conceptelor cercetate la clasă de către elevi. Pe baza opiniilor și a exemplelor prezentate voi urmări conștientizarea elevilor în legătură cu importanța chimiei.
De noi depinde găsirea strategiei optime de motivare a elevului în funcție de treapta motivațională la care este acesta sensibil, de felul în care își evaluează propria capacitate de efort și de încredere în forțele proprii. Avem privilegiul și datoria să contribuim la formarea unor personalități, a unor adulți competitivi și trebuie să o facem cât mai bine.
Lucrarea se va axa pe îmbinarea didacticii moderne cu metodele tradiționale, pentru că numai în acest fel elevul își poate dezvolta creativitatea și originalitatea, învață să coopereze în rezolvarea problemelor și a sarcinilor de lucru.
Învățarea prin metode moderne se realizează prin cooperare, are loc predominant prin formarea de competențe și deprinderi practice și mai puțin sau chiar deloc prin memorare și reproducere de conoștințe.
Ținând cont că la folosirea metodelor moderne de predare – învățare se impune utilizarea metodelor alternative de evaluare, trebuie să ținem seama de faptul că evaluarea în prezent vizează progresul de învățare la fiecare elev.
De fapt, diferența dintre didactica tradițională și modernă constă în modul de concepere și organizare a situațiilor de învățare (riguros dirijate în primul caz și având autonomie de diferite grade în al doilea caz).
Altfel spus, profesorul eficace este acela care știe să selecționeze, să combine, să varieze diferite modele, alegând strategii adecvate.
În predarea – învățarea științelor, deci și a chimiei, trebuie să se selecteze acele metode care se bazează pe cunoașterea lumii înconjurătoare prin observare și investigare.
Pe lângă metodele tradiționale, vor fi folosite la clasă și metode moderne, centrate pe elev, care reușesc să motiveze elevii pentru activitățile la care participă și care s-au dovedit a fi un real succes.
Se va încerca prezentarea tutror acestor metode cu avantajele lor, cu etapele de lucru, iar la final vor fi expluse în exemple concrete în cadrul unor lecții despre baze.
Ne propunem să concepem o lucrare care va putea fi folosită cu succes la clasele de gimnaziu și a IX-a, filieră tehnologică și care va conține informații sistematizate, fișe de activitate experimentale, fișe de lucru și teste de evaluare.
INTRODUCERE
În secolul al XVII-lea a fost introdus conceptul de acid (lat. acidus = acru) de către introchimistul O.Tachenius, care a arătat că în reacția dintre un acid și o bază formează o sare.
Alcalii au fost denumiți de alchimiști al kaljum, cenușă de vegetale, substanță care are gust leșietic.
Între anii 1703-1770 G.F.Rouelle a definit baza ca substanță capabilă să reacționeze cu un acid. Lavoisier în anul 1775 arată că oxigenul este elementul comun al acizilor (oxys = acid,genesis = generare) care reacționează cu metalele, iar Davy consideră că orice acid conține hidrogen.
Liebig introduce pentru prima dată conceptul protonic de acid pentru a descrie capacitatea acizilor de a elibera H2 în reacții cu metalele.
CAPITOLUL I
TEORII ASUPRA ACIZILOR ȘI BAZELOR
Generalități
Din cele mai vechi timpuri, acizii și bazele s-au deosebit de celelalte substanțe, prin proprietățile lor caracteristice: gust acru (acizii) și capacitatea de a schimba culoarea unor coloranți naturali (turnesol, extracția de viorea), bazele având proprietăți opuse, proprietățile lor slăbesc efectul acizilor, iar în anumite proporții îl anihilează.
Primul acid obținut de om, acidul acetic, prin fermentarea naturală a alcoolului, a fost cunoscut încă din antichitate. Odată cu secolul al IX-lea, s-au descoperit acizii minerali: acidul azotic, acidul sulfuric și clorhidric. Dintre baze, carbonatul de potasiu a fost preparat prin leșierea cenușei cu apă sau prin arderea tartrului, iar carbonatul de sodiu s-a obținut din apa unor lacuri.
În procesul de dezvoltare a cunoștințelor din sfera chimiei, s-au accentuat rolul și importanța acizilor și bazelor în procesele chimice. S-a constatat că un număr mare de reacții sunt de natură acido-bazică. Concepțiile despre acizi și baze, încercările de a explica proprietățile lor, au constituit și constituie unul dintre cele mai importante subiecte ale chimiei.
În timp, au fost elaborate o seamă de teorii cu privire la acizi și baze, fiecare reflectând anumite proprietăți ale acestor substanțe.
I.1. TEORIA LUI ARRHENIUS
Teoria lui Arrhenius (1887) are la bază teoria disocierii electrolitice, conform căreia acizii sunt substanțe care în soluție apoasă disociază, dând naștere la protoni H+, iar bazele pun în libertate ioni de hidroxil OH-.
Acizii sunt așadar electroliți al căror cation este protonul H+, iar bazele au drept anion comun ionul de OH-. Ionii de tip H+ și HO- sunt cei care determină carcaterul acid sau bazic al unei substanțe.
Se consideră că substanțele amfotere se comportă atât ca acizi, cât și ca baze, iar în contextul disocierii sunt capabile sa elibereze ioni de H+ sau OH-. Prin urmare, substanțe ca: Zn(OH)2, Al(OH)3, Pb(OH)2, Sn(OH)2, Cr(OH)3 poartă denumirea de amfoliți; în soluțiile lor apoase se stabilesc echilibre, ele putând disocia în ambele sensuri.
Apa este un amfolit, deoarece la disociere se formează atât ioni de H+ cât și de OH-:
Teoria lui Arrhenius se sprijină pe următoarele idei-nucleu:
• soluțiile acide conțin exces de ioni de H+;
• soluțiile bazice conțin exces de ioni de OH-;
• apa are caracter amfoter ca urmare a autodisocierii: H2O ↔H+ +OH-;
• reacția de neutralizare este o reacție dintre H+ și OH- cu formare de apă: H+ +OH- = H2O
H2SO4 + KOH = K2SO4 + H2O
În urma acestei teorii, poate fi formulată ideea că tăria acizilor și bazelor este stabilită de regula: un acid sau o bază mai tare deplasează un acid sau o bază mai slabă din sărurile lor:
Na2CO3 + 2 HCl = 2 NaCl + H2CO3
În cazul unor reacții, diferența de tărie nu mai poate exolica o serie de reacții de deplasare cum ar fi: acizii mai puțin volatili (H2SO4, H3PO4) deplasează acizii mai volatili (HCl, HNO3), chiar dacă cei din urmă sunt tot acizi tari.
Pentru aprecierea tăriei acizilor și bazelor S. Arrhenius vorbește de un concept pe care îl numește de grad de disociere (α):
Mărimea α variază între 0 și 1 (0 % – 100%), iar în funcție de valoarea lui avem două categorii de acizi și baze:
acizi tari și baze tari: 0,03 < α < 1 (H2SO4, HCl, HNO3, NaOH, KOH, Ca(OH)2, etc.)
acizi slabi și baze slabe: 0 < α < 0,03 (HCN, CH3COOH, H2CO3, NH4OH, Al(OH)3, etc.)
Această teorie s-a dezvoltat limitându-se doar la soluțiile apoase, neputând explica comportarea ca acizi sau baze a unor substanțe în absența apei.
I.2. TEORIA PROTOLITICĂ
Studierea unui număr mare de reacții acido-bazice i-a determinat pe Brönsted și Lowry să emită în 1923 o nouă teorie, afirmând că esența funcției acido-bazice este transferul de protoni de la o particulă la alta. Teoria este cunoscută sub denumirea de teoria protolitică a acizilor și bazelor sau teoria Bronsted-Lowry și definește noțiunea de acid fiind o substanță care cedează protoni, în vreme ce baza reprezintă o substanță ce permite acceptarea de protoni:
a b + H+
b+H+ a
Cele două procese sunt caracterizate de constanta de aciditate respectiv bazicitate:
Constantele Ka' Kb' sunt integrate în relația Ka' • Kb' = l.
Acidul a prin cedare de H+ se transformă în baza b, iar aceasta prin acceptare de H+ se transformă în acidul a. Perechea de acid și bază formează un sistem acid-bază simplu, conjugat sau corespondent. Acidului a îi corespunde baza conjugată b iar acesteia acidul conjugat a.
Funcția acido-bazică permite cedarea și acceptarea de protoni, iar elementele componente ale acesteia – acizii și bazele- poartă denumirea de protoliți. Spre exemplu, H2 SO4 cedează cei doi protoni în două etape conform proceselor:
a b
a b
În cazul apei sau a ionului de NH4+ au loc procesele:
a b
a b
Protoliții sunt așadar molecule neutre, cationi sau anioni. Astfel conform teoriei protolitice, acizii și bazele se clasifică conform tabelului 1.1.
Tabel 1.1. Clasificarea acizilor și bazelor conform teoriei protolitice
Relația dintre tăria acidului și a bazei sale conjugate este formulată astfel: tăria acidului este direct proporțională cu tăria bazei conjugate.
Se numesc amfoliți ionii sau moleculele care pot pierde sau accepta protoni simultan, manifestând atât proprietăți acide cât și bazice. Astfel H2O sau ionii: HCO3- ,HSO4-, H2N-+NH3 sunt amfoliți.
Teoria lui Brönsted – Lowry este reprezentată de ecuația: . Conform acestei ecuații orice echilibru acido-bazic se stabilește în urma transferului protonului între două sisteme protolitice simple. Echilibrul este cunoscut sub denumirile de echilibru protolitic, reacție protolitică sau cu transfer de protoni. Cele două perechi de acizi și baze conjugate constituie un sistem acido-bazic dublu. Constanta de echilibru a reacției de mai sus se numește constantă de protoliză și este dată de relația:
Un acid se va manifesta ca atare numai într-un solvent care este capabil să accepte H+, fiind deci o bază, iar o bază se va manifesta ca atare numai într-un acid. Dizolvând acidul acetic în apă are loc următoarea reacție protolitică:
CH 3 – COOH + H2O CH3 – COO- + H3O
al b2 bl a2
Pentru o soluție diluată în care activitățile pot fi egalate cu concentrațiile, constanta de protoliză va fi:
Ținând cont de expresia constantei de aciditate, Ka, este valabilă relația: Ka = [H2O]∙ Kp. În soluții diluate [H2O] = 55,5 moli/l Ka = 55,5 • Kp. Deci constanta de disociere a acidului este de 55,5 ori mai mare decât constanta de protoliză. Nu numai disocierea unui acid în apă este o reacție protolitică, ci și disocierea unei baze:
bl a2 al b2
Confruntând cele două reacții se observă caracterul amfoter al apei, în primul caz are rol de bază, în al doilea caz de acid.
Teoria protolitică definește și reacția de neutralizare, aceasta fiind reacția între ionii H3O+ și OH- :
stei ecuații orice echilibru acido-bazic se stabilește în urma transferului protonului între două sisteme protolitice simple. Echilibrul este cunoscut sub denumirile de echilibru protolitic, reacție protolitică sau cu transfer de protoni. Cele două perechi de acizi și baze conjugate constituie un sistem acido-bazic dublu. Constanta de echilibru a reacției de mai sus se numește constantă de protoliză și este dată de relația:
Un acid se va manifesta ca atare numai într-un solvent care este capabil să accepte H+, fiind deci o bază, iar o bază se va manifesta ca atare numai într-un acid. Dizolvând acidul acetic în apă are loc următoarea reacție protolitică:
CH 3 – COOH + H2O CH3 – COO- + H3O
al b2 bl a2
Pentru o soluție diluată în care activitățile pot fi egalate cu concentrațiile, constanta de protoliză va fi:
Ținând cont de expresia constantei de aciditate, Ka, este valabilă relația: Ka = [H2O]∙ Kp. În soluții diluate [H2O] = 55,5 moli/l Ka = 55,5 • Kp. Deci constanta de disociere a acidului este de 55,5 ori mai mare decât constanta de protoliză. Nu numai disocierea unui acid în apă este o reacție protolitică, ci și disocierea unei baze:
bl a2 al b2
Confruntând cele două reacții se observă caracterul amfoter al apei, în primul caz are rol de bază, în al doilea caz de acid.
Teoria protolitică definește și reacția de neutralizare, aceasta fiind reacția între ionii H3O+ și OH- :
al b2 a2 bl
Molecule identice intră într-o relația numită autoprotoliză sau reacție de autoprotoliză.
În cazul apei reacția de autoprotoliză este:
În cazul amoniacului:
În cazul acidului acetic:
În cazul alcoolului etilic:
În general pentru un solvent notat SH, autoprotoliză acestuia se poate reda prin echilibrul: , caracterizat prin constanta de autoprotoliză:
Ionii care se formează în urma acceptării de H+ de către molecula solventului, se numesc ioni lioniu (SH2+), iar cei care se formează prin cedare de H+ se numesc ioni de liat (S−). Așadar, caracterul acid al mediului este determinat de prezența ionilor de lioniu în solventul respectiv, iar caracterul bazic de prezența ionilor de liat. Solvenții numiți apă, acetonitril, acid sulfuric, acid formic, acid acetic, metanol, etanol au drept constante de autoprotoliză elementele prezentate în tabelul 1.2.
Tabel 1.2. Valorile constantelor de autoprotoliză în diferiți solvenți.
Tendința de a ceda sau de a accepta H+ impune clasificarea solvenților în:
a) solvenți protogeni – cu caracter acid, cedează ușor H+: HF, H2SO4;
b) solvenți protofili – cu caracter bazic, acceptă ușor H+ : H2O, NH3, piridina, etilendiamina;
c) solvenți amfiprotici – cu caracter acid și bazic, ambele slabe:
CH3 -OH, C2Hs-OH
d) solvenți aprotici – inerți, fără tendință de schimb de protoni: C6H6, C6H5 – Cl, hidrocarburi clorurate (CHC13).
Solvenții din grupele a – c, capabili fie să cedeze, fie să accepte H+, se numesc protoactivi. Caracterul acid sau bazic al unei substanțe depinde de natura solventului, de afinitatea lui față de H+. Astfel caracterul acid al unui acid HA, în prezența unui solvent SH variază astfel: cu cât solventul va fi mai bazic, acidul HA va fi mai tare; într-un solvent mai puțin bazic, tăria acidului scade. Așadar, acidul acetic în apă este un acid slab deoarece echilibrul este deplasat spre dreapta într-o mică măsură. În NH3, acesta fiind mai bazic decât apa, echilibrul este deplasat mai mult spre dreapta și în acest mediu CH3 -COOH este un acid tare: . Prin caracterul bazic pronunțat, apa reprezintă cel mai des intâlnit mediu.Afinitatea redusă a acizilor HA față de protoni (acizi tari) se datorează acestui fenomen și vor ceda protonul apei sub imaginea unui acid de o tărie similară. Apa face ca orice diferență de tărie a acizilor tari (HCl, HI, HNO3, HC1O4) să fie eliminată, iar egalarea acestor diferențe are loc datorită solventului puternic – întâlnit sub denumirea de nivelator.
Afinitatea protonică a acizilor va cunoaște diferențe ce se vor accentua în solvenți cu caracter mai acid. Acizii care în apă au fost la fel de tari, în acești solvenți vor apărea de tărie diferită. Solvenții care scot în evidență diferențele dintre tăria acizilor se numesc solvenți diferențiatori. Aceștia au permis crearea unei scări de tărie pentru acizii tari (în apă):
Cel mai puternic acid este acidul percloric HC1O4. Prin analogie, bazelor le corespund solvenții acizi nivelatori, respectiv bazici diferențiatori. În urma teoriei Brönsted -Lowry, reacțiile cu transfer de protoni se clasifică astfel:
a. Reacții cu formare de săruri: HCl + NH3 =NH4Cl . În acest caz acidul a1 și baza b2 sunt molecule neutre, transferul de protoni având loc între aceste specii neionizate. După Brönsted sarea este un sistem cu ioni de semn contrar (excluzând ionii solventului) existent ca atare și în stare solidă (rețea ionică). Formarea sării poate avea loc în absența solventului sau în solvent aprotic. Reacții cu formare de săruri sunt și reacții între molecule neutre prin transferul altor grupări decât H+:
b. Reacția de ionizare și autoionizare – reacții de transfer de protoni între molecula de acid sau de bază și solvent. De exemplu:
c. Solvoliza – transfer de H+ între ioni și moleculele de solvent; în apă reacția se numește hidroliză, în NH3 amonoliză, în alcool alcooliză. De exemplu:
Hidroliză:
Amonoliză:
Alcooliză:
d. Reacții de deplasare – schimb de protoni între ioni de lioniu sau de liat și alți ioni:
Toate aceste reacții sunt reacții protolitice între un acid și o bază prin formarea unui nou acid și a unei noi baze (mai slabe).
Diferențiindu-se de teoria formulată de Arhenius, teoria protolitică se impune prin numărul mare de reacții de natură acido-bazică.Mai mult decât atât, ea are meritul deosebit de a ține cont de rolul solventului permițând interpretarea reacțiilor acido-bazice și în mediu neapos. Teoria nu cuprinde însă toate fenomenele, iar sfera sa de manifestare se oprește la cedarea sau acceptarea de protoni. Ea ignoră numeroase date experimentale ce dovedesc că multe substanțe manifestă proprietăți acide sau bazice fără a conține hidrogen, respectiv nu stabilește legătura între fenomenele acido-bazice și cele redox.
I.3. TEORIA SISTEMELOR DIZOLVANT
Teoria are la bază lucrările lui Franklin (1924), Walden (1924), Cady și Elsey și se referă la solvenții asemănători cu apa, capabili de autoprotoliză. Teoria a fost extinsă asupra solvenților care nu conțin hidrogen, dar sunt capabili să ionizeze (solvenți ionolitici), de exemplu bioxidul de sulf lichid:
sau fosgenul:
La o privire generală, un acid la ionizare formează un ion pozitiv identic cu cationul rezultat din ionizarea solventului, iar o bază formează un anion identic cu anionul solventului.
Conform datelor enunțate de teoria solvosistemelor, fiecărui solvent îi corespunde deci un sistem propriu de acizi și baze.
În urma unei analize a teoriei sistemelor de dizolvanți emisă de H.P. Cady și H.M. Elsey în 1928, se constată că un acid este o substanță care prin dizolvare într-un solvent ionolitic, dă naștere unui cation comun cu al dizolvantului. Astfel dacă tribromura de stibiu se dizolvă în triclorură de stibiu, acesta va fi un acid, deoarece prin dizolvare se va disocia în ioni Sb3+ și Br−. Ionul Sb3+ este comun cu al dizolvantului (SbCl3).
Această teorie propune ideea că o bază este o substanță care prin dizolvare într-un solvent ionolitic dă naștere unui anion comun cu al dizolvantului. Astfel în SO2 lichid în care sunt prezenți ionii SO2+ și SO32−, sulfitul de tetrametil amoniu va fi o bază deoarece prin disociere – – ia naștere anionul SO32− , comun cu anionul care se obține prin disocierea dizolvantului. Concluzia este că în triclorura de stibiu menționată mai sus toate clorurile vor fi baze.
Neutralizarea are loc doar în prezența unui acid și a unei baze, iar din această reacție rezultă o sare și molecule ale dizolvantului.
Cu toate acestea, există o limită a teoriei dizolvanților asupra acizilor și bazelor ce rezidă în faptul că reduce proprietățile acido-bazice de dizolvant și acordă ionizării un rol mult prea important asupra proprietăților acido-bazice.
I.4.Teoria electronicǎ
Ȋn anul 1923 Lewis a elaborat o teorie bazatǎ pe considerente structurale și funcționale, ajungându-se la concluzia că acidul este o specie cu deficit de e-, fiind un acceptor de electroni (A), iar baza este o specie cu electroni disponibili, fiind un donor de electroni.
Acidul și baza recționeazǎ ȋntre ele, formȃnd legǎturi covalente coordonatoare: A + :B → A : B
Legǎtura coordonativǎ ȋn solvent adecvat poate fi urmat de ionizare sau disociere. Relațiile următoare sunt confirmarea acestui fapt:
acid Lewis + bazǎ Lewis = sare Lewis
H+ + OH- = H : O : H
Un acid Lewis conține cel puțin un atom cu un orbital liber care poate fi ocupat de perechea de electroni a unei baze.
Baza Lewis dispune de cel puțin o pereche de electroni. Teoria electronică poate explica toate fenomenele acido-bazice, cum ar fi:
Neutralizarea:
Disocierea în solvent:
Reacții de deplasare:
Hidroliza și solvoliza:
Caracterul amfoter :
Datorită acestei teorii, un număr mai mare de substanță are caracter amfoter; tot în cadrul acestei eunuțări științifice s-a stabilit și o legătură între feneomenele acido-bazice și cele redox.
Reacția metalelor cu acizii:
Reacția metalelor cu bazele
În ambele procese (acido-bazice și redox) participă două tipuri de substanțe:
a) donori de electroni (nucleofili)
b) acceptori de electroni (electrofili)
Configurația electronică cea mai stabilă într-o reacție se poate realiza pe două căi:
a) transfer parțial de electroni:
Ex: Reacția de neutralizare surprinde deplasarea nucleofilă prin atacul nucleofil al ionului OH- asupra ionului de H3O+
b) transfer total de electroni în cadrul unui proces redox
Teoria lui Lewis se distinge de teoria lui Brönsted, întrucât molecula de HCl, cu trei perechi de electroni disponibili la clor, apare ca o bază.
I.5.teoria energostructurală
Proprietatea acidă și bazică include toate categoriile de substanțe, simple sau compuse, organice și anorganice, ionice sau covalente.
După noua teorie, comportarea acido-bazică își are asigurarea în orice cauză de natură structurală sau energetică ce duce la acceptarea sau cedarea de protoni sau electroni, pentru stabilirea configurației electronice, diminuarea energie potențiale sau simetrizarea structurilor.
Teoria pornește de la următoarele considerente:
– protonul este componenta acidă fundamentală a materiei, iar nucleul oricărui atom aparține caracterului acid;
– electronul este componenta bazică fundamentală a materiei, iar învelișul eletronic aparține caracterului bazic al atomului;
Reacția dintre protoni și electroni în soluție este reacția fundamentală de neutralizare:
Reacția dintre HCl și NaOH este cea mai cunoscută reacție acido-bazică:
a b a b a b a și b
a- acid
b- bază
HCl se comportă ca acid, fie prin cedare de protoni:
a b a b
HCl se comportă ca acid, fie prin acceptare de electroni:
sau
1 /2 H2
Concluzia:
Proprietatea acidă constă în cedare de protoni și acceptare de electroni.
NaOH poate ceda electroni în reacție cu ioni metalici mai grei, de exemplu:
a b a a acid bază
sau
a b b a
NaCl se poate obține și din elemente prin reacția:
b a a b
sau
Nemetalul ca acid reacționează în realitate astfel:
a b
Metalele în comportarea lor bazică pot ceda electroni, ca în reacția cu nemetalele, care sunt acide, încât:
b -Cl- a
Metalele pot accepta protoni în reacție cu acizii:
½ H2
b -1/2 H2 a
Bază –e- = Bază +H+
Proprietatea bazică constă în cedare de electroni sau acceptare de protoni. Datorită teoriei energostructurale rezultă că:
– proprietatea acidă a speciilor chimice simple sau complexe (atomi, ioni sau molecule) constă în capacitatea de a ceda protoni partenerilor de reacție sau dizolvanților sau de a accepta electroni, parțial sau total.
Acidul se comportă astfel:
1. Protonii (H+)
a) se pot combina cu electroni
b) pot accepta electroni de la diverse molecule
H H
2. Atomii tuturor nemetalelor acceptă e- de la nemetale
3. Ionii pozitivi ai metalelor:
a) Reacții de reducere (primesc electroni)
b) pot accepta perechi de electroni liberi
4. Ionii negativi pot elibera protoni:
5. Substanțele moleculare, anorganice și organice denumite acizi pot ceda H+ protonilor de reacție sau solvenților polari:
6. Molecule care pot ceda protoni:
b a a b
7. Complecși coordinativi:
F H
F
F H Componentă Componentă
a b bazică acidă
Caracterul bazic se prezintă astfel:
1. Electronul se poate combina cu protonul:
reacția fundamentală acido-bazică
2. Atomii metalelor
sau
3. Ionii negativi simpli sau complecși:
a) acceptă protoni
b) cedează e-
4.Substanțe care acceptă protoni numite clasic baze
5.Molecule cu perechi de e- liberi:
a) acceptă protoni
b) pot clona perechi de e-
I.6. ALTE TEORII
I.6.1. Teoria lui Ussanovich
În anul 1939 L. Ussanovich, Ebert și Konopik au extins înțelesul noțiunii de acid și bază, introducând în această categorie toate reacțiile care conduc la formarea de săruri, reacții cu transfer de protoni și electroni, unificând teoria schimbului de protoni cu teoria electronică.
Ussanovich definește acizii ca substanțe capabile să cedeze protoni sau cationi sau să se unească cu anioni. Bazele reprezintă substanțe ce dispun de capacitatea de cedare a electronilor sau anionilor, respectiv de combinarea cu cationi.
Conform acestei teorii, toate interacțiunile acid-bază sunt reacții ionice, din care rezultă săruri:
HCl + NH3 → NH4+Cl−
a b sare
Trăsătura principală a teoriei lui Ussanovich constă în formarea sărurilor. Un acid se combină cu electronii ca și cu anionii, o bază cedează electronii acizilor. Această teorie sugerează faptul că procesele redox sunt cazuri speciale ale propietăților acido-bazice.
I.6.2. Teoria lui Ebert-Konopik
Conform acestei teorii, în soluții capabile de autoprotoliză există două categorii de acizi și baze:
a. acid – donor (AD) care pune în libertate ion de lioniu sau alt acid, eventual formează cu solventul un ion de lioniu;
b. acid-acceptor (AA) care se combină cu ionul liat sau cu o altă bază;
c. bază-donor (BD) care pune în libertate un ion de liat sau o altă bază;
d. bază-acceptor (BA) – este capabilă să se combine cu un ion de lioniu sau cu orice acid.
Combinațiile din categoriile AD, BD sunt acizi H și baze OH, bine cunoscute. NH3 aparține grupei BA. Grupei AA îi aparține de exemplu PO3− care prin combinare cu OH− se transformă în HPO42−.
I.6.3. Teoria Gutmann-Lindkvist
Această teorie propune fenomene acido-bazice ce se bazează pe deplasare de ioni de la o combinație la alta (ionotropie). În funcție de natura ionului care se deplasează se poate vorbi de sisteme de solvenți cationotropice, respectiv anionotropice. În solvosisteme cationotropice, un acid este donor de cationi, iar o bază este acceptor de cationi. Într-un solvosistem anionotropic un acid este acceptor de anioni, iar o bază donor de anioni.
Situația cea mai cunoscută de cationotropie este transferul de protoni. Exemple de sisteme cationotropice (a), respectiv anionotropice (b):
a) ;
b)
I.7.TEORIA ACIZILOR ȘI BAZELOR DURE ȘI MOI A LUI PEARSON
Numită și teoria HSAB (Hard and Soft Acids and Bases),această teză științifică completează teoria electronică a lui Lewis la acizii și bazele anorganice; mai mult decât atât, acesta o dezvoltă și asupra substanțelor organice, iar în baza acestei enunțări, majoritatea cationilor sunt acizi capabili să primească electroni și anionii, sunt baze capabile să cedeze electroni.
În caracterizarea tăriei acizilor și bazelor, Pearson introduce un parametru de comparație, factorul de tărie, dependent de temperatură și de mediu, notat SA pentru acid și Sb pentru bază.
Pentru echilibrul acid – bază: constanta de echilibru este de forma: lg K = SA ∙ Sg
În ordonarea după tărie a acizilor și bazelor s-au ales ca bază de referință respectiv ca acid de referință, ionul de hidroxil și de hidrogen.
Teoria lui Pearson introduce următoarele clasificări ale acizilor și bazelor:
Acizi duri: conțin atomi acceptori de electroni (H+, Li+, Ma+, K+, Be2+, Ca2+ etc.) cu volum mic și sarcină pozitivă remarcabilă, puternic localizată, polarizabilitate redusă, caracter electrofil puternic și nu conțin electroni neparticipanți pe stratul exterior de valență.
Acizi moi: conțin atomi acceptori de electroni (Cu+, Ag+, Au+ etc.) cu volum mare și sarcină pozitivă redusă, puternic detocalizată, polarizabilitate mare, caracter electrofil redus și au electroni neparticipanți în orbitali de tip p și d.
Acizi intermediari: (Fe2+, Ca2+ etc.) la care proprietățile de acizi duri sau moi sunt diminuate și apropiate.
Baze dure: sunt substanțe care conțin atomi donori de electroni: (H2O, HO−, F−, Cl−, PO43−, SO42−, NH3 ) cu electronegativitate mare, polarizabilitate mică, rezistență la oxidare și orbitalii frontali de nivel energetic scăzut, complet ocupați.
Baze moi: substanțe ce conțin atomi donori de e− (/− , SCN−, CN− , CO, C6H6, C2H4) cu electronegativitate mică, polarizabilitate mare, ușor oxidabili și au orbitalii de energie înaltă complet ocupați.
Baze intermediare: sunt substanțe cu proprietăți intermediare între bazele dure și moi: ( NH2−, Br−, NO2−, SO32−).
Din teoria lui Pearson se deduce că acizii duri formează complecși stabili cu baze capabile să lege ușor protonul, iar acizii moi formează complecși stabili cu baze ușor polarizabile, care sunt agenți reducători buni și care nu leagă cu ușurință protonul.
Pearson a enunțat regula: acizii duri se leagă preferențial de bazele dure, iar acizii moi de bazele moi.
Teoria Pearson păstrează următoarele concepte:
– acizii și bazele pot fi diferite particule: atomi, ioni, molecule;
– perechea simetrică acid-bază;
– relativizarea tăriei acizilor și bazelor;
– acizii sunt în principal cationi, iar bazele anioni;
– o specie reacționează acid sau bazic după cum partenerul de reacție este mai bazic sau mai acid comparativ cu ea;
– noțiunea de aduct definește compusul format între un acid și o bază (Pearson îl numește complex acid-bază).
Principiul unei reacții de complexare se formulează astfel: acizii duri preferă formarea de legături coordinative cu baze dure, iar acizii moi cu bazele moi. Compușii astfel formați sunt stabili. Reacția dintre acizi duri cu baze moi și invers conduce la produși instabili.
Exemplu:
I3− este stabil, deoarece I2 este acid moale, I− este bază moale.
AgI2− este stabil; Ag+ reprezintă acid moale iar I− este bază moale.
CAPITOLUL AL II-LEA
TĂRIA ACIZILOR ȘI BAZELOR
II.1. Disocierea bazelor mono și polivalente
Bazele monovalente disociază într-o singură treaptă. În cazul bazelor tari reacția este practic totală, iar în cazul bazelor slabe este reversibilă și caracterizată de constanta de echilibru Kb numită constantă de ionizare a bazei slabe BOH sau constantă de bazicitate.
MOH → M+ + OH− ; (1)
; (2)
În urma acestei ecuații (1), se poate constata că disociază hidroxizii metalelor alcaline și hidroxizii metalelor alcalino-pământoase în treapta întâi. Atât acizii slabi monoprotici, cât și baza slabă monovalentă BOH se caracterizează printr-un grad de disociere α. Dacă se consideră o soluție apoasă a unei baze slabe BOH, având concentrația c (moli/l) și gradul de disociere α se obține pe baza legii echilibrului chimic relația de legătură dintre Kb și α : , ecuație ce reprezintă legea de diluție a lui Ostwald.
Acidul conjugat b+ suferă o reacție de disociere, reacție de hidroliză caracterizată de constanta de echilibru Ka, numită constantă de disociere a acidului conjugat.
;
Dacă se înlocuiește în relația constantei Ka, , se obține relația fundamentală a sistemului conjugat acid-bază:
Bazele polivalente disociază în trepte, iar disocierea unei baze de forma B(OH)n, poate fi notată astfel:
(1)
(2)
…………………………………………………..
(n)
Treptele de disociere, fiecare în parte, sunt caracterizate de o anumită constantă de echilibru, denumită constantă de disociere succesivă sau în trepte.
; ; …
Întotdeauna Kb1> Kb2> … > Kbn . Constanta globală de bazicitate Kb este dată de relația Kb = Kbl∙Kb2∙∙∙Kbn, și corespunde echilibrului de disociere global:
Acizii conjugați disociază conform echilibrelor:
;
………………………………………………………………………………………………………………
;
Acidul conjugat în echilibrul global de disociere este formulat astfel: și este caracterizat de constanta globală de aciditate pentru acidul conjugat .
Sistemele conjugate în cazul disocierii polibazelor sunt caracterizate de relațiile: Kb1∙Kan = Kw; Kb2∙Kan-1 = Kw; …, Kbn∙Ka1 = Kw. Produsul dintre constanta de bazicitate Kb și constanta de aciditate a acidului conjugat Ka este egal cu produsul ionic al apei Kw, și este constant la o anumită temperatură.
II.2. Efectul solvenților asupra tăriei acizilor și bazelor
Funcția de ușurință cu care substanța respectivă cedează sau acceptă protoni este reprezentată de tăria unui acid sau a unei baze. La schimbul de protoni participă și solventul.
Într-un solvent aprotic, acizii și bazele pot fi clasificate pe o scară a tăriei relative. La acizi tari corespund baze conjugate slabe și invers. Pot avea loc echilibrele:
În solvenți amfiprotici, caracterul slab bazic al solventului favorizează disocierea acidului. Acizii tari monobazici sunt puternic ionizați, astfel că tăria acidului în apă este dată de concentrația ionilor de hidroniu. Acizii slabi sunt mai puțin disociați, echilibrul nu mai este complet deplasat spre formare de H3O+, ducând astfel la scăderea constantei de disociere. De asemenea, și în cazul bazelor, în solvenți mai acizi decât apa, tăria acidului solvit este mai mică decât în apă, în timp ce într-un solvent mai bazic decât apa, tăria bazei solvite este mai mică decât apa. Prin urmare, HCl este mai puțin tare în acid acetic (care este un acid mai tare decât apa), el nu mai este complet disociat. Are loc un echilibru de disociere parțială:
Concentrația în ioni de CH3 -COOH este mai mică decât concentrația [H3O+] formați în cazul când HCl se dizolvă în apă. Dacă se dizolvă o bază în acid acetic se poate produce echilibrul ; rezultă că bazele mai puternice decât CH3 –COO− vor fi complet disociate în acid acetic, iar tăria lor va fi egală cu cea a ionului de CH3 – COO− .
O substanță dizolvată are un caracter puternic, în funcție de posibiitatea de a reduce mai ușor protoni solventului; aceasta este influențată de capacitatea puternic protofilă a solventului. O substanță dizolvată dispune de un caracter puternic bazic, prin raportare la ușurința cu care primește protoni de la solventul puternic protogen.
Apa constituie cel mai frecvent utilizat solvent și prezintă efect de nivelare al tăriei acizilor și bazelor dizolvate. Dacă se consideră constantele de aciditate pentru câteva cupluri acid-bază, se constată următorul fapt: un acid poate reacționa asupra tuturor bazelor menționate în tabelul 2.1, formând acizii conjugați acestor baze. În mod analog o bază poate reacționa asupra tuturor acizilor care sunt situați dedesubtul acesteia.
Apa este un acid foarte slab,după cum se poate observa, iar baza sa conjugată (OH−) este foarte tare. Baza OH− reacționează cu toți acizii, formând bazele conjugate ale acestora. Această substanță poate juca rolul de bază, dar foarte slabă, iar acidul său conjugat (H3O+) este foarte tare. El reacționează cu toate bazele, formând acizii conjugați bazelor. Există însă și acizi mai tari ca ionul de hidroniu, aceștia cedează cantitativ ioni de hidrogen moleculelor de apă., formând H3O+. Acizii mai tari decât ionul de hidroniu nu pot exista în soluție apoasă, ei transformându-se cantitativ în baza lor conjugată, în acest caz echilibrul: , este complet deplasat spre dreapta. Ei se numesc acizi tari, deci total disociați.
Se poate vorbi totodată și de existența de asemenea baze mai tari decât OH−; acestea reacționează cantitativ cu apa. În acest caz echilibrul bază + H2O acid+OH− este complet deplasat spre dreapta. Bazele se numesc baze tari și sunt total disociate.
În concluzie, apa ca solvent prezintă efect de nivelare a tăriei acizilor și bazelor dizolvate. Pentru un cuplu acid-bază conjugată, conform echilibrului: , constanta de aciditate este:
, adică .
Din constanta de aciditate se obține concentrația de ioni de hidrogen: . Logaritmând ecuația rezultă: , și deci , adică . Relația astfel obținută reprezintă relația lui Henderson și arată că pH-ul unei soluții acide depinde de constanta de aciditate și de raportul concentrațiilor acidului și bazei conjugate, la echilibru.
II.3. Variația tăriei bazelor în funcție de poziția metalului în sistemul periodic
În conformitate cu teoriile despre acizi și baze se poate afirma că acizii și bazele au caractere mai pronunțate, cu cât atomul central are o cifră de oxidare mai ridicată, deci cu cât are densitate de sarcină pozitivă mai mare. Câteva exemple ilustrative pot fi următoarele situații:
Metale din blocul s și blocul p
La grupa întâi starea unică de oxidare este (+1). La grupa a doua, beriliul prezintă proprietăți aparte față de celelalte elemente: cationul de Be2+ este foarte mic, formează în soluție apoasă un cation Be2+ (aq), foarte acid și cu tendință mare de condensare:
Beriliul elementar este amfoter acido-bazic ca și hidroxidul său, comportare redată în ecuațiile:
Beriliul se deosebește de celelalte elemente din grupă și se aseamănă cu aluminiul din punct de vedere acido-bazic. Be(OH)2 este amfoter, formează atât cation cât și anion. Odată cu creșterea numărului atomic Z, scade aciditatea speciei Me2+(aq) și hidroxizii strict bazici Me(OH)2 cresc în tărie. Comparând extremele se poate deduce că la pH-ul la care începe să precipite Ba(OH)2(s), Be(II) apare deja ca anion de berilat.
La numărul de oxidare III se cunosc hidroxizii amfoteri la aluminiu și galiu și exclusiv bazici la indiu și taliu. La taliu este mai stabil Tl (I) decât Tl (III), ceea ce implicit înseamnă că Tl (III) este oxidant spre deosebire de ceilalți compuși din grupă cu E (III).
Se observă că Tl(OH)3 este o bază mai slabă decât In(OH)3 și amândouă sunt exclusiv bazice, în schimb TI(OH) este o bază relativ tare.
Aluminiul este cel mai reducător, dar mai puternic decât în mediu bazic. Când acționează ca reducător, aluminiul metalic trece în Al(III).
Taliul metalic este un reducător slab în mediu acid și trece în Tl(I).
Taliul metalic este un reducător slab și în mediu bazic, când trece în Tl(III)
În mediu acid Tl(III) este oxidant și trece în Tl(I)
b) Metale din blocul d
La un metal tranzițional este de așteptat să existe o serie de compuși cu proprietăți cu atât mai acide, cu cât cifra de oxidare pozitivă este mai mare și cu atât mai bazice cu cât cifra de oxidare este mai mică (tab.2.2).
Situația poate fi atribuită în grupă la aceeași cifră de oxidare și în perioadă la cifra de oxidare maximă. Densitatea de sarcină, caracterul acid variază astfel:
Caracter puternic acid (notat-A) formează în soluție apoasă oxoanion și H+(aq), echilibrul acido-bazic în relație cu apa fiind predominant deplasat spre dreapta. Astfel:
Caracter slab acid (notat – a), presupune formarea de oxo- sau hidroxoanion în relație de echilibru cu apa cum ar fi:
Caracter amfoter, dar mai acid decât bazic (notat -ama), predominant formează în reacție cu baze anioni. Astfel:
Caracter amfoter (notat- am), presupune atât reacția cu acizi formându-se cation, cât și reacția cu baze, având loc formarea de anion:
Caracter amfoter, dar mai bazic decât acid (notat- amb), predominant formează în reacție cu acizi, cationic. De exemplu:
Caracter slab bazic, bază slabă (notat-b), presupune formarea de hidroxocation în relație de echilibru cu apa, cum ar fi:
Caracter bazic cu formare de oxocation (notat- il) presupune coordonarea de oxigen la cation cu densitate de sarcină pozitivă mare. De exemplu Ti(IV), în mediu acid există ca și cation TiO2+, titanil:
Caracter acid, cu formare de izopolianioni (notat-p), presupune policondensarea cu specii anionice, cu eliminarea unui număr de moli de apă, formându-se anioni polinucleari, cu punți de oxigen:
Ecuațiile chimice sunt capabile să explice faptul că la vanadiu compușii ce îl pot caracteriza acido-bazic la diferite cifre de oxidare sunt: V(OH)2 (b); V(OH)3 (b); VO2 (am, il); V2 O5 (ama, il, p) și că în mediu bazic cea mai stabilă cifră de oxidare este (IV) iar în mediu acid (V) :
V(II) are caracter slab bazic, dar exclusiv bazic. De aici rezultă că va reacționa cu acizi, cu atât mai ușor cu cât aceștia sunt mai tari și vor genera săruri, deci cationi, care conțin V(II)
În prezența unei cantități mai mari de acid procesul se poate continua:
V(III) are caracter mai slab bazic, totuși exclusiv bazic.
V(IV) este amfoter și are ca reprezentant un oxid solid, VO2. El este atât de acid, cât și ca bază slab și ca urmare va reacționa mai ales cu partenerii acido-bazici tari:
Cationul VO2+ se numește vanadil. Chiar în prezență de mult acid tare VO2+(aq) nu poate reacționa mai departe, deoarece un cation cu patru sarcini pozitive, chiar hidratat fiind, nu poate exista ca atare, pentru că ar avea densitatea de sarcină pozitivă prea mare:
Nu se poate exclude nici reacția de formare a unui izopolianion:
V(V) este amfoter, mai mult acid decât bazic și dă naștere la anioni condensați, polinucleari de forma [V10O28]6−
II.4. Noțiunea de pH
Disocierea ionică a apei
Apa pură este un electrolit foarte slab. La 25°C apa are o conductibilitate specifică de numai 6 ∙ 10−9 Ω−1cm−1. Conductibilitatea electrică a apei, deși mică, este consecința disocierii apei: (1). Practic echilibrul de disociere se realizează prin participarea a două molecule de apă: (2), deoarece ionul H" nu există ca atare, ci numai hidratat. În echilibrul (1) ionul OH− joacă rol de acceptor, iar molecula de apă de donor al protonului. Particula caracteristică acestui echilibru este protonul. Din această cauză apa este cunoscută ca un solvent protogen sau protolitic.
Această reacție totală de la stânga la dreapta poartă numele de reacție de dismutație acid-bază sau reacție de autoprotoliză, iar de la dreapta la stânga este denumită reacție de amfoterizare.
Știind că apa este un electrolit slab, se poate aplica legea acțiunii maselor echilibrului de mai sus:
Deoarece concentrațiile ionilor de HO− și H3O+ sunt foarte mici în raport cu cantitatea de apă nedisociată, coeficienții de activitate vor avea valoarea egală cu 1.
Așadar:
Cunoscută sub numele de constantă de echilibru, K are o valoare bine definită pentru o anumită temperatură. Produsul ionic al apei Kw = [H3O+][OH-]. Întrucât numărul moleculelor disociate este foarte mic comparativ cu cel al moleculelor nedisociate, [HOH] va fi practic constantă și egală cu concentrația totală a apei în soluție.
Dacă concentrația se exprimă în mol/1,
Deci: K∙[HOH]2 = [H3O]+[OH−]. Constanta de disociere a apei determinată pe cale conductometrică are valoare K = 1,8 ∙ l O−6. Produsul [H3O]+[OH−] se numește produsul ionic al apei sau constanta de autoprotoliză și se notează cu Kw.
Kw = [H3O+] ∙ [HO−]
Valoarea numerică a Kw este 10−13,996 la 25°C. În determinările sau calculele obișnuite, valoarea lui Kw se consideră l0−14.
Dacă se ține seama că la 25°C, Kw are valoarea cea mai apropiată de l0−14, deoarece numărul ionilor de H3O+ este egal cu al ionilor de HO−, se deduce:
Întrucât [H3O+][HO−] = constant, valoarea concentrației unuia dintre ioni este invers proporțională cu a celuilalt. Mărirea concentrației unuia dintre ioni conduce la scăderea concentrației celuilalt în mod proporționall, putând atinge valori foarte mici, fără însă să devină egală cu zero. Exemplu: dacă concentrația ionilor H3O+ într-o soluție este de 10−3 mol ⁄ l ,concentrația ionilor HO− va fi:
. Deci [HO−] < [H3O+].
Dacă concentrația ionilor H3O+ devine 10−2, concentrația HO− va avea valoarea :
.
Concentrația ionilor H3O+ a crescut de 10 ori, iar cocentrația ionilor HO− a scăzut de 10 ori.
Noțiunea de pH:
Utilizarea concentrațiilor ionilor H3O+ și HO− în cazul exprimării acidității respectiv bazicității unei soluții este un produs relativ greoi. În anul 1909, Sorensen a introdus noțiunea de pH sau exponent de hidrogen care este logaritmul (zecimal) cu semn schimbat al concentrației ionilor de hidrogen:
În mod analog, pentru exprimarea concentrației ionilor de hidroxil, în locul [HO−] se folosește noțiunea de exponent de hidroxil (pOH) care are o expresie asemănătoare pH-ului:
Întrucât în soluții apoase [H3O+][OH−] = Kw, rezultă că: pH + pOH = pKw = -lgKw. Dar cum la 25°C, Kw = 10−14, pH + pOH = 14. Astfel caracterul acido-bazic al unui compus este dat în funcție de valoarea pH-ului (tab. 2.3)
Tabel 2.3. Variația caracterului acido-bazic în funcție de pH
Concomitent cu dezvoltarea teoriilor legate de soluțiile de electroliți pH-ul a fost definit drept cologaritmul activității ionilor de hidrogen.
Mărimea aH+ reprezintă activitatea chimică a unui ion individual, pentru care termodinamica chimică nu dispune de metode riguroase de calcul și nici de căi experimentale directe de acces. În mod obișnuit, se folosește expresia:
.
Astfel dacă:, pH = 2; , pH = 3 – lg2 = 2,7
Trebuie avut în vedere faptul că numai la 25°C, Kw = 10-14, prin creșterea temperaturii Kw se va modifica și implicit suma pH + pOH va fi diferită de 14. De exemplu la 100°C, Kw = 10-12,14 și în consecință și pH-ul de neutralitate nu va mai fi egal cu 7,00 ci va avea valoarea 6,07.
Importanța determinării pH-lui
Cunoașterea concentrației ionilor de H3O+ respectiv a pH-lui este deosebit de importantă pentru o multitudine de domenii:
procesele din băile galvanice se produc la un pH controlat;
în industrie, mai des în ramura fermentativă, pH-ul mediului de reacție reprezintă un parametru important;
procesele de tratare biologică și purificare a apei sunt dependente de pH-ul acesteia;
mersul unei reacții redox, în care sunt implicați și ioni de hidrogen este hotărât de asemenea de pH-ul soluției
Solubilitatea hidroxizilor în funcție de pH
Hidroxilul este ionul precipitat aflat în cazul precipitării ionilor metalici sub formă de hidroxizi. Examinând produsul ionic al apei [HO-][H+] = 10-14, se deduce ușor că odată cu creșterea concentrației ionilor de hidrogen, respectiv cu scăderea valorii pH-ului, scade concentrația ionilor hidroxil și crește valoarea pOH-ului. În mod cert, cu cât concentrația hidroxilului va fi mai mare cu atât precipitarea va fi mai completă. pH-ul optim pentru precipitarea unui ion sub formă de hidroxid poate fi calculat pornind de la produsul de solubilitate.
Exemplu: Să se calculeze pH-ul la care ionul Fe3+ este precipitat sub formă de hidroxid Fe(OH)3 știind că produsul de solubilitate este 3,8 ∙ 10-38. Pentru acest caz se obține:
Ks = [Fe3+][HO−]3 , deci 3,8∙10−38 = [Fe3+][HO−]3, de unde:
Sau
Deci pH = 14- 10,49 = 3,5.
În concluzie la pH ≥ 3,5 hidroxidul feric precipită practic total. Exemple : pH-ul la care precipită total o serie de ioni sub formă de hidroxizi
Tabel 2.4. pH-ul de precipitare totală a unor hidroxizi
Ca exemplu este ilustrativ cazul Mg(OH)2 a cărui precipitare începe la pH = 9,3, dacă concentrația ionilor de magneziu în soluție este 10-2 ionigram/1. Dacă peste această soluție de Mg(II) se adaugă o soluție 0, l mol/1 de NH4OH se va obține Mg(OH)2 deoarece pH-ul soluției de hidroxid de amoniu, 0,1 mol/1 este egal cu 11,13. Experimentul poate confirma acest lucru. Pentru a împiedica precipitarea ionilor de magneziu se adaugă o cantitate echivalentă de NH3 ceea ce conduce la obținerea unei soluții tampon de clorură de amoniu si hidroxid de amoniu, al cărui pH se calculează cu relația:
Deci .Valoarea pH-ului soluției tampon, în care sunt prezenți și ionii de Mg2+, fiind de numai 9,25, nu va permite precipitarea hidroxidului de magneziu care începe de fapt după pH = 9,3.
În mod contrat, dacă în aceeași soluție tampon de clorură de amoniu și hidroxid de amoniu se adaugă ioni de Fe(lII) aceștia vor precipita practic total, deoarece pH-ul sistemului de 9,25 este cu 5,75 unități de pH mai mare decât este necesar pentru a precipita ionii Fe(III). Ionii Al(III) se vor comporta în mod asemănător ionilor Fe(III).
II.5. Soluții tampon și indicatori
II.5.1. Soluții tampon
Cantități foarte mici de acid sau bază tare pot schimba concentrația de ioni de hidrogen a apei, din regiunea slab acidă până în cea slab bazică; o singură picătură de acid tare concentrat adăugată unui litru de apă, îl va face acid, crescându-i concentrația de ioni de hidrogen cu factorul 5000, iar două picături de bază tare îl fac apoi bazic, concentrația de ioni de hidrogen descrescând cu un factor de peste un milion. Există însă unele soluții la care pot fi adăugate cantități mari de acid sau bază tare, concentrația ionilor de hidrogen schimbându-se foarte puțin. Astfel de soluții se numesc soluții tampon.
Sângele și alte soluții fiziologice sunt soluții tampon, pH-ul sângelui se schimbă foarte puțin față de valoarea sa normală (cca 7,4) la adăugarea unui acid sau unei baze. O importantă substanță tampon din sânge sunt serumproteinele care conțin grupări bazice sau acide ce se pot combina cu acidul sau baza adăugate.
O picătură de acid concentrat, adăugat la un litru de apă pură, crește [H+] de 5000 de ori (de la 10−7 la 5∙10−4), iar când este adăugată la un litru de soluție tampon fosfatică -preparată prin dizolvarea a 0,2 formulă gram acid fosforic într-un litru de apa și prin adăugarea a 0,3 formulă gram de hidroxid de sodiu – produce o creștere a [H+] mai mică de 1%.
Considerând o soluție care conține un acid și baza sa conjugată, pH-ul acesteia poate fi exprimat cu ajutorul relației lui Henderson:
Relația relevă că pH-ul unei soluții de acest tipse află în relație de dependență față de raportul , dar și de valoarea constantei de aciditate a cuplului acid-bază aplicat în soluție.
Fie o soluție care conține 1 mol ⁄ l de acid acetic și 1 mol ⁄ l de acetat de sodiu. Acetatul de sodiu se disociază conform echilibrului:
Ionul de sodiu este neutru din punct de vedere al acidității, iar anionul CH3-COO− este baza conjugată a acidului acetic care are Ka = 1,753∙ 10-5, respectiv pKa = -4,76. Deci pH-ul unei astfel de soluții va fi:
Cum
Dacă soluției considerate i se adaugă un acid tare, de exemplu HCl, până la concentrația de 0,1 mol ⁄ l, se vor produce următoarele reacții:
HCl + HOH → H3O+ + Cl−
Astfel încât: 0,1 mol ⁄ l CH3COO- sunt transformați în 0,1 mol ⁄ l CH3COOH, pH-ul soluției va fi deci:
Adăugând o cantitate relativ mare de HCl, valoarea pH-ului soluției tampon nu s-a modificat decât cu 0,1 unități. Dacă aceeași cantitate de 0,l mol/l de HC1 s-ar fi adăugat în apă pH-ul soluției de acid clorhidric ar fi devenit egal cu l. Deci variația pH-ului ar fi scăzut de la 7 la l. Admițând că aceleași soluții tampon alcătuite dintr-un mol/1 de acetat de sodiu și l mol/1 de acid acetic i se adaugă hidroxid de sodiu până la o concentrație de 0, l mol/1, se vor produce echilibrele:
NaOH Na+ + OH−
CH3COOH + OH− CH3COO− + HOH astfel încât: 0,1 mol/l acid acetic sunt transformați în 0,1 mol/1 de acetat de sodiu. pH-ul soluției va fi deci:
Având presupunerea că aceeași cantitate NaOH ar fi fost adăugată unui litru de apă pură, pH-ul soluției obținute ar fi fost egal cu 13, în această situație, ca și în cazul precedent când s-a adăugat acid clorhidric în apa pură, variația pH-ului este de șase unități, în timp ce soluția tampon a suferit o variație a pH-ului de numai 0, l unități.
Soluțiile rezultate în urma dizolvării unor cantități echimolare de săruri care provin de la același acid și conduc la obținerea, în soluție, a acidului și a bazei conjugate, sunt soluții tampon. Fie amestecul de fosfat monosodic și de fosfat disodic:
Iar anionul disociază astfel:
Deoarece anionul joacă rolul de acid, iar anionul joacă rolul de bază conjugată a primului se poate aplica relația lui Henderson pentru calcularea pH-ului acestei soluții:
.
Exemple de soluții tampon pot fi urmărite în tabelul 2.5.
Tabel 2.5. Exemple de soluții tampon
Indicele de tamponare este o mărime care caracterizează soluțiile tampon. Se definește ca fiind raportul dintre adaosul de acid tare sau bază tare, exprimat în echivalenți la litru și variația corespunzătoare a pH-ului, deci: , unde dm este numărul de echivalenți de acid sau bază tare adăugat, iar dpH este variația de pH la adaosul de acid sau bază tare.
II.5.2. Indicatori
Indicatorii sunt sisteme chimice care își schimbă o proprietate ușor observabilă (culoare, fluorescentă, etc.) în funcție de concentrația anumitor ioni din soluție.
Astfel, cu ajutorul indicatorilor se poate determina concentrația acestor ioni sau se poate urmări variația concentrației lor în timpul unei titrări.
Indicatorii sunt clasificați în funcție de echilibrele care sunt urmărite cu ajutorul lor, după cum urmează:
indicatori acido-bazici sau de pH
indicatori redox sau de potențial redox
indicatori de precipitare
indicatori complexometrici
Substanțele chimice folosite drept indicatori trebuie să îndeplinească o serie de condiții printre care:
să fie o substanță stabilă în soluție; în condițiile de lucru să nu fie influențată de lumină, oxigenul și dioxidul de carbon din aer;
modificarea culorii la punctul final al titrării să fie rapidă, practic spontană;
să aibă o putere de colorare mare, pentru a se folosi soluții foarte diluate;
să fie suficient de solubilă în apă.
Indicatori de pH
Indicatorii acid-bază sau indicatori de pH sunt cupluri acid-bază în care forma acidă este colorată diferit de forma bazei sale conjugate. Din punct de vedere al naturii chimice, indicatorii de pH sunt în general coloranți organici.
În funcție de proprietatea pe care și-o schimbă, indicatorii de pH, odată cu variația concentrației ionilor de hidrogen sunt împărțiți în: indicatori de culoare, indicatori turbodimetilici, indicatori fluorescenți, indicatori de absorbție.
Utilizând teoria protolitică a lui Brönsted asupra acizilor și bazelor și notând un indicator în formă acidă cu HIn, se consideră echilibrul de disociere:
(1)
care este caracterizat de următoarea constantă de echilibru:
(2)
Dacă în soluție se află o concentrație ridicată de ioni H3O+, echilibrul (1) va fi deplasat spre stânga și va predomina forma acidă nedisociată, HIn, iar dacă soluția va avea o concentrație mică de ioni H3O+ , va predomina baza conjugată In- a acidului HIn. Fenomenul de schimbare a culorii indicatorilor este explicat prin mai multe teorii și anume: teoria ionică alui Ostwald, teoria cromoforică alui Hantzsch și teoria cromofor – ionică a lui Kolthaff.
Spre exemplu, teoria cromofor-ionică a lui Kolthaff susține că schimbarea culorii indicatorului se datorează atât modificării de structură a indicatorului, cât și disocierii ionice a acestuia. Prin intermediul acestei teorii se poate explica reversibilitatea schimbării culorii și viteza măsurabilă a schimbării culorii.
Intervalul de viraj este intervalul de pH între limitele căruia se schimbă culoarea indicatorului.
Din aceste relații se deduc concluzii importante:
culoarea soluției depinde de raportul concentrațiilor formei dissociate și nedisociate care sunt colorate diferit; acest raport se mai numește și raport de culoare (tab. 2.6);
raportul este funcție de concentrația ionilor de hidrogen din soluție.
Tabel 2.6. Exemple de indicatori acido-bazici și domeniul lor de viraj
Ochiul omului are capacitatea să observe o schimbare de culoare numai dacă cel puțin 10% din forma nedisociată a indicatorului trece în forma disociată. După ce această transformare a depășit 90%, nu se observă nici o schimbare.
Domeniul de viraj al indicatorilor este influențat de concentrația indicatorului, de temperatură, de solventul care se folosește și de prezența sărurilor din soluția în care sunt întrebuințate. În tabelul 2.6 sunt prezentați cei mai folosiți indicatori cu domeniul lor de viraj, culorile pe care le au în mediu acid respective alcalin și modul de întrebuințare.
Este evident că indicatorii de pH, de culoare, nu au un punct ci un domeniu de viraj. Sub acest motiv, pentru titrarea acizilor slabi și a bazelor slabe se vor întrebuința amestecuri de indicatori care prezintă un viraj pe un domeniu mult mai îngust. Pentru obținerea unor informații generale asupra pH-ului unei soluții oarecare se folosesc indicatorii universali, care sunt amestecuri de mai mulți indicatori.
Indicatori de fluorescență
Sunt indicatori care își schimbă fluorescența în funcție de concetrația, mai exact de activitatea ionilor de hidrogen. Avantajul indicatorilor de fluorescență față de indicatorii de culoare este că se pot folosi și în soluții colorate. Practic se procedează astfel: se trimite in fascicul de lumină ultravioletă de la un bac cu vapori de mercur asupra soluției care se titrează observându-se la echivalență o schimbare de fluorescență. În tabelul 2.7 sunt prezentate exemple de indicatori de pH de fluorescență.
Tabel 2.7. Indicatori de pH de fluorescență
Dacă se compară intervalele de viraj ale indicatorilor de fluorescență cu cele ale indicatorilor de culoare, se constată ușor că primii au domeniul de viraj mult mai îngust, în unele cazuri ridicându-se la un singur punct.
Oxidanții ( MnO4−, NO3−, etc.) și reducătorii ( I−, Br− ) deranjează funcționarea bună a indicatorilor de fluorescență.
Indicatorii turbidimetrici – sunt substanțe ale căror proprietăți se modifică brusc la un anumit pH, care poate să corespundă pH-ului de echilibru din anumite titrări acido-bazice. De obicei sunt sisteme coloidale care la un anumit pH floculează.
Indicatorii de absorbție – se folosesc numai în cazurile în care ceilalți indicatori nu dau rezultate satisfăcătoare. Acestea sunt substanțe care se folosesc în prezența anumitor ioni metalici (Al3+, Mg2+ ) care la un anumit pH precipită sub formă de hidroxid și absorb pe suprafața lor indicatorul producându-se o schimbare bruscă de culoare.
Se folosesc cu precădere la titrarea acizilor slabi ale căror constante de aciditate sunt mici, de ordinul 10-8 – 10-9.
Alegerea indicatorului pentru o titrare acid-bază
Pentru ca un indicator folosit într-o titrare acid-bază să dea rezultate satisfăcătoare, este necesar ca pH-ul la care își schimbă culoarea să fie cât mai aproape de pH-ul de echivalență. Dar cum indicatorii de pH își schimbă culoarea într-un domeniu de viraj este necesar ca pH-ul de echivalență să fie inclus în domeniul de viraj și cât mai aproape de mijlocul acestuia. Înainte de a se stabili indicatorul ce trebuie ales, e necesar să se calculeze pH-ul de echivalență al titrării care trebuie efectuată.
CAPITOLUL III
OBȚINERE, STRUCTURĂ, PROPRIETĂȚI ALE HIDROXIZILOR METALICI
III. 1. Noținuni generale ale hidroxizilor metalici
Compușii de tipul M(OH)n unde n = 1-4, care conțin una sau mai multe grupări -OH legate de atomul unui metal, în funcție de starea de oxidare a acestuia se numesc hidroxizi.
Ionică sau covalentă, legătura M-OH este determinată de structura electronică a metalului dat, influențând proprietățile hidroxidului. O clasificare generală a hidroxizilor poate fi formulată astfel: hidroxizi bazici, hidroxizi amfoteri, oxihidroxizi, hidroxizi complecși, oxoacizi.
A-i clasifica după un criteriu riguros constuie un procedeu destul de greu de realizat. Astfel, Co(OH)2, Cd(OH)2, In(OH)3 și alții pot fi tratați în egală măsură ca hidroxizi bazici sau amfoteri. Cu toate acestea, în funcție de latura acidă sau bazică predominantă, de ușurința cu care se solubilizează în hidroxizi alcalini și de alți factori s-au clasat într-o grupă sau alta.
De altfel, variația proprietăților de la un element la altul se face în mod continuu și atrage drept consecință aceste comportări; între elemente există o strânsă legătură de interdependență, iar clasa de hidroxizi amfoteri face legătura între substanțe, cu caractere extreme bazice sau acide (tab. 3.1).
Hidroxizii de tip M-OH sunt caracteristici metalelor alcaline, taliului (I) și argintului (I), iar în literatura de specialitate, nu tocmai de dată recentă, au mai fost descriși și hidroxizii de cupru (I) și aur (I) respectiv CuOH și AuOH. În prezent s-a stabilit că ei nu există. Precipitatul galben ce rezultă la titrarea sărurilor de cupru I cu hidroxizi alcalini, considerat a fi CuOH în realitate este un oxid de cupru I, Cu2O care în funcție de apa conținută este colorat în galben (Cu2O coloidal) sau roșu (Cu2O roșcat), astfel că la cupru singurul hidroxid bine definit este Cu(OH)2. În ceea ce privește AgOH el nu a putut fi izolat deoarece există numai la temperaturi scăzute (-50°C), un precipitat alb care absoarbe CO2 din aer și prezintă caracter amfoter.
Hidroxizii de tip M(OH)2 sunt generați de metalele din grupele a doua și a douăsprezecea, excepție făcând Hg, cuprul și majoritatea metalelor "d" în starea de oxidare (II). La mercur, deși în literatura mai veche este descris un hidroxid Hg(OH)2 cu caracter amfoter, el nu poate fi luat în considerare. Motivul este reprezentat de caracterul de instabilitate a mercurului, ce conduce la descompunerea spontană în HgO și apă, neputând fi izolat. Totuși HgO fiind puțin solubil în apă, soluția sa apoasă prezintă o slabă reacție bazică.
Hidroxizii de tip M(OH)3 se întâlnesc la metalele din grupele a treisprezecea (excepție TI), a treia, la bismut III și la elementele 4f. Restul metalelor de tip "p" și "d" formează aquaoxizi de tip M2O3 ·xH2O unde M = TI, Sb, Cr, Mn, Re, Fe, Co, Ni, Ru, Pd, Ir, Pt sau oxihidroxizi de tip MO(OH). De aceea așa-zișii hidroxizi cum erau descriși T1(OH)3, Sb(OH)3, Cr(OH)3, Fe(OH)3 etc. nu există ca atare, deși se folosesc adesea astfel de formulări improprii pentru produsele gelatinoase, aquaoxizii de tipul M2O3 ·xH2O, cu caracter amfoter, rezultate prin tratarea sărurilor ce conțin ioni metalici corespunzători, cu hidroxizi alcalini.
Hidroxizii de tip M(OH)4 tratați în literatura veche ca oxoacizi în starea de oxidare (IV) s-au dovedit a fi, de asemenea, aquaoxizi (oxizi hidratați) de tipul MO2· xH2O unde M = Ge, Sn, Ti, Zr, Hf, etc. (tab. 3.2)
Tabel 3.2. Hidroxizi bazici și amfoteri ai metalelor tranziționale "d"
* hidroxizi amfoteri
Reactivitatea hidroxizilor
Reactivitatea hidroxizilor depinde în general de natura atomului metalic și de polaritatea celor două legături din structura hidroxizilor (M – O, O – H). Structura oricărui hidroxid va cuprinde sistemul de legături (M – O – H ), iar în funcție de electronegativitățile elementelor (M, O, H), respectiv de diferențele de electronegativitate dintre ele (1 = O – M și 2 = O – H), caracterul acido-bazic al hidroxizilor impune într-un mod diversificat următoarele situații:
1 > 2: legătura M – O este mai polară decât legătura O – H, în consecință, va suferi o scindare heterolitică (cazul hidroxizilor metalelor din blocul s cu proprietăți puternic bazice) de tipul:
1 < 2: disocierea va fi acidă, scindarea se va produce nivelul legăturii OH (specifică Ti(OH)4 și As(OH)3).
1 ≈ 2: hidroxizii ce prezintă caracter amfoter: Zn(OH)2, Al(OH)3, Ga(OH)3, Be(OH)2 și unii hidroxizi ai metalelor tranziționale în stări de oxidare intermediare – (Fe(III), Cr(III), Pt(IV) etc.). Scindarea legăturilor poate avea loc fie la nivelul legăturii M – O, fie la cel al legăturii O – H, în funcție de natura partenerului de reacție. Caracterul amfoter apare la sistemele în care polarizarea grupării OH de către cationul Mn+ nu este nici prea puternică (covalentă) pentru a determina proprietăți acide, nici prea slabă pentru a genera proprietăți bazice.
Reactivitatea hidroxizilor poate fi studiată pe baza celor două modele structurale limită: modelul structural ionic și modelul structural covalent.
Modelul structural ionic:
presupune existența speciei chimice de tipul cationilor și anionilor
interacțiunile sunt de natură electrostatică
generează cristale ionice
Modelul structural covalent:
formarea legăturilor se realizează prin punere în comun de electroni care aparțin în mod egal celor doi atomi
legătura covalentă are proprietăți de dirijare în spațiu (leg ionică nu are asemenea proprietăți): Leg. covalentă se corelează cu o anumită geometrie (simetrie) moleculară a speciilor chimice
orientarea în spațiu: explică forma moleculei, lungimi de legătură și unghiuri dintre legături bine determinate.
Hidroxizii solubili (hidroxizii metalelor alcaline și alcaino-pământoase), se obțin prin dizolvarea oxizilor metalici în apă.
M2O + 2 H2O = 2 MOH + H2
Hidroxizii greu solubili (hidroxizii metalelor din blocul p și d și hidroxizii de beriliu și magneziu) se obțin prin tratarea unei sări solubile a metalului respectiv cu o bază mai tare. Întrucât în soluție apoasă cationii metalici Mn+ apar sub forma speciilor hidratate, precipitarea hidroxizilor se petrece în două momente succesive:
În prima etapă:
– cationii divalenți cedează anionilor (HO-), cationii trivalenți cedează protoni moleculelor de apă:
[M(H2O)6]n+ + HO- = [M(H2O)5(HO) ]n-1 + H2O
[M(H2O)6]n+ + H2O = [M(H2O)5(HO) ]n-1 + H3O+
În etapa a doua:
– prin intermediul punților de OH (punte “ol” – procedeul “olație”) se realizează agregate tot mai mari care se depun în soluție.
[M(H2O)5(HO) ]n-1 + [(HO)(H2O)5M ]n-1
III.2. Hidroxizi bazici
În această categorie se situează hidroxizii metalelor din blocul "s" (excepție Be), hidroxizii de taliu (I), bismut (III), precum și cei ai metalelor tranziționale "d" în stările de oxidare (II) și (III) cu unele excepții: Cu(OH)2, Zn(OH)2, Au(OH)3.
Hidroxizii bazici solubili în apă se caracterizează prin aceea că ionizează conform reacției: M(OH)n Mn+ + OH-
III.2.1. Metode de obținere a hidroxizilor bazici
Spre deosebire de hidroxizii de magneziu și mangan întâlniți în natură, ceilalți hidroxizi bazici se obțin prin diferite metode de sinteză.
Hidroxizii bazici ai metalelor alcaline se pot obține prin mai multe metode:
1) acțiunea metalului alcalin (M) asupra apei la rece:
2 M + 2 H2O → 2 MOH +H2
Dacă în cazul litiului reacția este puțin energică, începând cu sodiul ea crește în intensitate, căldura degajată conducând la topirea metalului care plutește la suprafață și la aprinderea hidrogenului degajat. Metoda, fiind costisitoare, se utilizează în laborator sau în cazuri rare.
2) acțiunea compușilor oxigenați (oxizi, peroxizi, superoxizi) asupra apei la rece:
M 2O + H2O → 2 MOH
M2O2 + H20 → MOH + H2O2
2 MO2 + 2 H2O → 2 MOH + H2O2 + O2
Metoda este costisitoare și se utilizează în cazuri speciale.
3) hidroxizii alcalini rezultă și prin hidroliza hidrurilor, azoturilor și fosfurilor elementelor alcaline:
NaH + H2O → NaOH + H2
Na3 N + 3 H2O → 3 NaOH + NH3
Na3P + 3 H2O → 3 NaOH + H3P
4) reacția de schimb între o sare a unui metal alcalin și un hidroxid alcalino-pământos:
M2SO4 + Ba(OH)2 → 2 MOH + BaSO4
Un caz particular îl constituie procedeul caustificării, cel mai vechi procedeu de obținere industrială a hidroxidului de sodiu pe baza reacției dintre carbonatul de sodiu și laptele de var.
Na2CO3 + Ca(OH)2 → 2 NaOH + CaCO3 ; ΔH = -l 2,7 'KJ • mol-1
Leșiile obținute după separarea carbonatului de calciu se concentrează prin evaporare produsul obținut se topește și se toarnă în butoaie.
Acest procedeu este în prezent mare consumator de energie termică și se utilizează mai ales pentru valorificarea soluțiilor secundare ce conțin carbonat de sodiu, el fiind înlocuit cu procedeul electrolitic.
Pe această cale se prepară și hidroxizii de rubidiu, cesiu și taliu, când se pleacă de la sulfații respectivi care se tratează cu Ba(OH): Tl2SO4 + Ba(OH)2 → BaSO4 + 2 TIOH
5) procedeul electrolitic este cel mai utilizat, în prezent stând la baza preparării uriașelor cantități de hidroxizi de sodiu și potasiu, ce se consumă pe plan mondial. El constă din electroliza soluțiilor apoase concentrate de NaCl respectiv KCl și se caracterizează prin faptul că este mai simplu, utilizează complet materia primă, iar produsele obținute au un grad mare de puritate, în schimb este mare consumator de energie electrică (2840-3915 KWh/t Cl2).
Operația se realizează în electrolizoare cu diafragmă sau cu catod de mercur.
În electrolizoarele cu diafragmă formate din catod de fier și anod de cărbune separați de o diafragmă de azbest, au loc următoarele reacții:
în soluție apoasă de NaCl și H2O disociază:
NaCl → Na+ + Cl-
2 H2O → H3O+ + OH-
prin electroliză, la electrozi se degajă clor și hidrogen:
(+) 2 Cl- – 2e- → 2Cl ~ Cl2
(-) 2H3O+ + 2e- → 2H2O + H2 Totodată în jurul catodului se formează NaOH.
Na+ + OH- → NaOH
În cazul electrolizoarelor cu catod de mercur, la catod se descarcă numai ionii de Na+, la un potențial mai scăzut decât normal.
(-) Na+ + e- + n Hg → NaHgn
În aceste condiții, ionii de H+ nu se descarcă pe mercur. Ulterior, amalgamul lichid se descompune cu apă, rezultând soluții concentrate de hidroxid de sodiu, hidrogen și mercur, care se recirculă în instalație:
NaHgn +H2O → NaOH +n Hg +1/2 H2
Cea mai mare cantitate de NaOH se obține, în prezent, prin procedee electrolitice, producția mondială ajungând la 37,2 milioane tone pe an. Procedeul a câștigat în importanță și prin faptul că simultan rezultă clor. La noi în țară, procedeul cu catod de mercur se aplică la uzinele chimice Turda, Combinatele Chimice din Târnăveni, Borzești, Râmnicu-Vâlcea, iar procedeul cu diafragmă se aplică la Borzești.
În varianta cu diafragmă, pentru a evita reacția dintre produșii de electroliză, cele două compartimente, anodic și catodic, se separă printr-o membrană poroasă (fig.3. 2).
Potențialul de reducere a hidrogenului, la pH = 7 , este de -0,41 V, iar cel al sodiului este -2,7 V, astfel că la catod se reduce hidrogenul și nu ionul de sodiu. La anod se descarcă ionii clorură.
Se separă spațiul anodic, de cel catodic, printr-un perete poros numit diafragmă, care împiedică difuzarea gazelor și a soluțiilor, dar permite trecerea ionilor ce asigură transportul curentului electric.
Drept catod servește o sită de fier, peste care se așterne diafragma, construită dintr-o pânză de azbest acoperită cu o pastă de sulfat de bariu și fire de azbest.
Figura 3.2. Celulă de electroliză cu diafragmă ((http://www.physchem.co.za/OB12-sys/chloralkali.htm)
Anozii de grafit se găsesc la mică distanță deasupra diafragmei. Celula electrolitică se alimentează continuu, pe sus, cu soluție de NaCl; soluția de NaOH, care mai conține NaCl, din spațiul catodic, se scurge în aceeași măsură pe jos, are deci loc în sens contrar cu a ionilor HO¯, care tind să migreze în sus, spre anod. Se ajunge astfel la o concentrație de 12-16 % NaOH, în soluție ce părăsește celula. Soluția se concentrează ulterior până se depune clorura de sodiu care se separă, apoi se concentrează în continuare până la evaporare totală și hidroxidul de sodiu se topește și se toarnă în forme. Diferența de potențial aplicată la electrozi este de 4-5 volți.
Hidroxizii bazici ai metalelor alcalino-pământoase se prepară, în principal prin tratarea oxizilor cu apă. Pe această cale se produc la scară industrială cantități enorme de hidroxid de calciu:
CaO + H2O → Ca(OH)2
Reacția este puternic exotermă și poartă denumirea de stingerea varului. Hidroxidul de calciu fiind puțin solubil în apă, produsul obținut (laptele de var) constă dintr-o suspensie fină de hidroxid nedizolvat într-o soluție saturată de hidroxid de calciu. Asemănător se sintetizează și hidroxizii de stronțiu și bariu.
Hidroxizii elementelor alcalino-pământoase rezultă și prin hidroliza hidrurilor, siliciurilor, azoturilor, fosturilor sau sulfurilor acestor elemente:
CaC2 + 2 H2O → Ca(OH)2 + C2H2
Ca3N2 + 6H20 → 3 Ca(OH)2 + 2 NH3
CaS + 2H2O → Ca(OH)2 + H2S
Hidroxizii bazici greu solubili în apă se obțin prin tratarea soluțiilor apoase de săruri solubile (halogenuri, azotați, sulfați) ale metalelor respective cu hidroxizi alcalini:
Mn+ + n OH- → M(OH)n
LaCl3 + 3 NaOH → La(OH)3 + 3 NaCl
NiCl2 + 2 KOH → Ni(OH)2 + 2 KCI
III.2.2. Structura hidroxizilor bazici
Structural, hidroxizii bazici au unele asemănări cu halogenurile metalelor corespunzătoare. De exemplu hidroxizii alcalini la temperaturi ridicate (în apropierea punctelor de topire) au structuri cubice (de tip NaCI fig. 3) analoage halogenurilor de tip MX. Rețea cubică (NaCI): NaOH KOH RbOH
NaX KX RbX
Structura de tip NaCl.
Structura clorurii de sodiu este o rețea cubică dintre cele mai simple (cub cu fețe centrate) (fig. 3.3). Ionii de Na+ și Cl- ocupă alternativ nodurile rețelei. Între ionii din rețea se exercită forțe de legături electrostatice, care plecând de la fiecare ion se răspândesc uniform în toate direcțiile spațiului. Coordinația este 6: 6, adică fiecare ion este înconjurat de 6 ioni de semn contrar. În acest tip de structură există practic două structuri CFC decalate între ele cu o jumătate de latură (a/2). Anionii Cl- se găsesc în pozițiile (0 0 0) iar cationii de Na+ în golurile octaedrice (½ ½ ½ ) ale celulei cubice cu fețe centrate.
Figura 3.3. Structura de tip NaCl cu reprezentarea celor două celule cubice de tip F pentru Na+ și Cl- (A. Pui, N. Cornei, D.G. Cozma, Analiză structurală anorganică, Ed. Performantica, Iasi, 2008)
numărul de particule pe celula elementară pentru fiecare tip de atom: Z = 4;
numărul de coordinare: N(Cl-) = N(Na+) = 6, adică fiecare ion este înconjurat de 6 ioni de semn contrar.
De asemenea, hidroxizii unor metale în starea de oxidare (II) posedă structuri similare cu ale dihalogenurilor acestora.
Rețea hexagonal stratificată (fig. 3.4):
Mg(OH); Ca(OH)2 Fe(OH)2 Co(OH)2 Ni(OH)2 Cd(OH)2
MgI2 CaI2 FeI2 CoI2 NiI2 CdI2
Figura 3.4. Celula elementară a brucitei, Mg(OH)2. [Zigan, Rothbauer 1967]
Asemănările surprinse sunt limitate, dar între ele există diferențe semnificative. Așa se explică de ce hidroxizii alcalini, substanțe dimorfe, la temperatură ordinară preferă rețelele ortorombice stabile, iar dihidroxizii cu structură stratificată diferă de dihalogenurile corespunzătoare prin modul de împachetare ale grupelor -OH.
Rețelele fundamentale în care cristalizează hidroxizii bazici sunt fie ionice constituite din ioni M"+ și OH-, fie rețele stratificate, cu sau fără legături de hidrogen între planuri.
Rețelele ionice tipice, în care ionul OH- are o simetrie sferică sau mai scăzută, sunt proprii metalelor alcaline (excepție Li), lantanului și lantanidelor.
Hidroxizii de sodiu, potasiu și rubidiu sunt dimorfi, la temperatura ordinară cristalizând în rețele ortorombice (tip TI I), stabile. În cadrul lor, metalul alcalin este coordinat octaedric, având cinci vecini OH- mai apropiați (0,2 nm), situați în colțurile unui octaedru regulat și doi vecini OH- la distanță mai mare (0,37 nm). În apropierea punctelor de topire, structura lor devine cubică (tip NaCI). Hidroxidul de cesiu, CsOH prezintă o singură structură și anume cubică primitivă (tip CsCI, fig. 3.5).
Figura 3.5. Celula elementară a CsCl (A. Pui, N. Cornei, D.G. Cozma, Analiză structurală anorganică, Ed. Performantica, Iasi, 2008)
Rețeaua cubică primitivă a CsCl (fig. 3.5) este constituită, în fapt, din două rețele primitive, una ce revine atomilor de Cs+ (000) (P) și cea de a doua rețea primitivă este deplasată în raport cu prima la ½ din diagonala spațială a celulei elementare –ce revine atomilor de Cl- (½, ½, ½ ) (P). În acest caz baza rețelei conține 2 atomi diferiți pe celula elementară (Numărul de particule: Z = 1 (Cs+), Z = 1 (Cl-)); Fiecare ion de Cs+ și I- este înconjurat de un cub de ioni de semn contrar: N = 8 : 8 ).
Hidroxidul de lantan La(OH)3 și trihidroxizii unor lantanide (Pr, Nd, Gd, Dy, Er, Yb) cristalizează în rețete ionice hexagonale (tip UCl3 ) întocmai ca triclorurite corespunzătoare acestor metale, în cadrul cărora fiecare ion metalic este înconjurat de nouă ioni OH-, iar fiecare ion OH- de trei ioni M3+.
Rețelele stratificate, în care ionul OH- are simetrie cilindrică, sunt adoptate de hidroxidul de litiu și de unii dihidroxizi metalici (Mg, Ca, Mn, Fe, Co, Ni, Cd). Hidroxidul de litiu LiOH prezintă o rețea tetragonală stratificată în care fiecare ion de Li+ este înconjurat tetraedric de patru ioni OH-. La rândul lor fiecare grupare OH este legată pe de o parte de patru ioni de Li+ iar pe de alta de patru ioni OH- din stratul următor.
În rețeaua de LiOH anhidru nu există legături de hidrogen, spre deosebire de monohidratul său, LiOH∙H2O, care are legături de hidrogen între straturi.
Ceilalți hidroxizi din această grupă Mg(OH)2, Ca(OH)2, Mn(OH)2, Fe(OH)2, Co(OH)2, Ni(OH)2 și Cd(OH)2 au structură hexagonal-stratificată de tip BRUCIT – Mg(OH)2 natural, analoagă cu rețeaua CdI2. În cadrul acestor rețele fiecare ion metalic este înconjurat de 3 ioni de metal din propriul strat și de trei grupe OH- din stratul adiacent, între straturi fiind legături de hidrogen și forțe Van der Waals.
Din soluții apoase hidroxizii de stronțiu și bariu separă octohidrați: Sr(OH)2∙8H2O respectiv Ba(OH)2∙8H2O – cristale tetragonale, incolore, izomorfe.
III.2.3. Proprietăți fizice și chimice ale hidroxizilor bazici
Bazele cele mai puternice sunt hidroxizii metalelor alcaline, această trăsătură a acestora crește însă în grupă cu numărul atomic al metalului, hidroxidul de cesiu CsOH fiind cel mai bazic hidroxid (nu se ia în discuție FrOH – radioactiv). Substanțe albe, opace și foarte higroscopice, hidroxizii alcalini sunt ușor solubili în apă și alcool, cu degajare mare de căldură de hidratare, în soluții apoase, ca de altfel și în topitură, fiind total disociați în ioni de M+ și OH-. Din aer absorb cu ușurință vaporii de apă și CO2, carbonatându-se:
2 NaOH +CO2 = Na2CO3 +H2O
Deosebit de termostabili, la temperaturi ridicate se volatilizează. Hidroxizii alcalini sunt caustici și atacă pielea, hârtia, țesăturile textile și reacționează cu numeroase elemente (Cu, S, P, Fe, Mg, Al).
Hidroxidul de litiu se deosebește în unele privințe de omologii săi și se aseamănă cu hidroxidul elementului situat în diagonală, Mg(OH)2. Pe lângă faptul că în grupă toți ceilalți hidroxizi sunt mai puternici decât el, în apă are o solubilitate mai redusă, iar în alcool este greu solubil. Prin încălzire, întocmai ca hidroxizii metalelor alcalino-pământoase, se deshidratează, trecând în oxid ( la 500°C):
2 LiOH → Li2O + H2O
Comportarea chimică a hidroxizilor metalelor alcaline:
1) Reacționează cu elementele cu electronegativități cuprinse între 1,5-2 cu degajare de hidrogen:
E(II) + 2 NaOH + 2 H2O = Na2 [E(OH)4] + H2; E = Be, Zn, Sn, Pb
E(III) + 2 NaOH + 2H2O = 2 NaEO2 + 3 H2 ; E = B, Al, Ga, As
E(IV) + 2 NaOH + I12O = NaEO3 + 2 H2; E = Si, Ge
2) Reacționează cu elementele cu electronegativitate > 2, fără degajare de hidrogen
2 F2 +4 NaOH = 4 NaF+O2 + 2 H2O (soluție concentrată)
X2 + 2 NaOH = NaXO + NaX + H2O ( t< 40°C ) X= Cl2, Br2, I2
3 X2 + 6 NaOH = NaXO3 + 5 NaX + 3 H2O (40-70°C )
8 X2 + 16 NaOH = NaXO4 + 14 NaX + 8 H2O ( 70°C )
4 S + 6 NaOH = 2 Na2S + Na2S2O3 + 3 H2O
P4 + 3 NaOH + 3H2O = PH3 +3 NaPH2O2
Elementele H(χ = 2,l), C(χ =2,5), N(χ =3,0), O(χ =3,5), Se(χ =2,4), Te(χ =2,1) nu reacționează cu MOH în soluție apoasă.
3) Elementele cu electronegativitate < 1,5 nu reacționează cu MOH
4) Cu oxizii acizi (anhidride) formează sărurile respective:
CO2 + NaOH = NaHCO3
CO2 + 2 NaOH = Na2CO3 + H2O
5) Cu oxidul de azot (III), N2O3 formează azotiții corespunzători:
2 MOH + N2O3 = 2 MNO2 + H2O
6) Cu oxidul de carbon formează formiații respectivi:
NaOH + CO = HCOONa (200°C, 15 at )
7) Cu acizii formează săruri și apă (r. de neutralizare):
NaOH + HCl = NaCl + H2O sau H+ + OH- = H2O
8) Cu hidroxizii amfoteri formează dihidroxocompușii respectivi:
M(OH)2 +2 NaOH = Na2[M(OH)4]; M(I1) = Be, Zn, Cd, Fe, Co, Ni, Pb
M(OH)3 +NaOH = Na[M(OH)4], M = Al, Ga, In, Se, Fe, Cr
9) Deplasează amoniacul din sărurile de amoniu:
(NH4)SO4 + NaOH = Na2SO4 + 2 NH3 + H2O
10 ) Cu sărurile solubile ale metalelor reprezentative de tip p (Al, Ga, In, Te, Ge, Sn, Pb, Bi) și cu cele ale metalelor tranziționale formează hidroxizi greu solubili.
Hidroxizii metalelor alcalino-pământoase cu excepția Be(OH)2 amfoter, au bazicitați mai atenuate decât a celor alcalini, bazicități care cresc în grupă, de asemenea cu numărul atomic și scad în perioadă de la grupa a 1-a spre grupa a16 -a. Altfel spus, caracterul bazic crește în grupa a 2-a de la Mg(OH)2 slab bazic și fără proprietăți amfotere la Ba(OH)2, cea mai puternică bază din grupă, urmând după hidroxizii alcalini. Pulberi albe, delicvescente sau cristale incolore în cazul Mg(OH)2 și Ca(OH)2, acești dihidroxizi au solubilități mai mici în comparație cu ale hidroxizilor alcalini.
De altfel, în apă solubilitatea lor crește în același sens cu bazicitatea, de la Mg(OH)2 greu solubil, la Ca(OH)2 puțin solubil, până la Ba(OH)2 foarte ușor solubil. Compușii de stronțiu și bariu au proprietatea de a separa cristalohidrați cu 8 molecule de apă: Sr(OH)2· 8H2O și Ba(OH)2 ·8H2O. Hidroxidul de magneziu ușor solubil în acizi minerali, se dizolvă chiar și în săruri de amoniu:
Mg(OH)2 + 2 NH4CI = MgCl2 + 2 NH4OH
Hidroxizii de calciu, stronțiu și bariu se carbonatează ușor, Ba(OH)2 fiind un reactiv foarte sensibil pentru dioxidul de carbon. Prin încălzire, toți hidroxizii metalelor alcalino-pământoase se deshidratează trecând în oxizi:
M(OH)2 = MO + H2O
Hidroxizii de calciu, stronțiu și bariu, la cald deplasează amoniacul din sărurile de amoniu. De exemplu:
2 NH4Cl + Ca(OH)2 = 2 NH3 + CaCl2 + 2 H2O ( 80-90°C )
Sub acțiunea radiațiilor catodice, hidroxidul de bariu prezintă fosforescență galbenă-portocalie.
Metalele din blocul "p" formează un număr restrâns de hidroxizi bazici și anume TlOH, In(OH)3 și Bi(OH)3. Hidroxidul de indiu, In(OH)3 precipitat alb-gelatinos, greu solubil în apă și ușor solubil în acizi, spre deosebire de hidroxidul de aluminiu, este greu solubil în hidroxizi alcalini, iar prin calcinare se transformă în In2O3. Taliul formează un singur hidroxid veritabil, T1OH sub formă de cristale galbene, solubile în apă și alcool, cu caracter bazic comparabil cu al hidroxizilor alcalini (tab. 5). Asemănător cu aceștia se carbonatează ușor sub acțiunea CO2 din aer, atacă sticla și porțelanul. Singurul hidroxid cu caracter bazic din grupa 15 este Bi(OH)3 – substanță pulverulentă, amorfă, albă, greu solubilă în apă și hidroxizi alcalini, solubilă în acizi și cloruri de amoniu. Prin fierbere, precipitatul de Bi(OH)3 se transformă în oxihidroxid, BiO(OH) – pulbere galbenă, greu solubilă în apă, care prin încălzire la 100°C trece în oxid.
Metalele tranziționale "d" formează hidroxizi bazici în stările de oxidare joase (II), iar cele de la începutul seriilor, respectiv din grupele a 3-a și a 5-a și în starea de oxidare (III). Spre deosebire de hidroxizii puternic bazici ai metalelor din blocul "s", aceștia sunt substanțe greu solubile în apă, ușor solubile în acizi minerali și foarte variat colorate, mai ales în culori închise. Prin calcinare se transformă în oxizii corespunzători.
Aproximativ toate metalele tranziționale din grupele a 4-a – a 10-a formează hidroxizi bazici de tip M(OH)2. Dintre aceștia, dihidroxizii de titan, vanadiu, crom, mangan și fier se evidențiază prin faptul că în aer se oxidează ușor, dihidroxidul de titan, chiar în prezența apei, cu degajare de hidrogen, având un pronunțat caracter reducător:
Ti(OH)2 + H2O = Ti(OH)3 + ½ H2
Totodată, dihidroxidul de mangan Mn(OH)2 se oxidează ușor la temperatura camerei trecând în oxihidroxid MnO(OH) iar prin încălzire în mediu alcalin se transformă în dioxid MnO2. Hidroxidul de Fe (II), Fe(OH)2, alb-gălbui se oxidează foarte repede în prezența aerului, trecând în aquaoxidul Fe2O3· xH2O, rosu-brun.
Spre deosebire de aceștia, dihidroxizii de cobalt și de nichel, stabili în aer, se oxidează sub acțiunea unor agenți oxidanți în mediu alcalin:
2 Co(OH)2 + 2 KOH + 2 K3[Fe(CN)6] = Co2O3 ·3 H2O + 2 K4[Fe(CN)6]
2 Ni(OH)2 +C12 + 2 NaOH = Ni2O3 • H2O + 2 NaCl + 2 H2O
În prezența sărurilor de amoniu, dihidroxizii de cobalt și nichel se solubilizează cu formare de amine complexe:
M(OH)2 + 2 NH4OH + 2 NH4Cl = [M(NH3 )6 ]Cl2 + 6 H2O, M = Co, Ni
Hidroxidul de nichel se dizolvă numai în hidroxid de amoniu:
Ni(OH)2 + 6 NH4OH = [Ni(NH3)6](OH)2 + 6 H2O
Totodată, metalele tranziționale din grupele a 3-a – a 6-a formează și hidroxizi bazici de tip M(OH)3.
În grupa scandiului, caracterul bazic crește de la Sc(OH)3 amfoter, la La(OH)3 – bază puternică, Y(OH)3 prezentând caracter intermediar între cel bazic și amfoter, funcția bazică fiind mai pronunțată decât a hidroxidului de aluminiu.
Trihidroxizii de ytriu și lantan absorb CO2 din aer și deplasează amoniacul din sărurile de amoniu. Hidroxidul de lantan are și proprietatea de a absorbi iodul, dând o colorație albastră întocmai ca amidonul. Lantanidele formează trihidroxizi, Ln(OH)3, asemănători cu ai elementelor din grupa scandiului, la care se observă o variație inversă a caracterului bazic cu creșterea numărului atomic Z, astfel că ultimii trihidroxizi, respectiv cei de yterbiu și lutețiu sunt amfoteri. În același sens variază și solubilitățile lor, în general reduse.
Celelalte metale tranziționale "d" formează trihidroxizi puțin importanți. Dintre aceștia Ti(OH)3, V(OH)3 și Mo(OH)3, de asemenea greu solubili în apă și hidroxizi alcalini, dar ușor solubili în acizi, se oxidează în timp scurt cu oxigenul din aer, Mo(OH)3 putând descompune apa cu degajare de hidrogen. La încălzire, trihidroxizii se transformă în oxihidroxizi, compuși intermediari între oxizi și hidroxizi, iar prin calcinare trec în trioxizi dimetalici:
2 M(OH)3 → 2 MO(OH)→ M2O3
Singurul metal din grupele a unsprezecea și a douăsprezecea, capabil să formeze un hidroxid cu caracter bazic, este cadmiul. Bază de tărie mijlocie, Cd(OH)2 este considerat, de unii autori, amfoter, deoarece are funcția acidă mai slabă decât hidroxidul de zinc, fiind solubil la cald în baze puternice:
Cd(OH)2 + 2 Ba(OH)2 → Ba2[Cd(OH)6]
Greu solubil în apă, hidroxidul de cadmiu se dizolvă în hidroxidul de amoniu și săruri de amoniu la temperatură obișnuită, iar prin diluare sau la fierbere, reprecipită hidroxidul de cadmiu:
Cd(OH)2 + 6 NH4OH → [Cd(NH3 )6 ] (OH)2 + 6 H2O
O serie de metale printre care taliu, tantal, reniu și cele de la sfârșitul triadelor din grupa VIII B (Ni, Pd, Pt) prin tratarea soluțiilor sărurilor lor cu baze, formează aquaoxizi de tip M2O3∙xH2O. Multă vreme unii dintre ei au fost descriși ca trihidroxizi ai metalelor respective. După unele păreri mai recente, T1(OH)3 nu ar exista, produsul gelatinos rezultat la precipitare fiind trioxid de ditaliu Tl2O3·xH2O. Aquaoxidul de nichel (III), Ni2O3 ∙H2O ~ 2 NiO(OH), care prezintă trei modificații cristaline hexagonal-stratificate, se obține prin oxidarea anodică a Ni(OH)2, reacție pe care se bazează funcționarea acumulatoarelor alcaline de tip Edison.
III.3. Hidroxizi amfoteri
Hidroxizii amfoteri sunt substanțe care prezintă atât caracter slab bazic cât și slab acid și formează săruri doar cu acizii tari. Prin urmare, sărurile lor cu acizii slabi cum sunt sulfurile, carbonații, acetații, cianurile și altele nu pot exista în soluții apoase, întrucât hidrolizează instantaneu, separând hidroxidul și acidul de la care derivă. De exemplu:
A12S3 + 6 H2O → 2 Al(OH)3 + 3 H2S
Spre deosebire de elementele din blocul "s", în care beriliul este singurul element capabil să formeze un hidroxid amfoter, metalele din blocul "p", cu excepția In (III), TI (I, III) și Bi (III), manifestă această capacitate în toate stările de oxidare. Astfel de compuși se întâlnesc și la metalele tranziționale din blocul "d" în stările de oxidare (III), (IV) și uneori (V), la elementele din grupa 11 în stările de oxidare reprezentative Cu (II), Ag (I), Au (III), iar dintre cele din grupa 12, la zinc. Dintre lantanide doar yterbiul și lutețiul generează hidroxizi cu caracter amfoter, ceilalți fiind bazici.
III.3. l. Metode de obținere a hidroxizilor amfoteri
Excluzând hidroxidul de aluminiu și galiu, majoritatea hidroxizilor amfoteri se prepară cu ajutorul unor metode specifice.
Minereuri de hidroxizi amfoteri :
Singurul hidroxid metalic amfoter răspândit în natură este hidrargilitul [Al(OH)3]n care conține amestecuri izomorfe de Ga(OH)3 și intră în compoziția bauxitelor, principala materie primă care stă la baza metalurgiei aluminiului și a numeroase produse ceramice.
Metoda cea mai utilizată de preparare a hidroxizilor amfoteri constă în precipitarea ionilor metalici Mn+ cu hidroxizi alcalini, din soluții ce conțin săruri solubile:
M+ + n OH- → M(OH)n
Majoritatea hidroxizilor amfoteri se obțin prin această metodă:
MX2 + 2 KOH → M(OH)2 + 2 KX, M = Be, Ge, Sn, Pb, Mn, Fe, Co, Cu, Zn, Cd
MX3 + 3 KOH → M(OH}3 + 3 KX, M = Al, La, Sb, Sc, Y, Au
Obținerea aluminei după procedeul Bayer reprezintă un caz particular; mineralul cu conținut apreciabil de aluminiu, bauxita AlO(OH) se tratează în autoclave la 244 °C și 33 atm, cu soluții de NaOH 40%.
AlO(OH) + NaOH + 3 H2O → Na[Al(OH)4(H2O)2]
Soluția de hidroxoaluminat de sodiu, după filtrarea nămolului roșu, se diluează cu apă sau se tratează cu un curent de CO2 pentru precipitarea A1(OH)3:
Na[Al(OH)4(H2O)2] + CO2 → Al(OH)3 + NaHCO3 + 2 H2O
După uscare AI(OH)3 se calcinează la 1200 °C, transformându-se în alumină α-Al2O3. Procedeul se aplică la noi în țară la uzinele de la Oradea și Tulcea.
Oxizii amfoteri hidratați ai metalelor în stări de oxidare (III – V) se obțin prin hidroliza sărurilor lor sau prin tratarea acestora cu hidroxizi alcalini. De exemplu:
GeCl4 + 4 H2O → GeO2 • 2 H2O + 4 HCI
2 CrCl3 + 6 NaOH → Cr2O3 ∙ 3 H2O + 6 NaCl
De asemenea, ei se obțin în cazul beriliului și aluminiului și prin hidroliza carburilor (Be2C și Al4C3), azoturilor (Be3N2, AlN), fosfuritor (Be3P2, AlP) și sulfurilor (Al2S3) etc.:
Be2C + 4 H2O → 2 Be(OH)2 + CH4
Al4C3 + 12 H2O → 4 Al(OH)3 + 3 CH4
Be3N2 + 6 H2O → 3 Be(OH)2 + 2 NH3
AIN + 3 H2O → Al(OH)3 + NH3
AlP + 3 H2O → Al(OH)3 + PH3
Al2S3 + 6 H2O → Al(OH)3 + 3 H2S
III.3.2. Structura hidroxizilor amfoteri
Hidroxizii amfoteri se caracterizează prin tetra sau hexacoordinarea atomilor metalici cu grupări OH, între care se stabilesc legături de hidrogen (O-H… O). În cele ce urmează voi prezenta structurile reprezentative ale hidroxizilor amfoteri:
– hidroxidul de beriliu Be(OH)2 – se găsește în două modificații cristaline una α-hexagonală – metastabilă și una β-rombică – stabilă, asemănătoare cu Zn(OH)2;
– hidroxidul de zinc Zn(OH)2 – prezintă 5 modificații cristaline (α, β, y, δ, ε) cea mai stabilă fiind forma ε-Zn(OH)2 cu structură ortorombică. Reațeaua ortorombică a ε-Zn(OH)2 este constituită din tetraedre de Zn(OH)2, în care fiecare atom de zinc este legat de alți 4 atomi de zinc prin intermediul grupelor OH. Fiecare grupare OH, se află de asemenea, în inconjurare tetraedrică în care colțurile teraedrului sunt ocupate de doi atomi de zinc și de două grupări OH, între care se stabilesc legături de hidrogen.
– hidroxidul de aluminiu Al(OH)3 prezintă structură monoclinică – stratificată de tip hidrargilită. Această structură este constituită din straturi alternative de Al(OH)3 unite între ele prin legături de hidrogen.
– hidroxidul de scandiu Sc(OH)3 – prezintă o rețea cubică distorsionată de tip ReO3, formată din octaedre de M(OH)6 , grupările OH fiind legate între ele prin legături de hidrogen.
III. 3. 3. Proprietăți fizice și chimice ale hidroxizilor amfoteri
Caracterul amfoter al hidroxizilor variază în limite largi, în funcție de natura ionului metalic. Hidroxizii acestei clase sunt greu solubili în apă, dar se dizolvă în acizi tari cu formarea de sărurilor corespunzătoare și în hidroxizi alcalini cu formarea de tetrahidroxo-[M(OH)4]2- sau hexahidroxo- complecși [M(OH)6 ]3- solubili. În funcție de starea de oxidare a metalelor, hidroxizii amfoteri pot fi clasificați astfel:
dihidroxizi M(OH)2
trihidroxizi M(OH)3
aquaoxizi de tipul M2O3 ∙ xH2O
aquaoxizi de tipul MO2 ∙ xH2O
Beriliul, germaniul, staniul, plumbul, cuprul și zincul se află printre puținele metale capabile să formeze dihidroxizi; în general, se încadrează în acest criteriu și metalele tranziționale "d" propriu-zise, nefiind apte să genereze astfel de combinații în starea de oxidare (II).
Hidroxidul de beriliu Be(OH)2 – precipitat alb-gelatinos, amorf sau cristalin, greu solubil în apă, ușor solubil în acizi și hidroxizi alcalini.
Be(OH)2 + 2 HCI → BeCl2 + 2 H2O
Be(OH)2 +2KOH → K2[Be(OH )4]
Berilații m2I [Be(OH)4], se separă din soluțiile alcoolice, deoarece în soluții apoase hidrolizează foarte ușor. Spre deosebire de hidroxidul de aluminiu, el se dizolvă în soluții apoase de carbonat de amoniu.
Hidroxizii de Ge(II), Sn(II) și Pb(II) sunt precipitate gelatinoase sau pulberi amorfe și și au comportare asemănătoare față de apă, acizi și baze tari. Hidroxidul de plumb funcționează ca o bază mai slabă decât hidroxidul de magneziu și ca o bază mai puternică decât hidroxizii de beriliu și zinc.
Cuprul formează hidroxidul de cupru (Cu(OH)2), o bază greu solubilă în apă și ușor solubilă în în acizi tari și hidroxizi alcalini. Prezintă caracter slab amfoter:
Cu(OH)2 + 2 NaOH → Na2[Cu(OH)4]
Cu adevărat valoroasă este proprietatea sa de a se dizolva în hidroxid de amoniu, când rezultă o amina complexă denumită licoarea lui Schweitzer:
Cu(OH)2+4 NH4OH → [Cu(NH3)4](OH)2 + 4H2O
Soluție de culoare albastră, această substanță dizolvă celuloza, hidroceluloza și nitroceluloza, găsindu-și aplicații la scară industrială în procesul de preparare a mătăsii artificiale.
Hidroxidul de zinc, Zn(OH)2 – precipitat ușor filtrat, amorf sau cristalin, cu proprietăți net amfotere, greu solubil în apă, se dizolvă în hidroxizi alcalini, formând tri- și tetrahidroxizincați, precum și în amoniac trecând într-o tetraamină asemănătoare cu a cuprului:
Zn(OH)2 + KOH → K[Zn(OH)3]
Zn(OH)2 +2KOH → K2[Zn(OH)4]
Zn(OH)2 + 4 NH4OH → [Zn(NH3)4](OH)2 + 4 H2O
Metalele ce generează tihidroxizi amfoteri se regăsesc într-un număr restrâns, iar printre acestea se află aluminiul, galiul, scandiul, ytriul și aurul. Acestora li se adaugă și cei de yterbiu și lutețiu din cadrul lantanidelor.
Hidroxidul de aluminiu, A1(OH)3 – gel amorf, greu solubil în apă, prezintă caracter amfoter. Reacționează cu hidroxizii alcalini cu formare de diaquatetrahidroxoaluminat solubil:
Al(OH)3 + NaOH + 2 H2O → Na[Al(OH)4(H2O)2]
Reacția se bucură de mult interes, constituind o etapă importantă a procedeului Bayer de preparare pe cale industrială a aluminei.
Hidroxidul de galiu, Ga(OH)3 – gel amorf, prezintă caracter amfoter cu predominanța proprietăților acide, este greu solubil în acizi tari și hidroxizi alcalini. Cu hidroxizii alcalini formează tetrahidroxocomplecși de tipul [Ga(OH)4]- denumiți galați. Spre deosebire de hidroxidul de aluminiu, se poate solubiliza în hidroxid de amoniu.
Hidroxidul de scandiu, Sc(OH)3 – prezintă proprietăți amfotere comparabile cu ale Al(OH)3 deosebindu-se astfel de omologii săi bazici din grupa a 3-a. Este un hidroxid greu solubil în apă, ușor solubil în acizi tari și hidroxizi alcalini. Tratat cu hidroxid de sodiu concentrat trece la Na3[Sc(OH)6], iar cu hidroxidul sau carbonatul de amoniu formează cationi complecși de tipul [Sc(NH3)6]3+.
Hidroxidul de aur, Au(OH)3 – prezintă caracter amfoter cu predominanța caracterului acid, greu solubil în apă. Reacționează cu acizii minerali și hidroxizii alcalini:
A u(OH )3 + 4 HCI → H[AuCl4] + 3 H2O
A u(OH )3 + NaOH → Na[A uO2 ] + 2 H2O
III. 3. 4. Aquaoxizi cu caracter amfoter
Marea majoritate a metalelor din blocurile "p" și "d" în stările de oxidare (III) și (IV) nu formează hidroxizi veritabili, ci aquaoxizi de tip M2O3 ∙ xH2O, respectiv cu MO2 ∙ xH2O cu caracter amfoter.
Oxizii hidratați de tipul M2O3 ∙ xH2O sunt caracteristici stibiului, cromului , manganului, fierului, cobaltului, tantalului și unor metale platinice (Ru, Rh, Ir) în starea de oxidare (III). Substanțe gelatinoase și voluminoase cu conținut variabil de apă, aquaoxizii sunt, mai curând, coloizi care rețin apa prin absorbție. Sunt compuși greu solubili în apă. Prin fierbere, unii dintre ei se transformă în oxihidroxizi de tipul MO(OH).
Aquaoxidul de crom, Cr2O3 ∙ xH2O, proaspăt precipitat, în reacție cu soluții de hidroxizi alcalini, se transformă în tetra- sau hexahidroxocromiți de tipul MI [Cr(OH)4] sau M3I[Cr(OH)6], nestabili, care prin fierbere sau diluare cu apă precipită aquaoxidul.
Reacțiile de precipitare a sărurilor de fier (III) cu hidroxizi alcalini sau de amoniu, cele de hidroliză prin fierbere a soluțiilor apoase de fier (III) precum și cele de oxidare a soluțiilor de fier (II) în mediu acid, conduc întotdeauna la precipitarea aquaoxidului Fe2O3 ∙ xH2O și nu a trihidroxidului de fier cum se credea. Aquaoxizii amfoteri de ruteniu, rodiu și iridiu în stare de oxidare (III) proaspăt preparați, se prezintă sub formă geluri cu proprietăți comune acestei clase. Sunt solubili în acizi tari și hidroxizi alcalini.
Aquaoxizii amfoteri de tip MO2 ∙ xH2O unde M = Ge, Sn, Ti, Zr, Hf, V, Re, metalele platinice, proaspăt preparați, se prezintă sub forma unor precipitate gelatinoase, cu conținut variabil de apă, solubile în acizi minerali și hidroxizi alcalini, Deoarece soluțiile apoase ale dioxidului de germaniu proaspăt preparat au reacție slab acidă, multă vreme s-a crezut eronat că hidrații acestora ar corespunde unor oxoacizi: GeO2 • 2H2O ~ H4GeO4 acid ortogermanic
GeO2 • H2O ~ H2GeO3 acid metagermanic
Aquaoxidul de germaniu GeO2∙2H2O, prin dizolvare în apă, este capabil sa formeze soluții coloidale analoage cu cele ale gelului de silice, care având caracter amfoter, în funcție de pH-ul soluției, disociază într-un sens sau altul:
Ge4+ + 4 OH- H4GeO4 ≡ GeO2 • 2 H2O ≡ Ge(OH)4 GeO3 + 2 H+ + H2O
Similar prin tratarea soluțiilor ce conțin săruri de staniu (IV) cu hidroxizii alcalini, se apreciază că rezultă acidul α-stanic (ortostanic), Sn(OH)4 ~ SnO2 ∙ 2 H2O, care prin încălzire ușoară poate trece în acid β-stanic, (H2SnO3)n ~ (SnO2 ∙ H2O)n. Conform acestor concepții, și produșii albi, gelatinoși, rezultați la precipitarea sărurilor de titan (IV) și zirconiu (IV) cu hidroxizi alcalini ar fi oxoacizii: TiO2 · 2 H2O ~ H4TiO4 acidul orto sau α-titanic; ZrO2 ∙2 H2O ~ H4ZrO4 acidul orto sau α-zirconic; care prin fierbere îndelungată trec în oxoacizii: H2TiO3 meta sau β-titanic respectiv H2ZrO3 meta sau β-zirconic.
Cercetările fizico-chimice moderne, în special spectrele RMN, au infirmat existența în soluție a acestor oxoacizi de germaniu, staniu, titan și zirconiu, arătând că, deoarece toți atomii de hidrogen sunt legați numai de moleculele de apă, aceste produse de reacție nu sunt altceva decât hidrați (aquaoxizi), cu un conținut variabil de molecule de apă. În mod analog se comportă și aquaoxizii celorlalte elemente în starea de oxidare (IV). În particular, vanadiul (IV) este reprezentat de un oxihidroxid de tip VO(OH)2 cel mai studiat dintre hidroxizii vanadiului, greu solubil în apă. Se obține din sărurile de vanadiu (IV), prin hidroliză sau prin tratare cu baze, sub formă de precipitat alb-cenușiu care devine roz la încălzire. Se dizolvă ușor în acizi minerali și hidroxizi alcalini, cu formare de vanadați ușor solubili.
III.4. Oxihidroxizi
Un număr restrâns de metale în starea de oxidare (III) printre care Al, Ga, Bi, Sc, Y, La, Lu, Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Au formează compuși intermediari între oxizi și hidroxizi de tip MO(OH), denumiți oxihidroxizi.
III.4.1. Metode de obținere a oxihidroxizilor
Majoritatea oxihidroxizilor se obțin prin deshidratarea trihidroxizilor corespunzători, peste o anumită temperatură rezultând trioxizi de dimetal:
M = Al, Ga, Bi, Sc, Y, La, Lu
Spre deosebire de aceștia oxihidroxidul de mangan rezultă prin oxidarea unor compuși ai săi în starea de oxidare (III) cu clor:
3 MnCO3 + Cl2 + H2O → 2 MnO(OH) + MnCl2 + 3 CO2
De asemenea, în cazul nichelului există un oxid hidratat, Ni2O3 ∙ H2O, care de fapt este un oxihidroxid – NiO(OH). El se obține prin oxidarea anodică a Ni(OH)2 în mediu alcalin, reacția pe care se bazează funcționarea acumulatorului Edison. Instabil, el se transformă ușor Ni3O4 ∙ 2 H2O, dacă se află în mediu apos, chiar la temperatura camerei.
III.4.2. Structura și proprietățile oxihidroxizilor
Din punctul de vedere al structurii, oxihidroxizii alcalini pot fi clasificați în:
a) Oxihidroxizi de tip α-MO(OH) din care fac parte α-AlO(OH) diasporul și α-FeO(OH)-goethita (limonita). Aceștia cristalizează în rețele rombice, constituite din atomi de oxigen împachetați compact hexagonal, care conțin în unele goluri octaedrice atomi de metal (Al, Fe).
Totodată, atomii de oxigen din colțurile MO6 sunt comuni mai multor octaedre, iar între perechile de atomi de oxigen se află legături de hidrogen. GaO(OH) are structură analoagă cu diasporul.
b) Oxihidroxizii de tip γ-MO(OH) din care fac parte γ-AlO(OH)-boehmita și γ-FeO(OH)-lepidocrocita. Rețelele rombice ale acestor oxihidroxizi sunt constituite din octaedre MO6 deformate, legate între ele sub formă de lanțuri paralele unite prin muchiile octaedrelor în rețele cu gruparea OH din planul următor cu care se află în contact. Aceste rețele plane duble sunt unite prin legături slabe de hidrogen în formă de șiruri continue în zig-zag.
Structura de tip manganit – MnO(OH) cu rețea monoclinică înrudită cu diasporul. În cadrul acesteia, manganul este înconjurat octaedric și distorsionat de șase atomi de oxigen neechivalenți, dintre care patru atomi de oxigen sunt mai apropiați iar doi mai îndepărtați. Toți atomii de oxigen sunt lipiți prin legături de hidrogen (OH…O). Structură de tip HCrO3 – cu rețea stratificată asemănătoare cu CdI2 și Mg(OH)2 , în care straturile formate din atomi de oxigen împachetați compact se suprapun astfel încât cei dintr-un strat corespunzător cu cei din stratul următor, straturile fiind unite prin legături de hidrogen.
În natură se găsesc o serie de oxihidroxizi de aluminiu, fier și mangan și anume:
– Diasporul, α-AlO(OH) – de culoare galben-brun, alb sau violet-deschis, cenușiu-verzui, cu luciu sticlos. La noi în țară se găsește în munții Pietroasa, la Pădurea Craiului, Remeț, etc.
– Goethitul sau limonita – α-FeO(OH) de culoare galben-brun. Se găsește la Ghelar și Teliuc
– Boehmita – γ-AlO(OH) de culoare alb-galben
– Lepidocrocitul γ-FeO(OH) – roșu-închis până la negru, apare împreună cu limonita în minereurile de fier.
– Manganitul MnO(OH) – negru, cu luciu semimetalic.
Prin uscarea Au(OH)3 în vid, pe P4O10 se obține Au2O3 ∙ H2O ~ 2 H[AuO2] un oxihidroxid pulverulent cu caracter amfoter, solubil în acizi și hidroxizi concentrați:
H[AuO2 ] + 4 HCl → H[AuCl4] + 2 H2O
H[AuO2 ] + KOH + H2O → K[AuCl4]
Cu excepția BiO(OH), MnO(OH) și NiO(OH) care au caracter bazic ceilalți oxihidroxizi sunt amfoteri. Vanadiul (IV) și molibdenul (V) pot forma și alte tipuri de oxihidroxizi: VO(OH)2 respectiv MO(OH)3, substanțe amfotere solubile în acizi și exces de hidroxizi alcalini.
III. 5. Hidroxizi complecși
Prin tratarea hidroxizilor, aquaoxizilor sau oxihidroxizilor amfoteri și metalelor cu soluții concentrate de hidroxizi alcalini sau prin reacții în topitură, se obțin hidroxizi complecși, tetra- sau hexacoordinați. Numărul lor este mare și multă vreme au fost descriși ca oxosăruri hidratate sau ca oxizi micști hidratați, fiind cu greu recunoscuți ca hidroxocomplecși:
Na2SnO3 ∙3 H2O ~ Na2[Sn(OH)6]; NaSbO3 ∙ 3 H2O ~ Na[Sb(OH)6]
Ba(SbO3)2 ∙ 8 H2O ~ Ba[Sb(OH)6]2 ∙ 2 H2O
3 CaO ∙ Al2O3 ∙ 6 H2O ~ Ca3[Al(OH)6]2
III.5.1. Tetrahidroxocomplecși
Dihidroxizii amfoteri de beriliu, plumb, cobalt, cupru și zinc, în exces de hidroxizi alcalini, se transformă în tetrahidroxocomplecși de tipul M2'[MII(OH)4]; M11 = Be, Pb, Co, Cu, Zn care pot fi izolați din soluție prin adăugare de alcool. Dihidroxidul de cadmiu, Cd(OH)2 este o bază de tărie mijlocie, prin tratare cu soluții concentrate de hidroxid de sodiu trece într-un compus analog cu cel de zinc: Na2[Cd(OH)4] izolabil din mediu alcoolic sub forma unor ace cristaline.
Trihidroxizii, oxihidroxizii sau aquaoxizii corespunzători amfoteri de galiu, stibiu, și aur, în condiții similare separă, de asemenea, tetrahidroxocomplecși de forma: MI[MIII(OH)4]; M111 = Ga, Sb, Cr, Au. În particular, hidroxidul de aluminiu prin dizolvare în hidroxizi alcalini trece în diaquatetrahidroxoaluminat: M[Al(OH)4(H2O)2]; M = Na, K.
III.5.2. Hexahidroxocomplecși
Hidroxizii, aquaoxizii sau oxihidroxizii unor metale tranziționale "d" în stare de oxidare (III), în reacție cu hidroxizii alcalini, se transformă în hexahidroxocomplecși de : M3I[MIII(OH)6]; MIII = Cr, Mn, Fe, Co, izotabili din mediu alcoolic. Prin acest mijloc, au fost preparați derivați de sodiu și potasiu la crom, mangan, fier și cobalt. Prin tratare cu hidroxizi de stronțiu sau de bariu, compuși amfoteri de forma M3III[MII(OH)6]2; MIII = Al, Cr, Fe și MII= Sr, Ba. Asemănător reacționează și dihidroxizii de cobalt, zinc și cadmiu, când rezultă compuși de forma: M2II[M(OH)6]; M = Co, Zn, Cd și MII = Sr, Ba. Prin tratare cu hidroxizi alcalini, aquaoxizii de staniu (IV), plumb, (IV) și stibiu (V) se transformă în hexahidroxocomplecși de forma: M2I[M(OH)6], M = Sn (IV), Pb (IV), respectiv MI [Sb(OH)6].
III.6. Întrebuințări
Hidroxizii metalici sunt materii prime deosebit de valoroase, cu largi aplicații în întreaga economie. Dintre hidroxizii bazici hidroxidul de sodiu se folosește, pe plan mondial, în cantități enorme, în industria aluminei, la fabricarea săpunului, hârtiei, celulozei, mătăsii artificiale, la mercerizare, la fabricarea coloranților și a unor produse farmaceutice, la rafinarea uleiurilor vegetale și minerale, la uscarea gazelor, la prepararea unor compuși organici și anorganici etc.
Hidroxidul de potasiu (potasa caustică), de asemenea, are largi utilizări la fabricarea săpunurilor speciale (moi), a permanganatului de potasiu, în dezagregarea minereurilor de crom, la uscarea gazelor și absorbția CO2, în acumulatorii alcalini și la sinteza unor compuși din chimia organică și anorganică.
Hidroxidut de calciu (laptele de var) este baza cea mai ieftină, care ocupă un loc de primă mărime în industria construcțiilor, în special la prepararea mortarului în amestec cu nisip, la fabricarea carbonatului de sodiu prin procedeul caustificării, în industria zahărului, în tăbăcărie, la prepararea soluțiilor bordeleze pentru stropirea viilor etc.
Dintre ceilalți hidroxizi bazici, hidroxidul de litiu se utilizează ca electrolit pentru acumulatoarele cu capacitate mare electrică și în calitate de revelator fotografic. Hidroxidul de magneziu constituie materia primă pentru obținerea magneziului metalic și a carbonatului de magneziu. Totodată el este utilizat în industria sticlei, a unor pietre prețioase artificiale, a unor produse refractare, la prepararea cimentului Sorel, precum și la rafinarea zahărului ori la limpezirea apelor în cazanele alimentare. Hidroxidul de stronțiu, de asemenea, are unele aplicații importante la ameliorarea unor proprietăți sicative ale uleiurilor utilizate în pictură, ca stabilizator al maselor plastice vinilice și la rafinarea zahărului. Hidroxidul de bariu, fiind cea mai puternică bază după hidroxizii alcalini, este și un reactiv deosebit de sensibil pentru dioxidul de carbon.
Hidroxizii bazici sau amfoteri greu solubili în apă se constituie ca excelente materii prime care stau la baza preparării prin deshidratare a oxizilor metalici, și prin reducerea acestora a metalelor respective, precum și a principalilor compuși anorganici prin tratare cu acizi, hidroxizi sau carbonați alcalini. Dintre hidroxizii amfoteri, cel mai important este cel de aluminiu, materie primă pentru obținerea aluminei (α-Al2O3), iar prin electroliză a aluminiului metalic, precum și pentru prepararea spinelilor. Având proprietăți absorbante, hidroxidul de aluminiu se utilizează în vopsitorie, la prepararea unor lacuri colorate greu solubile, în analiza cromatografică. Proprietăți absorbante au și alți compuși din această grupă De exemplu, Cr2O3∙xH2O absoarbe unele gaze (hidrogen, azot), coloranți și cationi ai metalelor în stare de oxidare (II), Fe2O3∙xH2O absoarbe H2S și arsenul etc.
Un loc important îl ocupă hidroxidul de cupru, materie primă pentru prepararea reactivului cunoscut sub denumirea de licoarea lui Schweitzer, utilizat la dizolvarea celulozei, hidrocelulozei și nitrocelulozei, în procesul de fabricare a mătăsii artificiale.
Unii hidroxizi, oxihidroxizi sau oxizi hidratați se folosesc ca pigmenți anorganici. Acesta este cazul Cu(OH)2 pulverulent, cunoscut sub numele de albstru de Brême sau oxihidroxizilor de fier și crom α-FeO(OH) – goethita galbenă și γ-FeO(OH) – lepidocrocită roșie-brună, CrO(OH) verde. De asemenea, H2[Sn(OH)6] are proprietatea să absoarbă unii coloranți cum ar fi violetul sau roșul de alizarină S, formând lacuri precum.și hidrosol de aur, rezultând așa-zisa purpură a lui Cassius.
CAPITOLUL IV
METODE UTILIZATE ÎN ÎNVĂȚĂMÂNT ÎN PROCESUL DE
PREDARE – ÎNVĂȚARE A CHIMIEI
IV.1 METODELE DE PREDARE – ÎNVĂȚARE PRIN COOPERARE: Originea termenului, aflată în grecescul „methodos” („metha”- către , spre; „odos”- cale, drum), îi conferă sensul de urmat în vederea atingerii unui anumit scop. În cazul particular al instruirii , este vorba de atingerea obiectivelor educaționale. Metodele de învățământ se aseamănă cumva cu metodele de cercetare științifică, deoarece ambele tipuri conduc la conturarea unor legități, descrieri, interpretări ale realității; deosebirea fundamentală dintre ele constă în faptul că metodele de cercetare științifică sunt căi de producere, elaborare a cunoașterii științifice, pe când metodele de învățământ doar prezintă, vehiculează și ajută la redescoperirea, învățarea cunoașterii existente la un moment dat.
Metoda are un caracter polifuncțional – ea poate participa simultan sau succesiv la realizarea mai multor obiective instructiv educative. I. Cerghit (1997, p.15-17) inventariază următoarele funcții ale metodelor:
Cognitivă – constituie pentru elev o cale de acces spre cunoașterea adevărurilor și procedurilor de acțiune, spre însușirea științei și tehnicii, a culturii, a comportamentelor umane
Formativ – educativă – metodele aplicate în predare – învățare îi implică pe elevi în acțiuni prin care își dezvoltă procesele psihice și fizice, deprinderi intelectuale și structuri cognitive, atitudini, sentimente, capacități, comportamente;
Motivațională – reușind să facă activitatea de învățare mai atractivă, să suscite curiozitatea epistemică, să amplifice satisfacțiile învățării, metoda devine factor motivațional al învățării;
Instrumentală – prin raportare la procesul de învățământ, metoda îndeplinește atât pentru profesori, cât și pentru elevi, o funcție instrumentală, operațională, prin faptul că mijlocește atingerea obiectivelor;
Normativă, de optimizare a acțiunii – metoda arată cum trebuie să se procedeze, cum să se predea și cum să se învețe, astfel încât să se obțină cele mai bune rezultate.
Pentru ca utilizarea unei metode să genereze efecte pozitive maxime asupra celor educați, pedagogii au indicat unele dintre condițiile favorabile atingerii acestui scop. Între acestea, ei au optat, adeseori, pentru asocierea metodei didactice cu alte elemente sau componente ale acțiunii educative. Astfel, metoda didactică poate fi însoțită de:
1. un suport material relevant, demonstrativ sau ilustrativ pentru intențiile cadrului didactic; în acest sens, în acțiunea educativă sunt incluse : obiecte naturale reale sau originale (plante, animale, aparate, instrumente, mașini, icoane, înscrisuri obiecte de cult, cărți); obiecte construite cu valoare de substitute ale realității (machete, mulaje, globuri terestre, truse de piese demontabile); reprezentări figurative pentru anumite obiecte sau fenomene (desene, ilustrații, fotografii, hărți, atlase, tablouri, panouri, reproduceri de artă); reprezentări vizuale sau vizual – auditive (diapozitive, diafilme, emisiuni de televiziune, imagini stereoscopice, discuri, video, benzi) (Cergit, I.,Vlăsceanu, L., 1988, p.204-205).
2. un simbol sau un ansamblu de simboluri (reprezentări grafice, scheme)
3. o formă determinată de grupare a elevilor (grupuri mici: 3-6 persoane; grupuri mari: 12-15; clasa întreagă: 30-35 de elevi) sau individualizarea activității pentru câte o persoană. Despre componentele care alcătuiesc prima dintre aceste trei categorii de clasificare spunem că formează mijloacele acțiunii educative.
IV.1.1. Procedeul didactic
Procedeul didactic reprezintă o componentă, o secvență a metodei, care ține de execuția acțiunii, o tehnică particulară cu rol de instrument. El constă într-un sistem de operații intelectuale și/sau practice ale profesorului și ale elevilor, operații care transpun în plan practic modalitatea de acțiune a metodelor, contribuind la valorificarea lor eficientă. Relația dintre procedeul didactic și metoda pe care o sprijină este flexibilă și dinamică: o metodă poate deveni procedeu al unei metode considerată principală în activitatea educativ – instructivă, iar un procedeu poate dobândi statutul de metodă în situațiile de instruire în care este folosit , cu precădere, în activitatea didactică. De exemplu, modelarea materială poate deține rol de procedeu în cadrul explicației, iar explicația poate deveni procedeu în procesul modelării materiale.
IV.1.2. Modelul de organizare a învățării
Concept supraordonat celor de metodă și procedeu didactic, modelul de organizare ajută la circumscrierea unor aspecte ale metodologiei didactice care de multe ori sunt asimilate procedeelor și metodelor simple.
Plecând de la literatura în domeniu, (Palmade, 1975; Cerghit, 1980; Mucchielli, 1982; Cerghit, 1988), există următoarele clasificări posibile, cu criteriile subsecvente.
a. din punct de vedere istoric
– metode tradiționale, clasice (expunerea, conversația, exercițiul)
-metode moderne, de dată mai recentă (algoritmizarea, problematizarea, brainstormingul, instruirea programată)
b. în funcție de extensiunea sferei de aplicabilitate:
– metode generale (expunerea, prelegerea, conversația, cursul magistrat)
– metode particulare sau speciale (restrânse la predarea unor discipline de învățământ sau aplicabile pe anumite trepte de instruire și de educație, cum ar fi exercițiul moral sau exemplul, în cazul educației morale);
c. pornind de la modalitatea principală de prezentare a cunoștințelor:
– metode verbale, bazate pe cuvântul scris sau rostit;
– metode intuitive, bazate pe observarea directă, concret – senzorială a obiectelor și fenomenelor realității sau a substitutelor acestora.
d. după gradul de angajare a elevilor la lecție:
– metode expozitive sau pasive, centrate pe memoria reproductivă și pe ascultarea pasivă;
– metode active, care suscită activitatea de explorare personală a activității
e. după funcția principală:
– cu funcția principală de predare și comunicare;
– cu funcția principală de fixare și consolidare;
– cu funcție principală de verificare și apreciere a rezultatelor muncii.
f. în funcție de modul de administrare a experienței ce poate fi însușită:
– metode algoritmice, bazate pe secvențe operaționale, stabile, construite dinainte;
– metode euristice, bazate pe descoperire proprie și rezolvare de probleme
g. după forma de organizare a muncii:
– metode individuale, pentru fiecare elev în parte;
– metode de predare-învățare în grupuri (de nivel sau omogene și pe grupuri eterogene)
– metode frontale, cu întreaga clasă;
– metode combinate, prin alternări între variantele de mai sus
h. în funcție de axa de învățare mecanică (prin receptare) – învățare conștientă (prin descoperire):
– metode bazate pe învățarea prin receptare (expunerea, demonstrația cu caracter expozitiv)
– metode care aparțin preponderent descoperirii dirijate (conversația euristică, observația dirijată, instruirea programată, studiul de caz)
– metode de descoperire propriu-zisă (observarea independentă, exercițiul euristic, rezolvarea de probleme, brainstormingul)
i. după sorgintea schimbării produse de elevi:
– metode heterostructurante (transformarea se produce prin altul, ca în cazul expunerii, conversației, studiului de caz);
– metode autostructurante (individul se transformă pe sine, ca în situația unor metode de tipul descoperirii, observației, exercițiului)
În opinia lui C. Moise, o altă clasificare ar fi:
1. Metode de predare – asimilare:
a. Tradiționale: expunere didactică, conversația didactică, demonstrația, observarea, lucrul cu manualul, exercițiul
b. De dată mai recentă: algoritmizarea, modelarea, problematizarea, instruirea programată, studiu de caz, metode de simulare (jocuri, învățarea pe simulator), învățarea prin descoperire)
2. Metode de evaluare:
a. de verificare:
– tradiționale: verificarea orală curentă, verificarea scrisă curentă, verificarea periodică (prin teză sau prin practică), verificarea cu caracter global (examenul), fie în formă scrisă, fie orală, fie practică;
– de dată mai recentă: verificarea la sfârșit de capitol (scrisă sau orală), verificarea prin teste docimologice (curente sau periodice);
b. de apreciere:
– apreciere verbală;
– apreciere prin notă (calificative)
IV.1.3. Mijloace de învățământ
Mijloacele de învățământ constituie un element component al strategiilor didactice ce asigură un fundament intuitiv sau sugestiv pentru actul predării. Aceste instrumente de lucru ale cadrului didactic contribuie astfel la atingerea finalităților informative și formative și îl sprijină în respectarea normativelor impuse de teoria didactică. Mijloacele de învățământ dețin atât valențe formative, cât mai ales informative.
Elementele care conferă valențe formative și informative oricărui mijloc de învățământ, adaptate după R. Glaser (1972), sunt:
– gradul de motivare a elevilor și configurația sistemului lor cognitiv, respectiv ansamblul de cunoștințe, competențe, abilități intelectuale și practice necesare asimilării noului;
– inteligența generală a elevilor, modul de abordare al învățării, tipul de învățare adoptat și capacitatea lor de învățare;
– modalitatea concretă de proiectare a curriculumului școlar, de structurare și sistematizare a programelor de învățare, natura, logica, relevanța și structurarea cunoștințelor, competențelor și abilităților intelectuale și practice care vor fi însușite, măsura în care ele satisfac interesele și nevoile elevilor;
– măsura în care se reușește îmbinarea organică a activității de predare a profesorului cu activitatea de învățare a elevilor, respectiv asigurarea caracterului activ și complementar al activității de predare-învățare (de exemplu antrenarea elevilor în construirea de modele și în deducerea/ descoperirea noului cu ajutorul acestora, oprirea temporară a unei demonstrații didactice pentru realizarea de comentarii, aprecieri, evaluări, pentru identificarea și notarea de către elevi a aspectelor esențiale)
– măsura în care se reușește verificarea/controlarea activității intelectuale și practice a elevilor, a repetiției și a exersării noilor achiziții intelectuale și practice, asigurarea feed-back-ului formativ și sumativ (apud. Ionescu, M; Chiș, V., 2001, p.164)
Dacă putem vorbi despre un potențial pedagogic pe care îl dețin mijloacele de învățământ, acesta este cel care permite valorificarea lor în orice formă de activitate instructiv – educativă / educațională formală sau nonformală și sprijină eforturile profesorului în atingerea tuturor tipurilor de obiective ale activităților didactice:
– informare, comunicare/transmitere de cunoștințe;
– descoperire de noi cunoștințe;
– ilustrare și demonstrare a unor adevăruri;
– formare de noțiuni;
– formare de abilități (priceperi și deprinderi) intelectuale și/sau practice;
– fixare/consolidare/aplicare/exersare/ de achiziții – cunoștințe teoretice și practice, competențe și abilități intelectuale și practice
– recapitulare de cunoștințe teoretice și practice, competențe și abilități intelectuale și practice;
– verificare și evaluare de cunoștințe teoretice și practice, competențe și abilități intelectuale și practice.
Secvențele de instruire bazate pe utilizarea mijloacelor de învățământ pot fi proiectate și realizate în orice etapă a activităților educaționale cu caracter teoretic, practic sau teoretico-practic și făcând apel la toate tipurile activității didactice (frontale, grupale, individuale sau combinate). Eficiența secvențelor de instruire bazate pe utilizarea mijloacelor de învățământ este condiționată de considerarea lor ca elemente integrate organic în structura activității instructiv – educative ( și nu ca elemente exterioare activității didactice). Din punct de vedere metodic, mijloacele de învățământ se pot utiliza în orice etapă a activităților didactice, în funcție de scopul urmărit:
– la începutul activității didactice – în acest caz ele având rolul de introducere într-o anumită temă, de sensibilizare a elevilor, de stimulare a interesului acestora, de creare a unor stări emoționale favorabile învățării, de captare și menținere a atenției, de creare a unei viziuni de ansamblu asupra anumitor conținuturi, de reactualizare a unor cunoștințe și/sau priceperi și deprinderi intelectuale și practice de lucru.
– în anumite secvențe de instruire sau pe tot parcursul activității didactice (în acest caz ele având rol de informare, comunicare de date, explicare de cunoștințe, ilustrare de adevăruri, evidențiere de caracteristici ale obiectelor, fenomenelor, proceselor de menținere a atenției elevilor);
– la sfârșitul activității didactice – în acest caz ele având rol în realizarea sintezei cunoștințelor, în fixarea și consolidarea lor, în ilustrarea, concretizarea sau completarea conținuturilor predate, în corectarea eventualelor reprezentări greșite ale elevilor, în extinderea cunoștințelor, în corelarea lor, în integrarea noilor cunoștințe în sistemul cognitiv al elevilor.
Sugestiile oferite de o recentă lucrare de pedagogie editată la Cluj-Napoca pentru alegerea mijloacelor de învățământ, se circumscriu criteriului tipologiei stimulilor prezentați:
Esențială apare, însă, problema valorificării, deci a utilizării acestor „instrumente auxiliare predării”, pornind de la funcțiile pe care acestea le îndeplinesc în teoria și practica didactică. Pentru a selecta mijloacele de învățământ în vederea organizării și desfășurării activităților didactice, pentru a le identifica și valorifica eficient avantajele, este necesar să se cunoască funcțiile pe are ele le îndeplinesc. Iată, spre studiu, una dintre formele sub care apar precizate aceste roluri sau funcții:
1.Funcția stimulativă (de motivație a învățării) este asigurată de modul de concepere și realizare a mijloacelor de învățământ, de modalitatea de oferire a informațiilor, de activitatea care li se solicită elevilor, de gradul de participare al elevilor pe care ele îl determină. Această funcție constă în dezvoltarea motivației interne a elevilor pentru studiu, în trezirea interesului și a curiozității acestora.
2. Funcția formativ – educativă se referă la faptul că utilizarea lor presupune exersarea capacităților operaționale ale gândirii – de analiză, sinteză, comparație, abstractizare, generalizare, precum și stimularea și dezvoltarea curiozității epistemice și a intereselor de cunoaștere ale elevilor.
3. Funcția informativă (de comunicare) este datorată faptului că mijloacele de învățământ (în special cele audiovizuale) oferă în mod direct un volum de informații despre obiectele, faptele, fenomenele, procesele și evenimentele studiate.
4. Funcția ilustrativ – demonstrativă se realizează atunci când mijloacele de învățământ sunt valorificate ca substitute ale realității, ca auxiliare didactice elaborate intenționat pentru a înlocui obiectele, fenomenele, procesele originale și pentru a le reprezenta atunci când acestea nu pot fi cunoscute altfel sau când este nevoie să fie bine observate, analizate și studiate de către elevi.
5. Funcția de investigare experimentală și de formare a abilităților intelectuale și practice se realizează în situațiile de instruire în care anumite mijloace de învățământ sunt valorificate de elevi în realizarea de experimentări mintale sau practice, prilejuri cu care ei își formează și exersează priceperi și deprinderi intelectuale și practice.
6. Funcția ergonomică (de raționalizare a eforturilor profesorilor și elevilor și a investiției de timp în diferite secvențe de instruire) este legată de posibilitățile unor mijloace de învățământ de:
– raționalizare a eforturilor depuse de elevi în activitatea de învățare, raționalizare,
respectiv diminuare a volumului de timp acordat (și necesar) învățării și de asumare a unor ritmuri de lucru corespunzătoare particularităților de vârstă și individuale ale elevilor.
– raționalizare a eforturilor depuse de profesori în activitatea didactică de predare, raționalizare respectiv diminuare a volumului de timp necesar realizării diferitelor etape ale activităților didactice, prin reducerea ponderii acțiunilor repetitive, de rutină și prin creșterea ponderii acțiunilor de organizare, conducere, ghidare și îndrumare a activității elevilor.
7. Funcția substitutivă datorată facilităților oferite de unele mijloace de învățământ care permit instruirea elevilor aflați la distanțe mari : radioul, televiziunea, calculatoarele electronice, rețelele de calculatoare, internetul;
8. Funcția de evaluare se datorează valenței pe care o posedă unele mijloace de învățământ, de apreciere a rezultatelor școlare, respectiv a nivelului de cunoștințe, competențe și abilități intelectuale și practice.
9. Funcția estetică se referă la faptul că prin utilizarea unor mijloace de învățământ, elevii sunt puși în contact cu valorile cultural-artistice, morale și sociale și, astfel, se poate contribui la dezvoltarea capacității de receptare, înțelegere și apreciere a frumosului.
10. Funcția de orientare a intereselor profesionale ale elevilor se realizează mai ales prin intermediul mijloacelor audio – vizuale (diapozitive, diafilme, filme didactice, emisiuni de televiziune, demonstrații pe computere, înregistrări pe compact discuri) care pot oferi informații în legătură cu anumite profesiuni, însoțite de imagini și, eventual, de comentarii (Bucoș, Mușata, op.cit., p. 169-170)
În actuala societate, dominată de noi tehnologii, importanța pregătirii tehnologice, corelată cu cea stiințifică, devine tot mai mare; competențele și responsabilitățile celor chemați să realizeze predarea – învățarea acestor discipline sporesc și ele și necesită o formare continuă în raport cu progresele din domeniile științei și ale pedagogiei. Elaborarea unei lucrări științifico – metodice se înscrie în aria demersurilor întreprinse pentru perfecționarea continuă a pregătirii profesionale și implicit a procesului de învățământ. Experiența dobândită de-a lungul anilor la catedră , precum și cercetarea de tip ameliorativ- aplicativă, realizată în timp, au necesitat aplicarea unor strategii didactice care au situat elevul în centrul activității de învățare .
Învățarea centrată pe elev reprezintă o abordare a predării care presupune înlocuirea prelegerilor cu un stil de învățare activ, care ține cont de ritmul propriu al elevului și care se concentrează în primul rând asupra nevoilor elevului.
În numeroase țari s-a constatat o trecere :
predare → învățare → învățare centrată pe elev
de ce are nevoie → de ce are nevoie → ce dorește elevul
sistemul/țara elevul
curriculum tradițional → curriculum bazat pe → elevul deține controlul
competență asupra metodei, conținutului,
ritmului, locului
Învățarea centrată pe elev descrie modalități de a gândi despre învățare și predare ce pun accentul pe responsabilitatea elevului pentru activități de genul plănuirii învățării, interacțiuni cu profesorii și alți elevi, cercetării și evaluării învățării. În învățarea centrată pe elev, elevul este “actorul “, iar profesorul “regizorul”.
Prin acest concept elevul este mult mai implicat în activitatea proprie de pregătire profesională, mult mai încrezator în sine , mai ancorat în realitate , cu posibilitatea de a dobândi în școală competențe cheie și competențe profesionale cerute de piața muncii atât în țara cât si în străinatate (certificatele de competențe emise de Romania sunt recunoscute în U.E.). Formarea de capacități, de competențe, trebuie să devină ținta proprie a învățământului. Competențele profesionale sunt cerute pe piața muncii și elevii trebuie pregatiți în acest sens.
Aplicând clasei de elevi conceptul „ învățarea centrată pe elev", acestora li se deschid noi orizonturi prin ceea ce pot deveni.
Elevul este dirijat, îndrumat de profesor să descopere noi cunoștințe, să-și formeze abilități și deprinderi profesionale.
Gibbs (1992) dă o definiție utilă a învățării centrate pe elev. El afirmă că învățarea centrată pe elev "oferă elevilor o mai mare autonomie și un control sporit cu privire la disciplinele de studiu, la metodele de învățare și la ritmul de studiu". Aceasta perspectivă subliniază caracteristicile fundamentale ale învățării centrate pe elev, promovând ideea ca elevilor trebuie să li se ofere un control sporit asupra învățării prin asumarea responsabilității cu privire la:
– ceea ce se învață;
– modul cum se învață și de ce;
– momentul când se învață.
O consecință importantă a acestei definiții o reprezintă necesitatea ca elevii să îsi asume un înalt grad de responsabilitate în contextul învațării și să îsi aleagă în mod activ scopurile, precum și să își administreze învățarea. Ei nu se mai pot baza pe faptul ca profesorul ori persoana care predă la clasa le va spune ce, cum, unde și când să gândească. Ei sunt cei care trebuie să înceapă sa o facă.
Recomandarea pentru trecerea responsabilității de la profesor la elev este răspandită în pedagogia contemporană. Într-o prezentare succintă a caracteristicilor persoanelor care învață eficient, de la Harpe, Kulski si Radloff (1999) arată că o persoana care învața eficient:
Are scopuri clare privitoare la ceea ce învață;
Are o gama largă de strategii de învățare și știe când să le utilizeze ;
Folosește resursele disponibile în mod eficace, știe care îi sunt punctele forte și punctele slabe ;
Înțelege procesul de învățare ;
Își controlează sentimentele în manieră adecvată, își asumă responsabilitatea pentru procesul lor de învățare și își planifică, își monitorizează, își evaluează și își adaptează procesul de învățare.
Este insuficient pentru învățare dacă în timpul orei elevii doar ascultă explicațiile profesorului și văd o demonstrație făcută de profesor. Elevii trebuie să fie implicați activ în învățare și să își asume un grad înalt de responsabilitate personală în acest sens.
IV.1.4. Principiile învățării active, centrate pe elev
Principiile care stau la baza învatarii eficiente centrate pe elev sunt:
Accentul activității de învățare trebuie să fie pe persoana care învață și nu pe profesor.
Recunoașterea faptului că procesul de predare în sensul tradițional al cuvântului nu este decât unul dintre instrumentele care pot fi utilizate pentru a-i ajuta pe elevi să învețe.
Rolul profesorului este acela de a administra procesul de învățare al elevilor pe care îi are în grijă.
Recunoașterea faptului că, în mare parte, procesul de învățare nu are loc în sala de clasa și nici când cadrul didactic este de față.
Înțelegerea procesului de învățare nu trebuie să aparțină doar profesorului – ea trebuie împărtășită și elevilor.
Profesorii trebuie să încurajeze și să faciliteze implicarea activă a elevilor în planificarea si administrarea propriului lor proces de învățare prin proiectarea structurată a oportunităților de învățare atât în sala de clasă, cât și în afara ei.
Luați individual, elevii pot învăța în mod eficient în moduri foarte diferite.
a) Avantajele invățării centrate pe elev
Trecerea de la predare la învățare marchează schimbarea de la accentul pus asupra profesorului (ca persoana ce ofera cunoștințe sau instruire sau pregătire profesională) la situația în care elevul se transformă din receptor pasiv, în persoana care cercetează activ în procesul de învățare, dobândind astfel cunoștințe sau abilități.
Avantajele învățării centrate pe elev sunt următoarele:
– creșterea motivației elevilor, deoarece aceștia sunt conștienți că pot influența procesul de învățare;
– eficacitate mai mare a învățării;
– memorare mai bună;
– posibilitate mai mare de includere a elevilor, indiferent de capacitatea de învățare a fiecăruia.
Noua programă unificată care se elaborează pentru școlile EITP românești se axează pe dobândirea de catre elevi a unor competențe pe baza unor criterii de evaluare clar definite. De aceea, elevii sunt evaluați pe baza a ceea ce pot face pentru a-și demonstra competențele.
Trecerea la o metodologie mai activă, centrată pe elev, implică elevul în procesul educativ, în evaluarea eficacității procesului lor de învățare și în stabilirea obiectivelor pentru dezvoltarea viitoare. Aceste avantaje ale metodelor centrate pe elev ajută la pregătirea individului atât pentru o tranziție mai ușoară spre locul de munca, cât și spre învățarea continuă.
Studiile arata că activitățile de învățare care impun elevului prelucrarea activa duc la o fixare a cunoșințelor de pâna la zece ori mai bună, sunt mai îndrăgite și duc la o învățare mai profunda.
Semnificația este un lucru personal și unic; ea se construiește pe baza învățării și experienței anterioare, care diferă de la elev la elev. Nu există un mod unic, adecvat tuturor elevilor, de a învăța ceva; este nevoie de o multitudine de sarcini și experiențe pentru a satisface necesitățile individuate.
b) Strategii de predare în vederea învățării active
Ținându-se cont de particularitățile evolutive ale gândirii elevilor, în procesul didactic distingem urmatoarele tipuri de strategii didactice:
Strategii inductive- conduc elevii de la analiza unor fapte concrete la elaborarea unor noțiuni noi; de la particular la general; de la efecte la cauze.
Strategii deductive- conduc elevii de la definiții și noțiuni la exemple și aplicații concrete; de la general la particular.
Strategii analogice- bazate pe modelare, pe reconstituirea unor copii cât mai fidele ale unor obiecte sau evenimente ale unei realități ce nu poate fi cunoscută direct.
Strategii mixte- apărute prin combinarea celorlalte tipuri.
După gradul de dirijare sau nondirijare a învățării, strategiile didactice pot fi:
Strategii algoritmice- prescriu pas cu pas comportamentele elevilor și ale profesorilor, dirijarea învățării este strictă.
Strategii semialgoritmice- învățarea este semiindependentă, cu momente stabilite strict și cu momente de învățare independentă.
Strategii nealgoritmice – nu prescriu dinainte desfașurarea procesului de predare- învățare, ci solicită creativitatea, munca independentă a elevilor, abordarea euristica a materialului de parcurs.
Pentru a sprijini instruirea centrată pe elev și utilizarea metodologiilor moderne de lucru la clasă, s-a pus accentul pe strategii de predare care să corespundă stilurilor individuate de învatare. În cadrul acestor strategii:
a) Lecția pleacă de la experientele elevilor și cuprinde întrebări sau activități care sa îi implice pe elevi.
b) Elevii sunt lăsați să aleagă singuri modul în care se informează pe o anumită temă si prezintă rezultatele studiului lor.
c) Elevii pot beneficia de consultații, în cadrul cărora pot discuta despre preocupările lor individuale cu privire la învățare și pot cere îndrumări.
d) Aptitudinea elevilor de a găsi singuri informațiile căutate este dezvoltată – nu li se oferă informații standardizate.
e) Pe lângă învățarea specifică disciplinei respective, li se oferă elevilor ocazia de a dobândi aptitudini fundamentale transferabile, cum ar fi aceea de a lucra în echipă.
f) Se fac evaluări care le permit elevilor să aplice teoria în anumite situații din viata reală.
g) Lecțiile cuprind o combinație de activități, astfel încăt sa se faca apel la o diversitate de stiluri pe care elevii le preferă în învățare (vizual, auditiv, practic / kinetic).
h) Lecțiile înlesnesc descoperirile făcute sub îndrumare și solicită participarea activa a elevilor la învațare.
i) Lecțiile se încheie cu solicitarea adresată elevilor de a reflecta pe marginea celor învățate, a modului cum au învățat și de a evalua succesul pe care l-au avut metodele de învățare în cazul lor.
j) Elevii construiesc cunoasterea pe baza a ceea ce deja cunosc sau cred.
k) Elevii formulează noile cunoștințe prin modificarea și raționarea conceptelor lor curente și prin adăugarea de noi concepte la ceea ce cunosc deja.
l) Învățarea este mediată de mediul social în care elevii interacționează unii cu alții.
m) Învățarea eficienta necesită preluarea de către elevi a controlului asupra propriei învățări.
n) Transferul, respectiv capacitatea de a aplica cunoștințe în situații noi este afectat de gradul în care elevii învață pentru înțelegere și învață cu înțelegere.
IV.2. Tendințe în metodologia didactică
Modernizarea învățământului implică și înnoiri metodologice, concomitent cu restructurări la nivelul finalităților. Principalele direcții de dezvoltare a metodologiei didactice pot fi:
Promovarea metodelor activ- participative;
Accentuarea caracterului formativ al metodelor;
Valorificarea metodelor tradiționale în direcția activizării elevilor;
Extinderea metodelor bazate pe acțiunea practică;
Accentuarea caracterului euristic al metodelor;
Deschiderea metodologiei față de cerințele educatiei permanente;
Îmbinarea metodelor de învațare individuală cu cele de învățare prin cooperare.
Modernizarea metodelor didactice este impusă de mutațiile care au loc în zilele noastre și care influențează învățământul: creșterea rolului științei, ritmul accelerat al schimbărilor, cererea crescânda de educație, realități care nu au fost prevazute de metodologia tradițională. Perfecționarea metodelor urmează să se facă accentuând caracterul euristic, activismul și creativitatea.
IV.2.1. Modalități de activizare a elevilor
Activizarea elevului este înțeleasă ca o acțiune de instruire și autoinstruire, de dezvoltare a personalității, prin stimularea și dirijarea metodică a activității sale. Aceasta presupune: trezirea și cultivarea interesului pentru cunoaștere, exercitarea funcțiilor psihice prin efort personal, exersarea capacităților de însușire a cunoștinelor, formarea abilităților de orientare autonomă în problemele ridicate de practică, cultivarea spiritului investigativ.
Posibilitățile reale de antrenare a elevilor în procesul didactic, depind de respectarea unor exigente ale activizării:
– Pregatirea psihologică pentru învățare: asigurarea motivației pentru învățare, sensibilizarea, orientarea atenției spre materialul de studiat, familiarizarea cu materialul, crearea și menținerea unui climat de încredere, a unei atmosfere de lucru stimulatoare.
– Identificarea surselor de distorsiune și prevenirea lor se referă la organizarea și desfășurarea defectuoasă a actului de predare – învățare, perturbații generate de mediul ambiental, de starea de oboseală sau neatenție a elevilor sau a profesorilor.
– Organizarea și desfășurarea rationala a învățării : includerea a cât mai multor analizatori în procesul de percepere a informațiilor, elaborarea și exersarea inhibiției de diferențiere, îmbinarea permanentă a limbajului cu suporturile intuitive.
– Utilizarea unor modalități eficiente de activizare a colectivului de elevi: metode care determină elevul să caute, să cerceteze, să găseasca singur cunoștințele pe care urmează să le însușească, sa prelucreze cunoștințele, să le reorganizeze, să le sistematizeze, să lucreze independent, să coopereze cu colegii săi, să facă schimburi de opinii, de impresii, să ia contact direct cu situațiile de viață reală.
IV.2.2. Predare interactivă
Procesul de predare are trei faze, iar fiecare necesită metode adecvateȘ
1. Prezintă: Metode de prezentare de noi cunoștințe elevilor sau de încurajare în a le găsi singuri, ceea ce poate implica fapte, teorii, concepte, povestiri etc.
2. Aplică: Metode care să-i oblige pe elevi să aplice noile cunoștințe care le-au fost doar prezentate. Aceasta este singura modalitate de a te asigura că elevii formează concepte despre noul material pentru a-1 înțelege, a și-1 aminti și a-1 folosi corect pe viitor.
3. Recapitulează: Metode de încurajare a elevilor să își amintească vechile cunoștințe în vederea clarificării și concentrării asupra punctelor cheie, asigurării unei bune înțelegeri și punerii în practică și verificării cunoștințelor mai vechi.
Învățarea trebuie să cuprindă activități de prelucrare a noii materii învațate, care trebuie legată de ceea ce elevul stie deja. Sarcinile trebuie să fie autentice, stabilite în context semnificativ și legate de viata reală. Ele nu trebuie să implice doar repetarea unor lucruri, deoarece acest lucru duce la învățarea "de suprafață" și nu la învățarea "de profunzime".
Având în vedere faptul ca învățarea elevilor va implica erori, sarcinile trebuie să le ofere ocazia de a se autoevalua, de a corecta, de a discuta cu colegii, de a primi reacția profesorului, precum si de a face alte verificări de "conformitate cu realitatea".
"Predarea prin întrebari" sau descoperirea sub îndrumare;
Explicarea sarcinilor care cer elevilor să își explice unii altora modul cum au înțeles un anumit lucru și să elaboreze acest mod de a înțelege înainte de a-l exprima;
Punerea de întrebări și răspunsuri de "diagnoză" și utilizarea răspunsurilor greșite pentru a explora și a corecta neînțelegerile. "Întrebările socratice";
Utilizarea sarcinilor și întrebărilor care stimulează gândirea elevilor și se bazează pe Taxonomia lui Bloom și nu simpla reamintire. Aceste sarcini și întrebări necesită mai multă gândire și prelucrare.
a) Analiza: întrebări de tip "de ce",
b) Sinteza: întrebări de tip "cum", "ai putea să"
c) Evaluarea: întrebări de judecată.
Aceste întrebări de rang superior impun elevilor să își creeze propriile concepții cu privire la noua materie învățată. Nu se pot face raționamente pe marginea materiei învățate înainte ca aceasta să fie conceptualizată; de aceea, întrebările care solicită rationamentul vor determina conceptualizarea.
Utilizarea studiilor de caz care leagă subiectul discutat de viața reală sau de experiențele anterioare și deci de învățarea anterioară;
Utilizarea lucrului în grup, care solicită elevilor să discute materia învățată, astfel încât colegii să se verifice între ei și să învețe unii de la alții;
Învățarea implică "construirea de modele"; de aceea, utilizați hărți ale minții și rezumate care relevă relația dintre parțile subiectului și întreg. De asemenea, arătați legătura dintre subiectul de astăzi și alte subiecte;
Predarea aptitudinilor în contextul subiectului respectiv. Gândiți-vă la dumneavoastră ca la un profesor de aptitudini care utilizează conținutul materiei pentru a preda aptitudinile respective;
Stimularea sporește ritmul învățării. De aceea, utilizați resurse generoase, plurisenzoriale și activități energice și creați o atmosferă de amuzament atunci când este posibil.
Cadrele didactice și elevii trebuie să fie conștienți de stilurile de învățare pe care le preferă și, în consecința, de modul cum învață cel mai bine. Cadrele didactice trebuie să stabilească măsura în care sunt eficiente în a satisface stilul preferat de învățare al elevului. Materialele de instruire cuprind o listă de verificare în acest sens.
Materialele de instruire cuprind îndrumări detaliate cu privire la strategiile de predare cu scopul satisfacerii diferitelor stiluri de învățare.
Implicațiile administrării unei învățări diferențiate în cadrul unui grup diversificat de persoane care învață sunt prezentate sub forma de diagrama în materialele de instruire.
În materialele de instruire se ofera o explicație detaliată a strategiilor de învătare diferențiată cu privire la diagramă.
În materialele de instruire se face un simplu rezumat al punctelor forte ale învățării specifice emisferei cerebrale drepte comparativ cu emisfera cerebrală stângă. Trebuie subliniat ca nici una dintre cele două dominante nu este prin definiție superioara sau inferioară, ci că elevii vor face dovada unor aptitudini și talente diferite în functie de emisfera lor dominantă.
În materialele de instruire se prezintă o statistică privitoare la eficiența metodelor de predare, din care reiese eficiența superioară a metodelor de învățare activă.
În școala centrată pe elev, profesorul capătă la prima vedere o „oarecare paloare", deoarece elevul este miezul problemei. Cadrul didactic exercită roluri cu mult mai nuantate decât înainte. Succesul la clasa depinde de competențele profesorului de a crea oportunitățile optime de învățare pentru fiecare elev. Profesorul acționează mereu, dar adecvat și adaptat nevoilor grupului.
IV.3. Învățarea prin cooperare
Învătarea prin cooperare este o strategie de instruire stucturată și sistematizată, în cadrul căreia grupe mici lucrează împreună pentru a atinge un tel comun. Premisa învățării prin cooperare este aceea conform căreia subiecții, care lucrează în echipă, sunt capabili să aplice și să sintetizeze cunoștințele în moduri variate și complexe, învățând în același timp mai temeinic decât în cazul lucrului individual.
Au fost create diverse denumiri pentru a ilustra colaborarea în invățarea în grup, cum ar fi:
– învățarea prin cooperare;
– învățarea colectivă;
– învățarea comunitară;
– învățarea reciprocă;
– învățarea în echipă;
– studiu de grup.
Învățarea prin cooperare solicită efort intelectual și practic atât din partea elevilor cât și din partea profesorului care coordonează bunul mers al activității. Utilizând strategia învățării prin cooperare, profesorul trebuie să dețină următoarele competențe:
– competența energizantă. Elevii trebuie încurajați și stimulați să nu se oprească la prima soluție descoperită, ci să se antreneze în căutarea de soluții alternative.
– competența empatică: presupune abilitatea de a lucra cu elevii reușind să se transpună în situațiile pe care aceștia le parcurg.
– competența ludică: se referă la capacitatea profesorului de a raspunde jocului elevilor săi prin joc.
– competența organizatorică: are în vedere abilitățile cadrelor didactice de a organiza colectivul în echipe de lucru și de a menține și impune respectarea regulilor care privesc învățarea prin cooperare, în grup. Totodată, profesorul este cel care poate interveni în situații limită, în situații de criză, aplanând conflictele și favorizând continuarea activității pe direcția dorită.
– competența interrelațională: ce presupune disponibilități de comunicare cu elevii menită să dezvolte și la aceștia abilitațile sociale necesare integrării optime în colectiv.
Toleranța și deschiderea fața de nou, precum și încurajarea originalității răspunsurilor copiilor, va avea ca efect crearea de disponibilități asemanatoare elevilor săi în relațiile cu ceilalți.
Învățarea prin cooperare determină dezvoltarea personală prin acțiuni de autoconștientizare în cadrul grupurilor mici. Ea solicită toleranța față de modurile diferite de gândire și simțire, reflectând nevoia elevilor de a lucra împreună, într-un climat prietenos, de susținere reciprocă. Conlucrarea, munca alături de cineva, presupune colaborarea, participarea activă la realizarea unei acțiuni, bazată pe schimbul de propuneri, de idei. Cu toate că cele două noțiuni sunt sinonime, putem face unele delimitări de sens, înțelegând prin colaborare o formă de relații între elevi, ce constă în soluționarea unor probleme de interes comun, în care fiecare contribuie activ și efectiv și prin cooperare la o formă de învățare, de studiu, de acțiune reciprocă, interpersonală sau intergrupală.
Învățarea prin cooperare presupune acțiuni conjugate ale mai multor persoane (elevi, profesori) în atingerea scopurilor comune prin influențe de care beneficiază toți cei implicați.
Se învață din experiența altora. Una din formele cele mai obișnuite și mai eficiente de a învăța este observarea activității altora în rezolvarea problemelor. Lucrând împreună, elevii își maximizează atât propria învățare, cît și a celorlalți colegi. Printr-o astfel de organizare a situațiilor de învățare, elevii depind într-un mod pozitiv unii de alții, iar această interdependență pozitivă îi conduce la devotament față de grup.
Considerăm că activitatea de învățare în grup este eficientă, deoarece predarea tradițională în sensul în care profesorul ține o prelegere, face o demonstrație, iar rolul elevilor este acela de a urmări, nu produce învățare decât în foarte mică măsură. Există trei tipuri generale de grupuri:
– grupuri de învățare informale;
– grupuri de învățare formale;
– studiu în echipă.
Grupurile informale de învățare sunt create ad-hoc, temporar, prin adresarea solicitării elevilor de a forma o echipă prin simpla întoarcere către colegul de bancă și a discuta o problemă dată pentru câteva minute. La fel de rapid pot fi create grupuri de câte 3-4 elevi pentru a rezolva o problemă, a găsi soluții unei situații create ori a răspunde la o întrebare. Profesorul poate crea oricând grupuri informale de lucru în clasă, de orice mărime, pentru a aprecia gradul de înțelegere de către elevi a unui material sau a le oferi șansa de a aplica ceea ce au învățat ori fie doar pentru a schimba forma de organizare a colectivului în vederea creșterii motivației și trezirii atenției. Grupurile formale de învățare sunt echipe stabilite dinainte pentru a rezolva o sarcină anume, a efectua un experiment în laborator, a redacta un raport de cercetare. Elevii lucrează împreună mai mult timp (câteva zile sau săptămâni) sau până termină proiectul de cercetare.
Studiul în echipă implică derularea muncii colaborative pe o perioadă lungă de timp (chiar și un semestru). Echipele își stabilesc regulile și responsabilitățile, precum și planul de lucru. Activitatea e bazată pe cooperarea între membrii și pe sprijin reciproc.
Evaluarea finală se face de obicei oferind tuturor membrilor echipei aceeași notă ce rezultă din măsurarea și aprecierea rezultatului colectiv. Acest fapt stimulează conlucrarea și ajutorul reciproc și nu încurajează competiția în interiorul echipei ci între echipe. Pentru evitarea situației în care unii elevi muncesc și pentru alții profesorul poate să ceară din partea elevilor să prezinte sub anonimat situația pe care o înregistrează fiecare cu privire la cine a depus un efort deosebit în activitate (implicare înaltă) și cine s-a situat la polul opus (slabă implicare). Dacă mai mulți elevi indică faptul că un membru al echipei a avut cea mai slabă contribuție, acela va primi un calificativ mai mic față de restul grupului. Cunoscând acest lucru fiecare se mobilizează. Strategia funcționează mai ales dacă elevii au ocazia de a discuta despre acest lucru în mijlocul proiectului, iar cel vizat are timp să-și remedieze comportamentul.
În acest sens, M. Bucos, arată: „Calitatea învățării prin cooperare depinde de calitatea dezbaterii democratice instaurate între elevi prin dublă exigență a rigorii intelectuale și a eticii comunicaționale (a asculta și a respecta partenerul, a cauta să-i înțelegi opiniile, modul de a gândi, a avea nevoie de păreri și puncte de vedere diverse pentru a-și construi propria gândire)."
Adevărata învățare este aceea care permite transferul achizițiilor în contexte noi. Este nu doar simplu activă, individual activă ci interactivă. Reciprocitatea este un stimulent al învățării, când acțiunea comună este necesară, când reciprocitatea este activată în cadrul unui grup în vederea obținerii unui rezultat, atunci par să existe procese care stimulează învățarea individuală și care conduc pe fiecare la o competență cerută de constituirea grupului. Gruparea și sarcinile în care membrii grupului depind unul de celălalt pentru realizarea rezultatului urmărit arată că:
elevii se implica mai mult în învățare decât în abordările frontale sau individuale ;
elevii odată implicați își manifestă dorința de a împărtăși celorlalți ceea ce experimentează, iar aceasta conduce la noi conexiuni în sprijinul înțelegerii ;
elevii acced la înțelegerea profundă atunci când au oportunități de a explica și chiar preda celorlalți colegi ceea ce au învățat.
lată câteva modalități pentru a forma rapid grupuri:
cartoane cu numere
Hotărâți numărul de grupuri și numărul de membri al fiecăruia. Scrieți numerele corespunzătoare numărului de grupe pe tot atâtea cartoane câți membri doriți și fie în fiecare grup. Amestecați cartoanele numerotate și cereți elevilor să tragă câte unul. Vor afla astfel numărul grupului din care fac parte. De exemplu, doriți să formați 6 grupuri de câte 5 membrii. Faceți 30 de cartoane, câte 5 din fiecare din numerele de la 1 la 6. Plasați câte un numar de la 1 la 6 pe cele 6 mese de lucru unde elevii se vor regrupa în funcție de cartonul tras.
aniversarea
Puteți grupa elevii în funcție de lunile în care s-au născut. Această distribuție este inegală și trebuie luată decizia a modului de grupare a lunilor în funcție de numărul copiilor (de exemplu – un grup al celor născuți în ianuarie și februarie, un grup al celor născuți în martie).
materiale de lucru
Puteți grupa elevii în funcție de materialele pe care le distribuiți. Acestea pot avea marcaje de papetărie de tipul:
> fișe de lucru prinse cu clame de diferite culori;
> fișe de lucru pe hârtii/cartoane de diferite culori;
> etichete cu diferite simboluri etc.
În acest mod, elevii se grupează odată cu distribuirea materialelor de lucru în funcție de marcajele pe care acestea le conțin.
Este de remarcat faptul ca toate ideile de mai sus se aplică la gruparea aleatorie a elevilor. În funcție de nevoile elevilor și de obiectivele avute în vedere, gruparea se poate face și după criterii de diferențiere (stil de învățare, tip de inteligență).
Lecțiile se încheie cu solicitarea adresată elevilor de a reflecta pe marginea celor învățate, a modului în care au învățat și de a evalua succesul pe care l-au avut metodele de învățare în cazul lor.
IV.4. Metode și tehnici de cunoaștere a grupului
Rolul aplicării metodelor de cunoaștere a grupurilor sociale este acela de a-l ajuta pe cercetătorul, organizatorul sau conducătorul unui astfel de grup de a culege cât mai multe informații referitoare la grupul în cauză, de a înțelege funcționarea sa și a comportamentelor de grup. Dacă acesta reușește să atingă scopurile prezentate, va fi capabil să anticipeze cu ușurință evoluția viitoare a grupului.
Profilul psihosocial al grupului este modalitatea prin care se poate realiza o bună cunoaștere a grupului, a caracteristicilor lui generale și particulare. Este înlesnită anticiparea funcționalității viitoare a grupului. În profilul unui individ se pot remarca:
Puncte slabe – care necesită intervenții educative, remedieri sau ameliorări.
Puncte forte – elementele de sprijin în vederea desfășurării unor comportamente eficiente.
Aceasta se poate întâmpla și în ceea ce privește un grup.
Pentru ca aceste trăsături ale indivizilor să fie convertibile la caracteristici ale unui grup, trebuie să se țină cont de câteva aspecte ale grupului. Se stabiliesc, astfel, particularități ale grupului care urmează sa fie măsurate iar apoi vizualizate sub forma profilului.
Cele mai utilizate particularități sunt:
– Consensul (existența atitudinilor asemănătoare în grup) ;
– Conformismul (respectarea normelor de grup) ;
– Autoorganizarea (capacitatea grupului de a se organiza singur) ;
– Coeziunea (unitatea grupului) ;
– Eficiența (îndeplinirea obiectivelor) ;
– Autonomia (independența) ;
– Controlul (grupul ca mijloc de control a acțiunii membrilor săi) ;
– Flexibilitatea (de manifestare a comportamentelor variate) ;
– Omogenitatea (similaritate psihologică și socială a membrilor) ;
– Intimitatea (apropierea psihologica între oameni) ;
– Participarea (acționarea pentru grup).
Cu ajutorul profilului psihosocial se pot lua decizii de ameliorare a unor probleme apărute între membrii grupului, rezolvarea acestora ducând la o creștere a eficienței și o mai ușoară atingere a obiectivelor comune.
În continuare este prezentată activitatea în cadrul lecției pe grupe:
IV.4.1. Puncte-cheie pentru asigurarea succesului în lucrul pe echipe :
a. Fixarea sarcinii de lucru
Sarcina de lucru trebuie să fie clară și exprimată în scris ;
Profesorul sau membrii grupului desemnează un Scrib ;
Limita de timp acordat este menționată înainte ;
Sarcinile de lucru se diferențiază prin aceea că sunt deschise, graduale și /sau dificile ;
Există cel puțin câteva sarcini de lucru cu grad de dificultate ridicat, mai exact cele ce necesită : analiză (întrebări de tipul 'de ce'), sinteză (întrebări de tipul 'în ce mod') sau evaluare (întrebări de tipul 'care' sau 'cât de bine')
Pe lângă rolul de Scrib, luați în considerare roluri pentru elevi cum ar fi : Profesor, Controlor, Responsabil cu vocabularul, Reporter, Responsabil cu rezumatul, Conducător etc.
b. Elevii lucrează
Profesorul verifică atenția elevilor plimbându-se printre bănci și citind notițele Scribului ;
Se fixează limite de timp scurte, acestea stimulându-i pe elevi.
c. Verificare și corectare
Verificați notițele Scribului pentru a observa rata progresului ;
Feedback-ul este 'medalia și scopul misiunii' cel puțin uneori: o 'medalie' pentru progresul realizat și un 'scop al misiunii' care îi stimulează pe elevi să meargă mai departe.
d. Feedback și revizuire
Se solicită răspunsuri de la fiecare grup (fiecare grup trebuie să furnizeze doar un punct de vedere, pentru a oferi șansa și celorlalți să răspundă) ;
Ați putea numi un 'Corector' și apoi alegeți la întâmplare pe cineva din grup care să explice descoperirile grupului ;
Elevii sunt întrebati care sunt punctele-cheie descoperite;
Punctele-cheie în procesul de învățare trebuie subliniate și scrise pe tablă ;
Luați în considerare o recapitulare într-un stil interogativ-asertiv în cadrul căreia profesorul nu oferă răspunsul corect ci folosește întrebări și răspunsuri pentru a conduce clasa spre o discuție generală.
Noul Curriculum Național pune în valoare câteva orientări moderne:
Învățarea este considerată în calitatea sa de proces, prin ceea ce se obține de către elev (cunoștințe, deprinderi), și nu prin ceea ce predă învățătorul, într-o anumită unitate de timp.
1. Învățarea vizează formarea de capacități și aptitudini în vederea rezolvării problemelor, prin utilizarea strategiilor participative
2. Oferta de învățare a școlii se adresează elevului concret, răspunzând nevoilor acestuia, și nu către un elev abstract – ceea ce ar determina uniformizarea pregătirii și nivelarea șanselor de integrare.
3. Conținuturile învățării se corelează cu existența cotidiană, cu realitățile trăite și cu interesele elevului.
4. Conținuturile învățării se esențializează, pentru a se adapta principiului „nu mult, ci bine”.
5. Formarea elevului trebuie să urmeze un parcurs individualizant, evidențiind o motivație personală, având ca scop modelarea personalității. 6. Profesorul, alături de alți factori educaționali, devine responsabil în ceea ce privește proiectarea, monitorizarea și evaluarea activității – prin restructurarea curriculum-ului, selectarea manualului, proiectarea unităților de învățare și organizarea fiecărei activități în parte.
Teoriile manageriale moderne abordează lucrul în echipă ca soluție a unor probleme considerate, de obicei, insurmontabile: incompatibilitățile temperamentale, invidia profesională, carierismul.
Strategia lucrului în echipă limitează individualismul extrem și combate tendința caracteristică a zilelor noastre – lipsa de comunicare.
Școala contemporană încearcă, în conformitate cu anumite sisteme educaționale naționale, să realizeze colective omogene din punct de vedere al vârstei, al dezvoltării psihointelectuale al capacităților.
Schimbarea frecventă a criteriilor repartizării pune în evidență preocuparea pentru funcționalitatea colectivului, pentru optimizarea organizării acesteia.
În cadrul unui sistem de învățământ care menține structura colectivelor de elevi de-a lungul unui ciclu școlar, lucrul pe echipe este chemat să suplinească preocupările de omogenizare a colectivelor și de organizare armonioasă a acestora.
Lucrul pe echipe presupune luarea în considerație a următoarelor aspecte (Chiprian, C., 2006, p.17):
Constituirea echipelor ;
Funcționalitatea echipelor ;
Integrarea secvențelor în cadrul activității didactice ;
Aprecierea și evaluarea;
Variante de lucru în echipă ;
1.Constituirea echipelor:
Echipa reprezintă o formă superioară de organizare presupunând distribuția sau asumarea unor roluri bine determinate de către membri. După Cohen (2003, p.75) rolurile sunt următoarele:
Facilitatorul- asigură ca fiecare să primească ajutor atunci când are nevoie;
Controlorul- verifică toate materialele înainte de a fi distribuite
Căutătorul de dovezi- ajută grupul să caute informații atunci când apar sau sunt necesare;
Furnizorul- răspunde de distribuirea tuturor materialelor instrucționale
Responsabilul cu curățenia- strânge materialele;
Ofițerul de securitate- îi supraveghează pe ceilalți când sunt folosite la lecție obiecte ascuțite, electricitate
Raportorul- relatează restului echipei despre deciziile și ideile grupului;
Responsabilul cu timpul- asigură respectarea timpului alocat pentru realizarea sarcinii
Sub formă de joc, echipele se pot stabili aleator prin numărare, jetoane colorate etc.
2. Funcționalitatea echipelor:
În urma atribuirii unor roluri și în confromitate cu anumite principii de constituire, echipele pot funcționa:
un timp limitat (o oră de clasă, o secvență didactică)
un timp mai îndelungat (o săptămână, o lună, un semestru, un an școlar)
De asemenea, rolurile pot rămâne fixe sau se pot interschimba periodic. Stabilirea echipelor se decide în funcție de obiectivul propus:
elaborarea unui proiect;
stabilirea unor relații de colaborare;
dezvoltarea unor abilități;
3.Integrarea secvențelor în cadrul activității didactice:
Echipele pot funcționa în cadrul orei de clasă și/sau în afara acestora (activități extrașcolare, extracurriculare, etc.). În al doilea caz, echipele trebuie să fie mai stabile. În cadrul orei, activitatea pe echipe se poate integra indiferent de secvența didactică.
4.Aprecierea și evaluarea:
Se realizează optim în ore sau secvențe speciale (de prezentare și evaluare) cu stabilirea unor itemi de evaluare și cu participarea celorlalte echipe. În felul acesta se poate obține un anumit grad de obiectivitate în evaluare, precum și alte atitudini pozitive (la nivelul colectivului). Evaluarea fiecărui elev în parte trebuie făcută în timpul lucrului efectiv, prin observare, întrucât prezentarea rezultatului muncii colective nu este edificator decât pentru unu, maximum doi echipieri.
a) se poate evalua fiecare membru, prin prisma rolului asumat în echipă (și realizat):
Exemplu- atitudinea față de sarcina de lucru
Elevul:
b) se poate evalua lucrul în echipă cu ajutorul unor fișe, astfel:
c) se poate evalua contribuția fiecărui membru al echipei:
IV.5. DEMERSURI METODICE UTILIZATE ÎN CADRUL DISCIPLINEI DE CHIMIE
IV.5.1. Analiza efectelor utilizării metodelor de învățare prin cooperare și competiție în cadrul disciplinei de chimie:
Pentru a surprinde efectele utilizării metodelor de învățare prin cooperare în lecțiile de comunicare, în anul școlar 2010-2011 am realizat un demers investigativ, apelând la analiza Swot și tehnica Focus grup.
Care ar fi impactul utilizării metodelor de învățăre prin cooperare la orele disciplinei de chimie?
Grupul investigat a cuprins 7 profesori de la Liceul Tehnologic Lespezi, Pașcani.Rezultatele investigației sunt prezentate în tabelul de mai jos.
S-a constatat că 3 dintre cei intervievați preferă utilizarea metodelor de învățare prin cooperare. Consideră că folosirea acestor strategii didactice este mai eficientă decât în cazul lucrului individual.
Comparând efectele diferite ale învățării prin cooperare față de tehnicile de învățare numite “tradiționale”, doar 4 consideră că rezultatele metodelor individuale sunt mai eficiente.
Investit cu o imensă responsabilitate, profesorul trebuie să dovedească prin orice act întreprins că este dedicat profesiei exercitate. O prestație didactică adecvată implică o riguroasă documentare/pregătire științifică, tact pedagogic, stil didactic, abilitatea de a selecta strategii care să faciliteze actul învățării.
Cadrele didactice au semnalat faptul că atât cooperarea cât și competiția pot fi distructive în măsura în care sunt exacerbate sau sunt direcționate spre scopuri incompatibile profesiei.
Pornind de la “coordonatele” unei școli “eficiente”:
Ș- a simți, a sintetiza;
C-a cunoaște, a compara, a conștientiza
O- a onora, a opera;
A- a atrage, a ambiționa, a aplica;
L- a lucra, a lumina;
A- altruism, anticipare, adevăr;
rămâne la latitudinea fiecărui cadru didactic ce stil/strategie va adopta pentru a se putea raporta obiectiv la standardele anterior menționate;
în identificarea impactului psihopedagogic pe care îl au cele două practici educative – cooperarea și competiția – asupra formării personalității elevilor, am proiectat și derulat unele demersuri instructiv-educative prin care să se valorifice cooperarea și competiția între elevi.
IV.5.2. PROBLEMATIZAREA:
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. Unii autori consideră metoda problematizării ca o variantă a metodei conversației.
V. Bunescu o definește fiind o cale de rezolvare a contradicțiilor în procesul cunoașterii, fie o contradiție între experiența empirică și cunoașterea științifică.
Metoda constă în crearea unor astfel de contradicții ( reale sau aparente) de situații-problemă, pe care elevii să le sesizeze și la care să caute un raspuns, o soluție.
După opinia lui T.V.Kudreațev, sunt mai multe tipuri de situații-problemă. Acestea se creează atunci când:
Apare un dezacord între vechile cunoștințe ale elevului și cerințele impuse de rezolvarea unei probleme.
Elevul trebuie să aleagă dintr-un lanț sau sistem de cunoștințe numai pe acelea care îi vor fi necesare în realizarea problemei, completând datele care lipsesc
Elevul este pus în fața unei contradicții între modul de rezolvare a problemei posibil din punct de vedere teoretic și imposibilitatea de aplicare în practică
Elevul este solicitat să vadă dinamica mișcării în statica unei scheme
I se cere elevului să aplice cunoștințe învățate anterior în condiții noi
Pentru soluționarea acestor situații – problemă Thorndike sugerează următoarele cinci faze:
1. definirea problemei (adică a situației din care elevii trebuie să iasă) și a obiectelor necesare în direcția unei eventuale soluții;
2. gruparea și selecționarea informației. În această fază (considerată deja activă) se caută informația relevantă, pertinentă pentru soluționarea problemei.
3. elaborarea informației prin reflectare, avându-se în vedere o soluție. Elevii raționează asupra tuturor informațiilor disponibile prin modalități diferite (intuiție, deducție, analogie, reducere la absurd, fac apel la diverse modele).
4. elaborarea soluției, făcând apel la idei și sfârșind cu adoptarea unei decizii se reține o idee considerată ca fiind cea mai puțin potrivită.
Aplicarea acestei metode poate avea loc prin următoarele exemple:
Scrie ecuațiile reacțiilor chimice din schemă și calculează compoziția procentuală a substanțelor NaOH și Cu(OH)2:
Cu(OH)2
Na NaOH NaCl
Na2CO3
Știind că se formează 3 moli de Fe(OH)2 și 5 moli de Fe(OH)3 să se determine masa substanțelor intrate.
Problematizarea apare în lecție în forme diverse. Așadar, cea dintâi introduce o situație problemă, reprezentând o stare conflictuală complexă, incluzând probleme teoretice și practice de rezolvat. Ilustarea aplicării acestui tip de metodă problematizantă se poate ilustra printr-o serie de exerciții structurate pe baza unor întrebări.
Exemple:
Ținând cont de criteriul solubilității, cum sunt clasificate bazele?
De unde provine denumirea bazelor?
Ce formule au hidroxizii de sodiu și de calciu?
Care sunt metodele de obținere a bazelor, în funcție de reacția pe care o au cu apa?
Cea de-a doua formă de problematizare poartă denumirea de întrebare problemă, abordând, de regulă, o singură chestiune, într-o manieră restrânsă de dificultate sau complexitate. O astfel de problematizare se folosește în verificările curente, examenele orale. Întrebarea problemă nu cunoaște răspunsuri predeterminate, nici nu presupune simple expuneri ale faptelor, ci dorește să incite curiozitate intelectuală. Se deosebește de întrebările folosite în cursul conversației obișnuite cu clasa, prin aceea că determină o situație de conflict informațional, îl determină pe elev se realizeze selecții, ierarhizări și prelucrări ale datelor. Întrebările problemă pot soluționa o situație problemă sau pot genera, la rândul lor, o alta. În continuare, vom susține cele menționate prin exemple concludente, constituie în jurul unitătii Baze.
Care din bazele următoare se pot obține în urma reacției metalului cu apa: Al(OH)3, SO2(OH)2, NO2OH, Mg(OH)2
Ce masă de soluție NaOH 20% se poate obține din doi moli de Na2O în urma tratării acestuia cu apă? Ce cantitate de apă este necesară?
Cea din urmă formă specifică acestei metode o constituie exercițiile problematizante, suprinse în următoarele exemple.
Scrie formulele hidroxizilor: de sodiu, de magneziu, de fier (III), de calciu, de cupru (II).
Clasifică în solubile și insolubile bazele: KOH, Al(OH)3, Mg(OH)2, Zn(OH)2, Cu(OH)2.
Într-un cristalizator cu 200 g apă se introduc 4,6 g Na metalic. Ce concentrație va avea soluția de NaOH obținută?
270 g din clorura unui metal, MCl2, reacționează cu NaOH și se obține 196 g precipitat albastru. Calculează masa moleculară a precipitatului obținut și scrie formula lui chimică.
IV.5.3. Învățarea pe bază de proiect
Proiectul reprezintă o modalitate de instruire și autoinstruire, grație căreia elevii efectuează o cercetare la baza căreia se află obiective practice și care se finalizează într-un produs material; modele materiale, obiecte, albume tematice. Aceste produse sunt rezultatul unor activități de proiectare, cercetare și al unor activități practice, fie individual, fie în grup, și care se caracterizează prin originalitate și utilitate practică.
Proiectul se structurează în timp astfel:
începe în clasă prin definirea și înțelegerea sarcinii de lucru, eventual și prin începerea rezolvării acesteia;
se continuă acasă pe parcursul a zile sau săptămâni, timp în care elevii au permanente consultări cu învățătorul;
se încheie tot în clasă, prin prezentarea în fața colegilor a unui raport asupra rezultatelor obținute și, dacă este cazul, a produsului realizat. În pregătirea proiectului, învățătorul trebuie să se gândească la următoarele întrebări:
tema aleasă răspunde interesului elevilor?
încurajează tema respectivă gândirea imaginativă, creativă?
vor face apel elevii la deprinderile de bază formate pentru a reuși proiectul?
se vor ivi posibilități de responsabilitate socială în timpul lucrului la proiect?
vor fi oferite șanse elevilor de a-și îmbogăți nivelul de cunoștințe și de experiență cu obiecte, fapte, evenimente din lumea înconjurătoare?
reflectă proiectul încercările elevilor de a-și construi propria înțelegere și interpretare a informației noi?
Răspunsurile la aceste întrebări constituie temelia proiectului, pe care se va înălța întreaga arhitectură a acestuia. Alegerea temei pentru proiect poate fi făcută de către învățător sau poate aparține elevilor. În demersul de realizare a unui proiect următorii pași sunt important de urmărit:
stabilirea domeniului de interes;
stabilirea premiselor inițiale, cadrul conceptual, metodologic, datele generale ale investigației;
identificarea și selectarea resurselor materiale;
precizarea elementelor de conținut ale proiectului.
Apelarea la învățarea pe bază de proiect presupune de fapt abordarea integrată a unei anumite teme. Acest tip de abordare/ învățare integrată reprezintă un obiectiv major al învățământului primar, în cadrul reformei curriculare, în condițiile decongestionării programelor școlare. Acest tip de învățare vizează cultivarea unor trăsături cum ar fi: curiozitatea, admirația, imaginația, gândirea critică, spontaneitatea, plăcerea de a efectua experiențe. Toate aceste trăsături influențează capacitatea copilului de a recepționa noțiuni și de a utiliza ideile într-un mod original.
IV.5.4. Metoda activității cu fișele de lucru:
Tehnica fișelor presupune organizarea sistematică a procesului de instruire pornindu-se de la analiza conținutului și a dificultăților pe care aceasta le prezintă, împărțirea conținutului pe secvențe, fiecare secvență fiind jalonată de una sau mai multe întrebări. Secvențele sunt prezentate pe fișe; fiecare fișă solicită răspunsuri corespunzătoare, ceea ce permite autocontrolul imediat.
Învățarea cu ajutorul fișelor se utilizează în vederea individualizării învățării. Fișele concepute de profesori sunt diferite:
Fișe de noțiuni care pot fi fișe de autoinstruire
Fișe de probleme
Fișe de recuperare
Fișe de control
Fișe de dezvoltare
FISA DE LUCRU-BAZE
Scrieți formulele următoarelor baze:
hidroxid de sodiu…………………..
hidroxid de zinc………………………
hidroxid de aluminiu………………….
hidroxid de plumb(II)………………….
hidroxid de crom(III)……………………
hidroxid de cupru(I)…………………….
hidroxid de fier(II)………………………
hidroxid de potasiu……………………….
Corectati greselile intentionat strecurate in sirul de formule indicate:
FeIII(OH)2
K2OH
AlII(OH)3
CaI(OH)2
CuII2(OH)2
CuI(OH)2
MgII2(OH)2
ZnIIH2O2
Care din formulele de mai jos corespund bazelor,argumentati alegera facuta:
KOH,
NO2OH
Al(OH)3
P(OH)3
Ca(OH)2
SO2 (OH)2
Se dizolvă 4 g de NaOH in 46 g de apă distilată .Solutia obtinuta reactioneaza cu50 g de solutie de HCl de concentratie 36,5 %.
Se cere:
concentratia solutiei de soda caustic;
2. masa de NaCl obținută prin reactie;
FIȘA 1
FIȘA DE CONSOLIDARE, OBȚINEREA BAZELOR
Completați ciorchinele – obținerea bazelor:
Scrie succesiunea reacțiilor prin care K se transformă în K2SO4.
K → K2SO4
Câți moli de sulfat de potasiu se obțin dintr-un mol de potasiu?
FIȘA 1
FIȘA DE CONSOLIDARE, OBȚINEREA BAZELOR (Rezolvarea fișei)
1.Completați ciorchinele – obținerea bazelor:
2. Scrie succesiunea reacțiilor prin care K se transformă în K2SO4.
K → K2SO4
2K + 2H2O = 2KOH + H2↑
2KOH + CuSO4 = Cu(OH)2 ↓+ K2SO4
Câți moli de sulfat de potasiu se obțin dintr-un mol de potasiu?
1 1
2K + 2H2O = 2KOH + H2↑
2 2
1 x
2KOH + CuSO4 = Cu(OH)2 ↓+ K2SO4
2 1
X = 1/2 = 0,5 moli K2SO4
Fișă de lucru
I. Alcătuiți ciorchinele proprietăților chimice ale bazelor:
II. Scrieți ecuațiile reacțiilor din schema de mai jos, precizînd denumirile substanțelor notate cu litere:
IV.5.5. Metoda descoperirii:
Metoda descoperirii este o altă metodă de explorare indirectă utilizată frecvent în lecțiile de chimie. Prin intermediul acestei metode, elevii îndrumați de profesor descoperă noi cunoștințe.
Învățarea prin descoperire dirijată trebuie să fie utilizată în școală, deoarece s-a constatat din anumite cercetări că favorizează dezvoltarea unor atitudini și interese față de activitatea științifică.
Descoperirea trebuie dirijată corespunzător unui program. Acesta include și întrebări cu rol ajutător.Fiecare unitate de instruire este alcătuită din patru etape:
– informația;
– sarcini de activitate independentă
– construirea răspunsului
– verificarea răspunsului
Relația ce se stabilește între profesor și elevi impune distingerea a două forme de descoperire:
– independentă – se realizează prin activitatea individuală a elevilor, iar profesorul supraveghează și verifică elevii
– dirijată – profesorul acordă elevilor puncte de sprijin, informații suplimentare, întrebări ajutătoare, urmărind soluția propusă.
După criteriul relației ce se stabilește între achizițiile anterioare și la care se ajunge prin descoperire, se pot distinge 3 forme:
– inductivă ( procesul de învățare a elevului trece de la analiza și structurarea unor date și fapte la generalizări; elevii pot să independent la formarea unor definiții, reguli, principii, stabilind notele definitorii ale unor noțiuni).
– deductivă ( elevul pleacă de la cazuri generale însușite anterior pentru a ajunge la situații particulare)
– ipotetic-deductivă (elevii formulează premise pentru cauzele și relațiile dintre fenomenele studiate, apoi le verifică prin activități experimentale sau teoretice)
Această metodă poate fi utilizată în exerciții de tip experimental, după cum urmează:
Adaugă într-o eprubetă ce conține soluție de sulfat de sodiu Na2SO4, 3.5 ml de soluție de clorură de bariu, BaCl2. Cele două săruri reacționează și se formează un precipitat alb de sulfat de bariu.
Na2SO4 + BaCl2 = 2NaCl + BaSO4
Pune într-o eprubetă clorură de aluminiu, sulfat de cupru și clorură de aluminiu și adaugă hidroxid de sodiu (NaOH). Ce observi?
Din reacția clorurii de aluminiu cu hidroxidul de sodiu se obține un precipitat alb de hidroxid de aluminiu.
AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3 +3NaCl
IV.5.6. BRAINSTORMING sau asaltul de idei reprezintă formularea a cât mai multor idei – oricât de fanteziste ar putea parea acestea – ca raspuns la o situație enunțată, după principiul „cantitatea generează calitatea".
O asemenea activitate presupune o serie de avantaje:
– Implicarea activă a tuturor participanților.
– Dezvoltarea capacității de a trăi anumite situații, de a le analiza, de a lua decizii privind alegerea soluției optime.
– Exprimarea personalității.
– Eliberarea prejudecății.
– Exersarea creativității și a unor atitudini deschise la nivelul grupului.
– Dezvoltarea relațiilor interpersonale, prin valorizarea ideilor fiecăruia.
Pentru derularea optimă a unui brainstorming se pot parcurge următoarele etape:
Alegerea temei și a sarcinii de lucru.
Solicitarea exprimării într-un mod cât mai rapid, în fraze scurte și concrete, fără cenzură, a tuturor ideilor. Nimeni nu are voie să facă observații negative.
Înregistrarea tuturor ideilor în scris pe tablă.
Anunțarea unei pauze pentru așezarea ideilor (de la 15 minute la o zi).
Reluarea ideilor emise pe rând și gruparea lor pe categorii, simboluri, cuvinte cheie, imagini care reprezintă diferite criterii.
Analiza critică, evaluarea, argumentarea, contraargumentarea ideilor emise anterior, la nivelul clasei sau al unor grupuri mai mici.
Selectarea ideilor originale sau a celor mai apropiate de soluții fezabile pentru problema supusă atenției. În această etapă se discută liber, spontan, riscurile și contraindicațiile care apar.
Afișarea ideilor rezultate în forme cât mai variate și originale: cuvinte, propoziții, colaje, imagini, desene, cântece, joc de rol etc.
Ideile de bază ale metodei constau în transformarea mintală a unui proces, în așa fel încât ciudatul, obișnuitul, bizarul să devină familiar, explicabil, dar fiind posibilă și transformarea contrară, în care aspectul obișnuit din cunoaștere devine nefamiliar. De aceea, bazele metodei sunt : înțelegerea esenței problemei, urmată de generarea noii orientări, a conturării unei priviri total diferite asupra problemei în discuție.
În cadrul învățării chimiei metoda se aplică într-o măsură limitată, impusă de caracterul ei neflexibil. Cu toate acestea, există elemente componente ale acestui tip de strategie didactică ce se pretează unor secvențe de predare ilustrare în modelul următor.
Să presupunem că la o clasă de a VIII-a introducem primele noțiuni din unitatea Baze. În locul redării, aparent aride, a evoluției reacțiilor în timp, sugerăm elevilor să privească noțiunea de bază în vârful unei piramide, iar spre baza acesteia elevii întâlnesc concepte precum: clasificarea în baze solubile/insolubile, proprietățile chimice, caracterul acido-bazic al unor substanțe, componentele unei baze, reacțiile acestora în prezența unor metale.
O astfel de imagine, care poate fi acuzată că face rabat de la rigoarea științifică, este totuși preferabilă pentru înțelegerea unor noțiuni elementare legate de viteza de reacție.
IV.5.7. ȘTIU – VREAU SÃ ȘTIU – AM ÎNVÃȚAT Cu grupuri mici sau cu întreaga clasă, se trece în revistă ceea ce elevii știu deja despre o anumită temă și apoi se formulează întrebări la care se așteaptă găsirea răspunsului în lecție.
Pentru a folosi această metodă puteți parcurge următoarele etape:
Elevii formează perechi și fac o listă cu tot ceea ce știu despre tema ce urmează a fi discutată. În acest timp construiți pe tablă un tabel cu următoarele coloane: știu/vreau să știu/am învățat.
Cereți apoi câtorva perechi să spună celorlalți ce au scris pe liste și notați lucrurile cu care toată lumea este de acord în coloana din stânga.
În continuare ajutați-i pe elevi să formuleze întrebări despre lucrurile de care nu sunt siguri. Aceste întrebări pot apărea în urma dezacordului privind unele detalii sau pot fi produse de curiozitatea elevilor. Notați aceste întrebări în coloana din mijloc.
Cereți-le apoi elevilor să citească textul.
După lectura textului, reveniți asupra întrebărilor pe care le-am formulat înainte de a citi textul și pe care le-am trecut în coloană „vreau să știu". Vedeți la care întrebări s-au găsit răspunsuri în text și treceți aceste răspunsuri în coloana „am învățat". În continuare, întrebați-i pe elevi ce alte informații au găsit în text, în legatură cu care nu au pus întrebări la început.
IV.5.7. CONVERSAȚIA
Metoda constă în realizarea unor schimburi de idei, a dialogului profesor-elev, pe parcursul predării și al învățării. Se întocmește și sub forma dezbaterii folosite în cursul unor prelegeri, a unor lucrări de laborator, a unor simpozioane, sesiuni științifice. Dintre condițiile pe care trebuie să le îndeplinească întrebările adresate în acest context, reținem : claritate, precizie, formulare concisă, să stimuleze creativitatea.
Avantajele pe care le prezintă această metodă se constituie în realizarea unei discuții deschise cu clasa, organizarea unui număr mare de elevi atrași în prezentarea, comentarea, explicarea și, în final, înțelegerea aspectelor discutate.
Dezavantajele se constituie într-un dialog bazat pe memorarea mecanică, pe impunerea apriorică a noțiunilor date de profesor sau reproducerea unor pasaje întregi din manualul școlar cu care se lucrează. Un astfel de dialog se poate regăsi în conversația catehetică. Aceasta presupune deținerea adevărului absolut de către profesor, elevului nepermițându-i-se nicio nuanță, niciun punct de vedere propriu asupra celor prezentate de profesor.
Opusă unui astfel de dialog este conversația euristică, ce are la bază concepția lui Socrate, ce considera dialogul didactic ca act de creație, de naștere a cunoștințelor. Varianta euristică oferă elevului posibilitatea de a-și prezenta cunoștințele în formă personală. În acest sens, modul de formulare al întrebărilor profesorului capătă o altă formă, după cum urmează.
Specificați ce tipuri de reacții chimice se folosesc ca metode de obținere a bazelor și dați câte 5 exemple din fiecare.
Se supun calcinării 500 g de CaCo3 de puritate 60%. Calculați masa soluției de H2SO4 50% care neutralizează soluția 20% Ca(OH)2 formată în reacția de stingerea varului.
Dioxidul de carbon existent în 1000 de moli de aer reacționează cu hidroxidul de magneziu. Se cere :
a) masa de bază utilizată;
b) masa de sare rezultată;
c) concentrația sării rezultate;
CAPITOLUL V
EXPERIMENTUL CHIMIC
V.1. Rolul experimentului de laborator:
Ca activitate științifică de cercetare, experimentul chimic de laborator constituie o metodă fundamentală în predarea-învățarea științelor naturii. Acesta reprezentintă totodată o metodă euristică de organizare și realizare a activităților practice pentru deducerea informațiilor teoretice, concretizarea, verificarea, aprofundarea și consolidarea cunoștințelor și deprinderilor psiho-motorii în perspectiva pregătirii elevilor pentru integrarea socio-profesională.
Se poate vorbi în contextul aplicării acestui cumul de mijloace didactice de o observare provocată. A experimenta înseamnă a-i pune pe elevi în situația de a concepe și practica ei înșiși un anumit gen de operații cu scopul de a observa, a studia, a dovedi, a verifica, a măsura rezultatele.
Experimentul prezintă o provocare intenționată a unui fenomen în condiții determinate, în scopul observării comportamentului, al cercetării raporturilor de cauzalitate, al descoperirii legităților care-l guvernează, al verificării unor ipoteze.
Știință experimentală bazată pe procesul teoretic, chimia își găsește aplicativitatea practică în încercările de laborator și 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).
Experimentele se folosesc, de obicei, integrate în număr mai mare sau mai mic în diferite etape ale lecțiilor. Multitudinea sferelor de informații din domeniul chimiei, reprezentate prin noțiuni, concepte, fenomene și legi solicită o gamă diversificată a experimentelor.
Prin urmare, lucrările de laborator pot fi organizate diferențiat, formularea sarcinilor concrete pentru efectuarea unor experimente ridicând probleme care implică: scopuri ale învățării, accesibilitatea la învățare, conținutul învățării, locul în procesul învățării, corelarea cu alte strategii didactice de învățare.
Experimentele de laborator se clasifică pe baza unor criterii strict legate de varietatea de sarcini. Astfel, se pot distinge o serie de forme ale acestei strategii didactice după un prim criteriu al locului în ierarhia învățării:
a) experimente reproductive – demonstrația se reproduce după un program dinainte stabilit, indicându-se și ceea ce trebuie să se observe și la ce concluzie se ajunge;
b) experimente productiv-creative și de cercetare – au loc în context problematizat în care se afirmă capacități operaționale la nivel superior.
A. EXPERIMENTUL REPRODUCTIV:
Exemplu:
Pune într-o eprubetă oxid de calciu (var nestins) și adaugă treptat puțină apă. După ce reacția s-a terminat, mai adaugă câțiva mililitri de apă și agită. Pune eprubeta în stativ și lasă să se decanteze. După un timp, ia cu pipeta câteva picături din soluția limpede și umezește o bucată de hârtie de turnesol. Notează observațiile în fișa experimentală și scrie ecuația reacției chimice, după care explică de ce hârtia de turnesol s-a colorat în albastru.
Oxidul de calciu reacționează energic cu apa, reacția fiind puternic exotermă. Se formează hidroxidul de calciu, parțial solubil în apă; astfel, în eprubetă, prin decantare, rezultă două straturi: în partea de jos se depune un lichid lăptos, numit și var stins, iar în partea de sus se află o soluție limpede numită apă de var, care are un caracter bazic puternic. Turnesolul se colorează în albastru în prezența bazei.
Ecuația reacției chimice este:
CaO +H2O = Ca(OH)2 + Q
Pe lângă bazele prezentate anterior, mai există o substanță cu caracter bazic, amoniacul, NH3. Prin dizolvare în apă, acesta formează baza numită hidroxid de amoniu – NH4OH, care nu poate fi izolată, deoarece la încălzirea soluției, se descompune în amoniac și apă, conform ecuației reacției: NH3 + H2O = NH4OH
B. Experiențe productiv-creative și de cercetare
Experimentele prin intermediul cărora se poate extrage o regulă, respectiv cele cu caracter de cercetare sunt incluse în această subcategorie a lucrului de laborator. Etapele desfășurării experimentelor ce presupun cercetare sunt reunite de către Sanda Fătu (Didactica chimiei, 2007) astfel:
– crearea unei motivații
– formularea problemei
– enunțarea ipotezei
– elaborarea unor sisteme experimentale
– desfășurarea experimentului
– organizarea observațiilor
– discutarea procedeelor utilizate
– asimilarea unor noțiuni noi
– prelucrarea datelor
– formularea concluziilor
– verificarea rezultatelor
– aplicarea în practică
Cel de al doilea criteriu de clasificare, cel participativ, impune desfășurarea experimentelor de laborator în două moduri:
a) experimentul demonstrativ efectuat de profesor sau de o grupă de elevi;
b) experimentul frontal realizat de toți elevii, în același timp individual sau pe grupe.
A. EXPERIMENTUL DEMONSTRATIV
Punere în practică a acestui procedeu prezintă o serie de etape:
– motivația demonstrației
– orientarea atenției spre ceea ce este esențial
– efectuarea demonstrației
– enumerarea observațiilor
– interpretarea observațiilor
– concluzionarea observațiilor
B. EXPERIMENTUL FRONTAL
Elevii vor lucra individual sau pe grupe, în timpul experiențelor de acest tip. Odată cu efectuarea acestora, elevul are șansa de a participa direct la perceperea fenomenelor, la cunoaștere proprietăților substanțelor, putând să observe utilizările acestora în practică.
Criteriul capacității umane presupune noțiunea de capacitate experimentală, mai exact, în funcție de sfera unor capacități experimentele pot fi:
a) experimente pentru formarea deprinderii motorii;
b) experimente pentru formarea deprinderii intelectuale.
Această clasificare nu cunoaște o delimitare strictă a sferei experiențelor care au loc în laboratorul de chimie.Trebuie menționat faptul că nu există experiență ce are destinație unică privind însușirea deprinderilor motorii în afara celor intelectuale. Fiecare activitate experimentală ste concepută sub forma unei anumite strategii de învățare.
A. EXPERIMENTE PENTRU DEPRINDERI MOTORII:
Prin intermediul acestui tip de experiment elevii cunosc situația de a lucra cu aparatura de uz general, confecționată din sticle (eprubete, pahare Berzelius, pahare Erlenmeyer, pâlnii) și cu ustensile de laborator (clește pentru eprubete, spatule, linguri de ars) și să manipuleze sursele de încălzire.
Formarea deprinderilor motorii necesare elevilor are loc ca urmare a efectuării experiențelor prevăzute în programa școlară. În ciclul liceal, elevii cu profil științific vor cunoaște elemente de analiză cantitativă, mai exact analiza volumetrică. Aceasta permite determinarea conținutului unui component anume al substanței de analizat, iar mijlocul prin care are loc această acțiune este măsurarea exactă a volumului de reactiv.
Întrucât determinarea substanțelor în amestec constituie obiectul de lucru al analizei volumetrice, o problemă importantă este aceea a aparaturii necesare. Vasele folosite astfel sunt:
a) baloane cotate – în vederea pregătirii soluțiilor de concentrații cunoscute;
b) cilindrii gradați au rol în măsurarea volumelor de soluție;
c) pipetele măsoară cantități mici de soluție;
d) biurete, capabile să măsoare volumul de soluție în timpul titrării.
Utilizarea acestor ustensile de laborator necesită formarea unor deprinderi motorii deosebite. Elevii vor fi puși în situația de a efectua operații ce impun prezența unor deprinderi motorii de efectuare a acestor operații, intelectuale pentru a alege pertinent reactivii necesari și de prelucrare a datelor obținute.
B. EXPERIMENTE PENTRU FORMAREA ȘI DEZVOLTAREA DEPRINDERILOR INTELECTUALE
Acest tip de experimente presupune o gamă largă de clasificări, în baza unor diferite criterii. Astfel, se pot identifica:
a) experimente pentru învățarea de noțiuni și concepte
b) experimente pentru stabilirea și verificarea unor reguli
c) experimente pentru rezolvarea unor probleme
Cel din urmă criteriu, cel al locului în lecția de chimie, impune distingerea mai multor tipuri de experimente, după cum propune Sanda Fătu:
a) experimente pentru stimularea interesului față de noile informații ( are loc în momentul de introducere în lecție)
b) experimente pentru învățarea noilor informații, aporfundarea sau extinderea lor (în cadrul lecției propriu-zise)
c) experimente pentru fixarea cunoștințelor (se desfășoară în cadrul lecției în momentele de feedback sau în lecții de recapitulare)
d) experimente pentru evaluare (locul lor este variabil, putând fi utilizate la începutul învățării, pe parcursul ei sau la sfârșitul procesului de învățare.
V.2. Accesibilitatea noțiunilor la unitatea de învățare Baze prin experiment- aspecte teoretice/experimentale de laborator
Unitatea de învățare Baze presupune aplicarea într-o formă riguroasă a unor mijloace didactice de tip experimental, iar exemplele ce urmează reprezintă materializarea componentei teoretice în exerciții de lucru practice în laboratorul de chimie.
Fișă de activitate experimentală BAZE
Fișă de activitate experimentală BAZE – rezolvare
Demersul didactic personalizat exprimă dreptul profesorului de a lua decizii asupra modalităților pe care le consideră optime în creșterea procesului de învățământ, respectiv raspunderea personală pentru a asigura elevilor un parcurs școlar individualizat, în funcție de cerințe și condiții. În programa școlară, fiecarui obiectiv cadru, îi sunt asociate obiective de referintă / competențe specifice. Atingerea obiectivelor de referință / competențelor specifice, se realizează cu ajutorul conținuturilor. Profesorul poate opta pentru folosirea activităților de învățare recomandate prin programă, sau poate propune alte activități adecvate condițiilor concrete din clasă.
Un proiect de chimie este compus din:
organigrama conținutului temei ;
obiectivele de referintă / competențele specifice ale temei;
secvențele de instruire;
seturi de probleme, exerciții și aplicații;
resurse materiale, mijloace de învățământ și echipamentele tehnice;
instrumentele de evaluare;
planul lecției.
Pentru realizarea acelorași obiective / competențe, sunt posibile mai multe variante de proiecte de tehnologie didactică, în funcție de strategiile folosite. Personalitatea fiecarui cadru didactic este forul suprem de decizie, iar proiectul de tehnologie didactică reflectă personalitatea acestuia.
Reușita unui proiect de tehnologie didactică depinde de un ansamblu de factori pe care s-a contat atunci când proiectul a fost conceput.
PROIECT DIDACTIC
Profesor: Oșlobanu Doina
Data:
Clasa: a -VIII – a
Obiectul: Chimie
Tipul lectiei: experiment de laborator
Titlul unitǎții de conținut: BAZE – proprietǎți chimice
Competențe specifice:
2.1 Analizarea, interpretarea observațiilor/datelor obținute prin activitatea de investigare;
2.5 Formularea de concluzii si de generalizǎri pentru punerea în evidențǎ a proprietǎților fizice și chimice ale substanțelor compuse;
Competențe derivate:
C1: Enumerarea substanțelor compuse studiate pânǎ în prezent;
C2: Scrierea formulei generale a bazelor;
C3: Clasificarea bazelor dupǎ solubilitatea lor în apǎ și precizarea principalelor proprietǎți fizice;
C4: Verificarea experimentalǎ a proprietǎților chimice ale bazelor;
C5: Formarea de abilitǎți de comunicare și a atitudinilor pozitive fațǎ de studiul chimiei;
C6: Dobândirea de deprinderi practice prin efectuarea de experimente;
Strategii didactice:
a) resurse procedurale (metode și procedee didactice):
Explicația;
Conversația euristicǎ;
Experimentul pe grupe;
Metoda ciorchinelui.
b) resurse materiale (mijloace de învǎțǎmânt):
Manualul școlar;
Caietul de clasǎ;
Fișe de lucru;
Sistemul periodic al elementelor;
Tabla, cretǎ albǎ și coloratǎ;
Planse;
Reactivi de laborator: sol. turnesol și fenolftaleina, NaOH, KOH, Ca(OH)2, HCl , H2SO4, CuSO4, FeCl3;
Ustensile de laborator: eprubete, stativ, pahar Berzelius;
c) forme de organizare a activitǎții:
Frontalǎ;
Pe grupe de câte 4 elevi;
Desfășurarea lectiei:
1. Momentul organizatoric:(2min) profesorul face prezența elevilor în clasǎ, verificǎ existența resurselor materiale și asigurǎ un cadru propice începerii orei.
2. Legătura cu lecțiile anterioare: (10min) cu ajutorul elevilor profesorul verificǎ la tablǎ cunostințele acumulate de elevi pânǎ în prezent cu privire la baze: definiție, formulǎ generalǎ, clasificare, proprietǎți fizice și chimice.
3. Anuntarea lectiei noi (30min): profesorul scrie pe tabla titlul lectiei si supravegheazǎ elevii care efectueaza experimentele de pe fișa de lucru;
4. Fixarea cunoștintelor(5min) : elevii completează la tablǎ un ciorchine cu proprietǎțile chimice ale bazelor;
5. Tema pentru acasǎ (3min): se dǎ elevilor să întocmeascǎ referatul lucrării de laborator care va cuprinde:
☻titlul referatului;
☻scopul lucrarii de laborator;
☻materialele și reactivii folosiți;
☻modul de lucru;
☻ecuațiile reacțiilor chimice;
☻observatiile experimentale;
☻concluzii și interpretări;
Liceul Tehnologic Lespezi
Localitatea Lespezi, Județul Iași
An școlar: 2014-2015
Profesor: Oșlobanu Doina
Proiect didactic
Disciplina: Chimie
Profesor: Oșlobanu Doina
Clasa: a VIII-a
Tema: Metode de obținere a bazelor
Tipul lecției: dobândire de noi cunoștințe pe baza experimentului de laborator
Competențe specifice:
2.1. Analizarea, interpretarea observațiilor/ datelor obținute prin activitatea de investigare.
2.5. Formularea de concluzii și de generalizări pentru punerea în evidență a proprietăților fizice și chimice ale bazelor.
3.3. Aplicarea regulilor/ legilor în scopul rezolvării de probleme.
4.4. Comunicarea rezultatelor unui demers investigativ cu ajutorul Internetului.
5.1. Aprecierea avantajelor și a dezavantajelor utilizării unor baze.
Obiective operationale: La sfârșitul orei, elevii vor fi capabili :
să definească bazele pe baza compoziției lor;
să scrie corect formulele chimice ale bazelor pe baza valențelor;
să denumească corect bazele pe baza regulilor de denumire învățate;
să identifice formulele corespunzătoare unor baze pe baza formulei generale a acestora;
să verifice experimental unele metode de obținere;
să-și formeze deprinderi de utilizare a ustensilelor de laborator și a substanțelor;
să aplice noile cunoștințe în rezolvarea de exerciții, probleme, scheme program;
Metode și procedee utilizate: conversația euristica, problematizarea, descoperirea dirijată, exercițiul, experimentul, ciorchinele.
Mijloace de învățământ: sistemul periodic, manualul, fișe de lucru (experimentală, de consolidare, de evaluare), substanțe și ustensile de laborator (fenolftaleină, turnesol, var nestins, soluție de CuSO4, soluție de NaOH, soluție FeCl3, sol. NaCl, instalație de electroliză, alimentator didactic, eprubete, stativ, pahar Berzelius) tablă magnetică, magneți, laptop, videoproiector, ecran.
SCENARIUL DIDACTIC
FIȘA DE LUCRU 1
FIȘA DE VERIFICARE A CUNOȘTINȚELOR ANTERIOARE
Identifică bazele!
Na2O, Cu(OH)2, AlCl3, MgO, HCl, CaSO4, Cu, O2, BaCl2, Ba(OH)2, C, CaO, KOH, Na2CO3, KI, Mg(OH)2, HNO3.
Precizează ce au în comun substanțele identificate:
……………………………………………………………………………….
Corectează greșelile!
Incorect: Corect:
Na2OH …………..
FeOH ………….. sau ………….
CaOH …………..
Al(OH)2
Asociază!
Hidroxid de bariu Fe(OH)2
Hidroxid feric NH4OH
Hidroxid feros Ba(OH)2
Hidroxid de amoniu Fe(OH)3
Completează!
Bazele sunt substanțe …………. formate din …………. și …………………… .
O excepție de la regula generală de definire a bazelor o constituie ……………… care nu conține un ………… în formulă.
FIȘA EXPERIMENTALĂ (Rezolvarea fișei)
V.2. MIJLOACE DE EVALUARE
Multitudinea de obiective ale evaluării presupune conceperea și aplicarea unor diferite strategii. Prezentăm clasificarea acestor strategii având în vedere două repere principale. (Ungureanu, Adelmina, 2003, p.268)
În funcție de cantitatea de informație sau experiență încorporabilă de către elevi se disting două tipuri de evaluare:
evaluare parțială, în care se verifică elemente cognitive sau comportamentale secvențiale. Se realizează prin ascultarea curentă, extemporale, probe practice curente;
evaluare globală, în care se verifică o cantitate mare de cunoștințe și deprinderi obținute prin cumulare. Se realizează prin examene și concursuri.
Din perspectiva axei temporale la care se raportează verificarea, identificăm:
evaluarea inițială, care se face la începutul unei etape de instruire prin teste docimologice, concursuri.
evaluarea continuă, care se face în timpul secvenței de instruire prin tehnici de evaluare curentă și probe scrise;
evaluarea finală, care se realizează la sfârșitul unei perioade de formare prin teste de verificare, examene.
Prin coroborarea celor două criterii se ajunge la diferențierea a două forme de evaluare a procesului de instruire, cu funcții diferite, bazate pe proceduri și instrumente distincte (o clasificare clasică:
evaluare formativă (sau continuă)
evaluare sumativă (cumulativă).
Evaluarea formativă – permite situarea elevului în cursul învățării, în funcție de obiectivele pe care învățarea le desemnează, cu scopul de a se diagnostica eventualele dificultăți și de a le remedia (Farcaș, G, 2006, p.60)
se realizează pe secvențe mici și se concentrează pe elemente esențiale;
este operațională și economică, ocupând circa 8-10% din timpul de realizare a unei activități didactice;
are drept scop diagnosticarea eventualelor (neajunsuri în activitatea didactică, lacune ale elevilor) ș remedierea acestora;
cultivă simultan capacitatea de evaluare și autoevaluare a cadrelor didactice și elevilor;
răspunde funcțiilor de ameliorare și, din acest considerent, nu privește cantitatea, ci calitatea și deci, conduce la stimularea dezvoltării elevilor și nu la o ierarhizare a lor.
În concluzie, evaluarea sumativă oferă date pentru reglarea proceselor de predare-învățare.
Evaluarea sumativă stabilește un bilanț final al unei etape de învățământ. Situând elevul în raport cu obiectivele, certifică faptul că obiectivele au fost/nu au fost atinse; oferă și date semnificative asupra eficienței activității didactice și asupra procesului de învățământ.
Se organizează la intervale mai mari de timp:la sfârșitul unui capitol, al unui sistem de lecții, la sfârșitul unui semestru, anului școlar sau al ciclului de învățământ;
Exercită, în principal, funcția de constatare a rezultatelor și de clasificare a elevilor, având efecte reduse pentru ameliorarea procesului;
Utilizează o parte considerabilă din timpul instruirii;
Generează atitudini de neliniște și de stres la elevi.
Evaluarea inițială- are scopul de a dezvălui cunoștințele, capacitățile, abilitățile și atitudinile elevului la începutul unei perioade de învățare (începutul unui ciclu curricular, începutul anului școlar, unui capitol sau introducerea unei noi discipline).
Rezultatele evaluării inițiale oferă profesorului date concrete pentru orientarea activității de învățare ulterioare.
Evaluarea inițială, formativă și sumativă se completează reciproc. Prin evaluarea inițială se obține o bază de la care se pornește în activitatea de învățare.
Prin evaluarea continuă se realizează feed-back-ul necesar asigurării progresului școlar. Prin evaluarea sumativă se constată atingerea performanțelor, nivelul capacităților și subcapacităților pentru a căror realizare s-a acționat în perioada evaluării formative.
Constatăm că cele trei tipuri de evaluare se constituie într-un sistem unic, cu rol important în prognosticarea calității și eficienței învățământului.
Fișă de lucru
1.* Completați rebusul următor, ținând cont de definițiile de mai jos:
1-Indicator care colorează bazele în albastru.
2-Vița de vie se …………………cu zeamă bordeleză (lapte de var i sulfat de cupru).
3-Corp solid sau lichid folosit la igiena corpului.
4-Denumirea substanțelor folosite în laboratorul de chimie.
5-Atunci când pH-ul este 7, vorbim de un mediu…………………
6-Ca(OH)2 se folosește ca neutralizant pentru intoxicațiile acide, deci în …………..
7-Bază care se folosește la spălatul rufelor.
8-Ca(OH)2 și SiO2 se folosesc pentru obținerea mortarului în……………………..
9- Indicator care colorează bazele în roșu.
2.* Grupați formulele scrise pe două coloane astfel încât variantele scrise să fie în concordanță cu coloana selectată:
Na(OH)2; Al2O3; Cu3(OH)2, H2NO3; Ca(OH)2; HSO4; NaCl; Al3OH2; NaOH; Al3O2; HNO3; CaOH2; H2SO4; NaCl2, Al(OH)3 ; Cu(OH)2;
Corect Incorect
…………. ………….
3.*Se dau următorii hidroxizi și se cere să-i grupați conform solubilității lor:
1-baze solubile; 2-baze insolubile;
NaOH, Al(OH)3, Cu(OH)2, Ca(OH)2, Fe(OH)2, KOH, Fe(OH)3 .
4.* Se dau următoarele date, scrie formulele și denumirile bazelor corespunzătoare:
a) Ca-valența 2 d) Cu-valența 2
b) K-valența 1 e) Fe-valența 3
c) Na-valența 1 f) Al-valența 3
5.* Asociază reactanților din coloana A ,produșii de reacție din B
A B
CO2+Ca(OH)2 Ca(OH)2
CaO+H2O Na2SO4+ Cu(OH)2
CuSO4+NaOH CaCO3+H2O
NaOH+H2SO4 NaOH+CuSO4
Cu(OH)2+Na2SO4 KOH + H2
K +H2O Na2SO4+H2O
Na2O+ H2O NaOH
6.* Scrie formulele următorilor hidroxizi care au denumirile următoare:
a) hidroxid de sodiu d) hidroxid defier (II)
b) hidroxid de cupru e) hidroxid de potasiu
c) hidroxid de calciu f) hidroxid de aluminiu
7.* Descoperă care este intrusul dintre bazele următoare:
Cu(OH)2, Al(OH)3, Ca(OH)2, Fe(OH)2, Fe(OH)3.
Fișă de activitate experimentală
PROPRIETĂȚILE CHIMICE ALE BAZELOR
Experimentul 1
Acțiunea indicatorilor asupra bazelor solubile
Sarcini de lucru :
A.-Turnați în două eprubete soluție de NaOH și soluție de Ca(OH)2 .
– Puneți din cele două eprubete câte 2-3 picături de soluție pe câte o hârtie de turnesol.
B. Adăugați în cele două eprubete câte 2-3 picături de fenolftaleină.
Observații: A.………………………………………………………………………………………………… B……………………………………………………………………………………………………
Concluzii : Bazele ………………………….turnesolul și …………………………. fenolftaleina .
Importanță . Utilizări – La recunoașterea bazelor solubile
Experimentul 2
Reacția bazelor solubile cu oxizii acizi
Sarcini de lucru :
-Suflați printr-un pai , într-un pahar Berzelius conținând apă de var Ca(OH)2 ,aerul expirat de voi.
.
Observații: ……………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………..
Ecuația chimică : ………………………………………………………………………………………………………………
Concluzii :
………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………
Importanță . Utilizări : – obținerea unor …………………………. ;
– recunoașterea CO2;
– reținerea CO2 dintr-un amestec de gaze;
– Reacția dioxidului de carbon cu hidroxidul de calciu stă la baza fenomenului de întărire a amestecului de var stins și nisip , numit mortar.
Experimentul 3
A.Reacția soluției de NaOH (bază solubilă) cu soluție de HCl ,în prezență de indicator
Sarcini de lucru : -Turnați într-un pahar Berzelius soluție de NaOH peste care adăugați 2 picături soluție fenolftaleină.
-Adăugați, folosind o pipetă, soluție de .HCl, picătură cu picătură, agitând.
Observații: ……………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………..
Ecuația chimică : ………………………………………………………………………………………………………………
B.Reacția unei baze insolubile cu soluție de HCl
Sarcini de lucru : – Turnați soluție de sodă caustică NaOH într-o eprubetă ce conține sol. CuSO4;
– Adăugați, folosind o pipetă sol.HCl, picătură cu picătură, agitând.
Observații: ……………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………..
Ecuația chimică : …………………………………………………………………….
Concluzii :
……………………………………………………………………..reacționează cu acizii, formând……………….și………………..(reacție … ……………………).
………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………
Importanță . Utilizări : a)……………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………..
b)…………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………..
Experimentul 4
Reacția bazelor solubile cu unele săruri solubile
Sarcini de lucru : -Turnați soluție de sodă caustică NaOH într-o eprubetă ce conține sol. de CuSO4;
– Repetați experimentul înlocuind sol. de Cu SO4 cu sol. de FeCl3.
Observații: ……………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………..
Ecuațiile chimice : …………………………………………………… și ……………………………………………………………………………………………………………….
Concluzii ……………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………….
Importanță . Utilizări : ……………………………………………………………………………………………………………………………………….
……………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………..
Experimentul 5
Acțiunea căldurii asupra unor baze
Sarcini de lucru : -Încălziți puternic Cu(OH)2 într-o eprubetă ;
Observații: …………………………………………………………………………………………………………………………………………….
*Hidroxizii alcalini nu se descompun.
Ca(OH)2 se descompune numai la temperaturi foarte ridicate.
Ecuația chimică : ……………………………………………………
Concluzii ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………
Importanță . Utilizări :
a) obținerea ………………….acelor ………………..care nu se combină direct cu oxigenul.
b) obținerea Al2O3 (alumină) , materie primă pentru obținerea aluminiului.
FIȘA DE LUCRU 1
Consolidare – Baze:
definiție, clasificare, denumire, formulă, metode de obținere
Determină valoarea de adevăr a următoarelor propoziții:
Bazele sunt substanțe simple formate din metal și radical hidroxil; A F
Toate bazele conțin radicalul hidroxil; A F
Toate bazele conțin metal în molecula lor; A F
Bazele se mai numesc și hidroxizi; A F
Completează spațiile libere cu cuvintele care lipsesc:
a) Bazele sunt substanțe ……………………. anorganice în care numărul grupărilor –OH, numite grupări …………………….. sau oxidril este egal cu valența …………………
b) Formula generală a unei baze este…………………..;
c) După solubilitatea lor, bazele se împart în baze …………………. și baze ……………………….;
d) Soluțiile bazelor înroșesc ……………….. și albăstresc ………………………. .
Asociază!
Ca(OH)2
Baze solubile Fe(OH)3 Baze insolubile
Zn(OH)2
KOH
NaOH
Scrie formulele ce corespund denumirilor:
Hidroxid de magneziu ………………………………
Hidroxid feros ………………………………
Hidroxid feric ………………………………
Hidroxid de aluminiu ………………………………
Se consideră schema program:
e + f
(4)
(3) +FeCl3 + H2O (electroliză) b + H2↑ + Cl2↑
a + H2O (1) b + H2↑
(2) +CuSO4
c ↓ + d
Știind că substanța “b” este o bază ce conține 57,5% Na și 2,5%H, se cere:
Să se identifice substanțele notate cu litere și să se scrie ecuațiile reacțiilor chimice;
Să se încercuiască bazele;
Să se efectueze experimental reacțiile (2) și (3) din schemă;
Să se precizeze importanța practică a reacțiilor cuprinse în schemă;
Să se calculeze ce cantitate de substanță “b” se obține din 3 moli substanță ”a”;
Să se determine compoziția procentuală a substanței “e”.
Rezolvați rebusul chimic : “ Obținerea bazelor”.
Tema pentru acasă:
Propuneți o metodă prin care, plecând de la K, să obțineți K2SO4.
Rezolvarea schemei program
Fe(OH)3 + NaCl
(4)
(3) +FeCl3 + H2O (electroliză) NaOH + H2↑ + Cl2↑
Na + H2O (1) NaOH + H2↑
(2) +CuSO4
Cu(OH)2↓ + Na2SO4
100 – ( 57,5 + 2,5 ) = 40 % O
Na : O : H = 57,5/23 : 40/16 : 2,5/1 = 2,5 : 2,5 : 2,5 = 1 : 1 : 1, deci b = NaOH
(1) 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑
(2) 2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2↓ + Na2SO4
(3) 3NaOH + FeCl3 = Fe(OH)3 +3NaCl
(4) 2NaCl + 2H2O electroliză 2NaOH + H2↑ + Cl2↑
a = Na, b = NaOH, c = Cu(OH)2, d = Na2SO4, e = Fe(OH)3, f = NaCl
Baze: NaOH, Cu(OH)2, Fe(OH)3.
Se efectuează experimentele pe grupe de elevi
Toate cele patru reacții sunt metode de obținere a bazelor
nNa= 3 moli 3 x
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑
2 2
X = 3 moli NaOH = 3 ∙ 40 = 120g NaOH
MFe(OH)3 = 56 + 48 + 3 = 107 g/mol
107g Fe(OH)3………..56gFe………..48gO………….3gH
100g Fe(OH)3…………agFe…………..bgO…………..cgH
a = 52,33gFe (52,33% Fe)
b = 44,85gO (44,85%O)
c = 2,8gH (2,8%H)
FIȘA DE LUCRU
I. Se dă schema program:
1) Na + O2 → a
2) a + H2O → b
3) b + HCl → c + H2O
4) Na + H2O → b + d↑
5) b + AlCl3 → c + e↓
6) b + CO2 → f + H2O
Se cere:
a) scrieți ecuațiile reacțiilor chimice;
b) notați formulele chimice ale substanțelor notate cu litere în tabelul următor:
c) denumirea științifică și populară a substanței ,,b”
d) precizați importanța practică a reacțiilor 2, 4, 5
e) ce culoare capătă fenolftaleina în soluție de substanță ,,b”
f) cunoașteți o utilizare a substanței ,,b”?
g) din ce categorie de substanță face parte substanța ,,b”?
h) scrieți alte trei formule chimice de substanțe din această categorie.
II. Completați spațiile punctate:
Substanțele compuse care conțin în moleculă metale și gruparea hidroxil se numesc……
Formula chimică pentru hidroxidul de aluminiu este……
Culoarea turnesolul în mediu bazic este…….
Varul stins este utilizat pentru…….
Denumirea științifică pentru varul stins este…..
După solubilitatea în apă bazele se clasifică în……………..și……….
III. Calculați raportul atomic, raportul de masă și compoziția procentuală pentru hidroxidul de cupru(II).
IV. soluție de sodă caustică de concentrație 20% se neutralizează cu acid clorhidric de concentrație 35,5%. Calculați:
masa soluției de acid consumată;
concentrația procentuală a soluției obținute prin neutralizare.
FIȘA DE ACTIVITATE EXPERIMENTALĂ
BAZE- Obținere, proprietăți
Copyright Notice
© Licențiada.org respectă drepturile de proprietate intelectuală și așteaptă ca toți utilizatorii să facă același lucru. Dacă consideri că un conținut de pe site încalcă drepturile tale de autor, te rugăm să trimiți o notificare DMCA.
Acest articol: Experimente Chimice Demonstrative Si Frontale la Unitatea de Invatare Baze (ID: 159397)
Dacă considerați că acest conținut vă încalcă drepturile de autor, vă rugăm să depuneți o cerere pe pagina noastră Copyright Takedown.