Rolul Experimentului de Laborator In Studiul Reactiilor Chimice la Gimnaziu

Rolul experimentului de laborator in studiul reacțiilor chimice la gimnaziu

CUPRINS

INTRODUCERE

CAPITOLUL I : Fundamentarea științifică a temei Reacții chimice

I.1.Clasificarea reacțiilor chimice

I.1.1.Clasificarea reacțiilor după starea de agregare a reactanților sau a produșilor de reacție

I.1.2.Clasificarea reacțiilor după numărul reactanților sau a produșilor de reacție

I.1.3.Sinteze de săruri, de acizi și de baze

I.1.4.Clasificarea reacțiilor după modul de acțiune al reactivului

I.1.5.Clasificarea reacțiilor după felul energiei care provoacă reacția chimică

I.1.6.Clasificarea reacțiilor în funcție de natura particulelor participante la reacție

I.1.7. Clasificarea reacțiilor după natura efectului obținut

I.1.8.Clasificarea reacțiilor după tipul descompunerii sau formării substanțelor

I.2.Reacții care se desfășoară în soluții

I.2.1.Reacții cu transfer de protoni. Reacții acid-bază

I.2.2.Reacții cu transfer de electroni. Reacții de oxido-reducere

I.2.3.Reacții în topituri

I.3.Alte tipuri de reacții chimice. Exemple

CAPITOLUL II : Rolul experimentului de laborator în studiul reacțiilor chimice la gimnaziu

II.1 Aspecte teoretice asupra metodologiei didactice

II.2 Evaluarea în procesul de învățământ

II.3 Proiecte didactice a unității de învățare „reacții chimice

II.3.1 Proba de evaluare inițială „Formule chimice

II.3.2 Reacția de combinare

II.3.3 Reacția de descompunere

II.3.4. Reacția de înlocuire (substituire

II.3.5. Reacția de schimb (de dublă înlocuire)

II.3.6. Reacții chimice – recapitulare finală

II.3.7. Reacții chimice – proba de evaluare finală

CONCLUZII

ANEXE

BIBLIOGRAFIE

INTRODUCERE

„ Lucrul cel mai minunat cu care ne putem întâlni este misterul. La baza artei și științei adevărate se află emoția primară. Cel care nu știe acest lucru și nu poate fi curios sau simți uimire este ca și mort, asemenea unei lumânări stinse „A.Einstein

Chimia împreună cu celelalte științe ale naturii ca discipline fundamentale ale învățământului nostru, au rolul de a continua drumul deschis de înaintași, de a elucida misterul și de a dezvolta curiozitatea în rândul tinerilor.

Se crede că chimia a luat naștere în secolul II e.n. în Alexandria. La început își avea originea în unele practici și superstiții populare.

Cuvântul „chimie„ apare pentru prima oară, în mod cert, într-un decret al împăratului Dioclețian din anul 296 e.n. prin care ordona arderea cărților egiptenilor despre „chemeia” sau arta „facerii” aurului sau argintului. Etimologia cuvântului „chimie” nu este cunoscut cu certitudine.

Robert Boyle este primul om de știință care analizează critic și dezinteresat faptele ce stau la baza chimiei. În cursul secolului al XVIII-lea o pleiadă de observatori și experimentatori au acumulat numeroase observații care sistematizate de Lavoisier au constituit punctul de plecare al științei chimice moderne.

Chimia fiind o știință experimentală, educația normală a chimistului și implicit a profesorului de chimie de pretutindeni, trebuie să comporte și o lungă și serioasă practică de laborator. Metoda măsurătorilor fizice trebuie să îi fie familiară.

Ideea de la care am plecat atunci când mi-am ales tema acestei lucrări a fost de a realiza o serie de lecții cu caracter experimental care să faciliteze modul de asimilare a cunoștințelor despre „reacții chimice” și să înțeleagă că la baza învățării chimiei stau reacțiile chimice, munca în laborator însoțită de caiet și pix pentru a nota ceea ce a văzut experimental. Prin studiul acestei teme de către elevi aceștia își formează o bază solidă a cunoștințelor de chimie ce vor urma să fie însușite în celelalte clase de studiu, precum și un limbaj chimic științific corect.

Scopul și obiectivul temei:

Am optat pentru această temă datorită importanței ce o reprezintă „reacțiile chimice” atât în practică cât și în metodică. Această temă face legătura între teorie și practică și oferă elevilor metode variate de abordare a proceselor industriale.

„Chimia este o limbă internațională, o limbă pentru toate timpurile, o limbă care explică de unde venim, ce suntem și încotro ne îndreptăm”. Arthur Kornberg

CAPITOLUL 1

FUNDAMENTAREA ȘTIINȚIFICĂ A TEMEI

„REACȚII CHIMICE”

I.1.Clasificarea reacțiilor chimice

Studiul reacțiilor trebuie condus în așa fel încât să permită nu numai analogii și deosebiri cu ajutorul cărora să putem analiza reacții cunoscute, dar să dea posibilitatea de a prevedea comportarea unor sisteme puse să reacționeze, să prezică reactivitatea reacțiilor acestea.

Criteriile adoptate în clasificarea reacțiilor chimice sunt :

După starea de agregare a reactanților sau produșilor de reacție. În funcție de acest criteriu reacțiile chimice se pot grupa în : reacții în fază omogenă gazoasă, lichidă, solidă și reacții eterogene gaz-lichid, lichid-solid, gaz-solid.

După numărul reactanților sau produșilor sunt :

descompuneri simple :

CaCO3 CaO + CaO2

dublu schimb

ZnSO4 + SrO ZnO + SrSO4

După natura produșilor : reacțiile chimice pot fi utilizate în sinteze de săruri, de acizi, de baze, sinteza de îngrășăminte, de pesticide etc.

După modul de acțiune al reactivului sunt reacții : de hidroliză, etonoliză, amonoliză.

După felul energiei care provoacă reacția sunt : reacții termice, electrochimice, fotochimice.

După natura particulelor participante la reacție sunt : reacții ionice, moleculare, radicalice.

După natura efectului obținut sunt: reacții de precipitare, de condensare, de polimerizare, de culoare, de deplasare, de neutralizare.

După natura descompunerii sau formării substanțelor sunt : reacții de sinteza, analiză, metateză, substituție.

Progresele înregistrate în cunoașterea structurii moleculelor au stimulat și clasificări care merg mai departe de formă, înspre profunzimea fenomenelor și clasează reacțiile, printre altele, după o anumită teorie a legăturii chimice. Astfel, ținând seama de caracteristicele orbitalilor implicați în reacție, acestea pot fi clasificate în : reacții termice, fotochimice și radicalice. Reacțiile termice includ interacțiile între orbitali dublu ocupați ai unei molecule A cu orbitali vacanți ai unei molecule B sau invers.

Moleculele A și B sunt deci în starea lor fundamentală în momentul reacționării. Reacțiile fotochimice cuprind interacțiile dintre reacțiile termice, în plus adăugându-se cele dintre orbitali vacanți – orbitali simplu ocupați (cu un electron) și cele dintre orbitali dublu ocupați – orbitali simplu ocupați. În reacțiile fotochimice, deci una dintre molecule trebuie să fie într-o stare excitată (A* ) în timp ce partenerul de reacție poate rămâne în stare fundamentală. În reacțiile radicalice interacțiile sunt același ca în reacțiile fotochimice, cu deosebirea că trebuie să existe radicali liberi reprezentați prin molecule sau atomi cu electroni impare (și reacțiile dintre doi radicali se încadrează în această grupă).

Pentru a urmări și trata reacțiile pe baza acestei clasificări trebuie cunoscuți direct (sau deduși) toți factorii care sunt implicați în reacție și care pot fi electrostatici sau sterici care intervin numai dacă se respectă factorii de simetrie, deci când un proces este interzis din punct de vedere simetric el este dezavantajat energetic. După natura interacției se consideră că există două clase mari de reacții :

Interacții donor-acceptor, care include toate reacțiile în care transferul de electroni se realizează simultan în două sensuri opuse.

Acceptor

Donor

Interacție Interacție

donor-acceptor de schimb

Interacțiile donor-acceptor intens studiate în ultima vreme au condus la ecuații generale cum sunt cele propuse de Pearson și care conțin termeni pentru aprecierea interacției electrostatice și respectiv pentru interacția covalentă.

Acești termeni utilizează electronegativitățile orbitale.

O categorie importantă a reacției tip donor-acceptor o reprezintă acelea în care interacția are loc între orbitalii moleculari de frontieră-orbitali vicinali între care se stabilește interacția. In acest caz pentru fiecare moleculă este necesar să se stabilească HOMO și LUMO (orbitali de frontieră) și pe baza lor se pot calcula energiile de interacție .

Reacțiile donor – acceptor pot fi monocentrice sau bi sau respectiv policentrice. Concluziile care se desprind din aceste studii în ce privește principalele forțe care operează într-o reacție sunt:

orbitalii moleculari ocupați ai unui sistem resping orbitalii moleculari ocupați ai celuilalt sistem;

orice sarcină pozitivă dintr-un sistem molecular atrage orice sarcină negativă din celălalt sistem molecular;

orbitalii ocupați sau în special orbitalii HOMO ai unui sistem interacționează cu orbitalii vacanți –în special orbitalii LUMO – ai celuilalt sistem, cauzând o atracție între molecule. Cercetările moderne vizează chimia teoretică ghidându-se după ideea tratării unitare a reacțiilor și mai ales după ideea automatizării rezultatelor, a prelucrării lor pe calculatoare electronice.

I.1.1.Clasificarea reacțiilor după starea de agregare a reactanților sau a produșilor de reacție

Reacții în faza omogenă lichidă

Reacțiile în faza lichidă ( în soluție) sunt fie reacții în care doi ioni formează molecule covalente sau substanțe cristalizate insolubile,de exemplu:

H3O+ + HO- 2H2O

Ag+ + Cl- AgCl

sau reacții între moleculele covalente. O reacție care are loc într-un sistem omogen (constând dintr-o singură fază) se numește reacție omogenă. Acest tip de reacție se pot realiza în fază gazoasă, lichidă sau solidă corespunzătoare stării de agregare a reactanților.

În faza gazoasă pot avea reacții de combinare, de descompunere sau de substituție, iar în faza solidă, reacții de descompunere sau de combinare. În faza lichidă pot avea loc reacții acido-bazice, reacții ionice de schimb și reacții de hidroliză.

Reacțiile eterogene(neomogene) sunt reacțiile care se produc la interfața solid gaz,ca de exemplu:

C(s) + O2(g) = CO2(g)

2Na(s) + O2(g) = Na2O2(g)

C(s) + H2O(g) = H2(g) + CO(g)

sau la interfața solid-lichid,unde se pot iniția atât reacții de schimb, cât și reacții de substituție.

În timp ce reacțiile dintre ioni decurg de obicei cu viteze extrem de mari, nemăsurabile, reacțiile între moleculele covalente au loc de multe ori cu viteze ce permit determinări cinetice. Unele reacții în fază omogene decurg însă prin mecanism radicalic. Cele mai multe recurg însă ori prin mecanisme heterolitice. Reacția de hidroliză a unei hologenuri organice (clorură de terț – butil) duce tot la un alcool și un ion de halogen este tot o reacție de substituție nucleofilă. Cinetica este în acest caz de ordin I. Reacția este o substituție nucleofilă unimoleculară (simbol SN1).

În timp ce reacțiile cu mecanism SN2 viteza de reacție este proporțională cu concentrația ionului HO-. Reacția are loc și în absența ionului HO-,căci reactantul în acest caz nu este ionul hidroxil ci moleculele solventului (de aceea reacțiile sunt numite solvolize). Reacția recurge în acest caz în două etape consecutive. Prima vizează chimia teoretică ghidându-se după ideea tratării unitare a reacțiilor și mai ales după ideea automatizării rezultatelor, a prelucrării lor pe calculatoare electronice.

I.1.1.Clasificarea reacțiilor după starea de agregare a reactanților sau a produșilor de reacție

Reacții în faza omogenă lichidă

Reacțiile în faza lichidă ( în soluție) sunt fie reacții în care doi ioni formează molecule covalente sau substanțe cristalizate insolubile,de exemplu:

H3O+ + HO- 2H2O

Ag+ + Cl- AgCl

sau reacții între moleculele covalente. O reacție care are loc într-un sistem omogen (constând dintr-o singură fază) se numește reacție omogenă. Acest tip de reacție se pot realiza în fază gazoasă, lichidă sau solidă corespunzătoare stării de agregare a reactanților.

În faza gazoasă pot avea reacții de combinare, de descompunere sau de substituție, iar în faza solidă, reacții de descompunere sau de combinare. În faza lichidă pot avea loc reacții acido-bazice, reacții ionice de schimb și reacții de hidroliză.

Reacțiile eterogene(neomogene) sunt reacțiile care se produc la interfața solid gaz,ca de exemplu:

C(s) + O2(g) = CO2(g)

2Na(s) + O2(g) = Na2O2(g)

C(s) + H2O(g) = H2(g) + CO(g)

sau la interfața solid-lichid,unde se pot iniția atât reacții de schimb, cât și reacții de substituție.

În timp ce reacțiile dintre ioni decurg de obicei cu viteze extrem de mari, nemăsurabile, reacțiile între moleculele covalente au loc de multe ori cu viteze ce permit determinări cinetice. Unele reacții în fază omogene decurg însă prin mecanism radicalic. Cele mai multe recurg însă ori prin mecanisme heterolitice. Reacția de hidroliză a unei hologenuri organice (clorură de terț – butil) duce tot la un alcool și un ion de halogen este tot o reacție de substituție nucleofilă. Cinetica este în acest caz de ordin I. Reacția este o substituție nucleofilă unimoleculară (simbol SN1).

În timp ce reacțiile cu mecanism SN2 viteza de reacție este proporțională cu concentrația ionului HO-. Reacția are loc și în absența ionului HO-,căci reactantul în acest caz nu este ionul hidroxil ci moleculele solventului (de aceea reacțiile sunt numite solvolize). Reacția recurge în acest caz în două etape consecutive. Prima este o reacție de disociere electrolitică,este lentă, determinantă de viteză.

(CH3) – Cl lent (CH3)3C+ + Cl-

(CH3)3C+ + H2O repede (CH3) – OH + H+

Asupra vitezei tuturor reacțiilor natura solventului are o mare influență. Studiul mecanismelor de reacție este deosebit de important pentru cunoașterea și prevederea reacțiilor compușilor organici.

Reacții în faza solidă – sunt acele reacții în care reactanții (doi sau mai mulți) se găsesc sub formă de compuși solizila temperatura de reacție.

Exemple de reacții în faza solidă:

– un reactant solid(transformare de fază);

– reversibilă (enantiotropă);ireversibilă(monotropă)

– reacții de disociere- termică

-fotochimică (eshidratarea aluminosilicaților și pentru doi reactanți solizi formarea spinelului și formarea titanaților.

– reacții de dublu schimb;

α – cuarț β –cuarț

4000C

fosfor alb fosfor roșu

în absența aerului

CaCO3 CaO + CO2

hv

2AgBr 2Ag + Br2

Al4 Si4 O10 (OH)8 Al4 Si4 O10 O4 + 4H2O

caolinit caolin

MgO + Al2O3 MgO * Al2O3 (spinel)

TiO2 + NiO NiO * TiO2

PbCl2 + 2AgI PbI2 + 2AgCl

Reacțiile în faza solidă se disting printr-o serie de caracteristici care le deosebesc de celelalte reacții.

Astfel la reacția dintre două solide în stare pulverulentă se constată o dependență a vitezei de reacție de dimensiunea particulei, iar formula unei noi rețele cristaline reclamă viteze mari de difuziune. Constantele de difuziune în substanțele solide sunt cu câteva ordine de mărime mai mici ca în lichide sau gaze. Determinante pentru aceste reacții sunt temperaturi înalte, prezenta unor defecte în rețeaua cristalină a reactanților,ca și transferul chimic, de masă. Mecanismul propus pentru reacții în faza solidă,acele de schimbare a poziției particulelor prin intermediul golurilor din rețea este aplicabil cristalelor ionice mixte AgBr – CdBr2 ca și cristalelor ionice ternare cum ar fi feritele, spineli sau titanații. Prin acest model se poate stabili o dependență a activității termodinamice, a substanței respective de concentrația în golul de rețea și invers. Reacții în faza solidă sunt incomparabil mai puțin cunoscute față de cele în fază gazoasă sau lichidă. Prin reacții în fază solidă se obțin astăzi numeroase produse tehnice de mare valoare. Cercetarea reacției gaz-solid are o importanță capitală pentru cunoașterea metalelor la temperaturi ridicate pentru studiul coeziunii metalelor la temperaturi mari ca și pentru provocarea prin coeziune dirijată a straturilor pasivante de oxizi metalici.

I.1.2.Clasificarea reacțiilor după numărul reactanților sau produșilor de reacție.

Reacții de descompunere, reacții de schimb, combinare și înlocuire

Reacțiile de combinare – sunt procesele chimice care constau din unirea a doi sau mai mulți reactanți pentru a forma un singur produs de reacție cu proprietăți diferite de ale reactanților se numesc reacții de combinare.

Exemple: CaO + H2O = Ca(OH)2

CaO + SiO2 = CaSiO3

NH3 + HCl = NH4Cl

S + O2 = SO2

SO2 + H2O = H2SO3

C + O2 = CO2

CO2 + H2O = H2CO3

2Ca + O2 = 2CaO

CaO + H2O = Ca(OH)2

4Li + O2= 2LI2O

Li2O + H2O = 2LiOH

Generalizare:

Metal + oxigen = oxid metalic sau oxid bazic

Oxid metalic + apă = bază (hidroxid)

La scară industrială sau în laborator, unirea directă a două substanțe simple sau compuse în urma căreia rezultă o substanță cu compoziție și proprietăți noi, bine definite se numește sinteză chimică.

Reacția de descompunere – este fenomenul chimic în urma căruia dintr-o substanță compusă se obțin doi sau mai mulți produși de reacție.

Exemple : CaO3 t0 C CaO + CO2

Li2CO3 t0 C Li2O + CO2

2Al (OH)3 t0 C Al2O3 + 3H2O

2Fe (OH)3 t0 C Fe2O3 + 3H2O

2AgOH instantaneu Ag2 + H2O

Cu cât acțiunea polarizantă a cationului (deci sarcina acestuia mai mare și raza mai mică ) asupra oxigenului grupei hidroxil este mai pronunțată, cu atât temperatura de descompunere este mai mică.

Exemple : 2H2O energie 2H2 + O2

electrică

2HCl energie Cl2 + H2

electrică

2KClO3 MnO2 2KCl + 3O2

t0 C

2H2O2 MnO2 2 H2O + O2

t0 C

CuCO3 t0 C CuO + CO2

NH4Cl t0 C NH3 + HCl

(NH4)2CO3 t0 C NH3 + CO2 + H2O

Reacția de înlocuire – este procesul chimic în care atomul unui element poate înlocui atomii altui element ce intră în compoziția unei substanțe.

Exemple : 2Na + 2HOH 2NaOH + H2

Ca + 2H2O = Ca (OH)2 + H2

Mg + 2HCl = MgCl2 + H2

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

Mg + CuSO4 = MgSO4 + Cu

Zn + Pb(NO3)2 = ZN(NO3)2 + Pb

2Al + Fe2O3 = Al2O3 + 2Fe

Reacția de schimb – procesul chimic în urma căruia reactanții își pot schimba între ei elementele, transformându-se în alți produși.

Exemple : FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2 + Na2SO4

FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)2 + 3NaCl

2NaCl + H2SO4 = 2HCl + Na2SO4

2NaNO3 + H2SO4 = 2HNO3 + Na2SO4

HCl + Cu(OH)2 = CuCl2 + 2H2O

2HCl + AgNO3 = AgCl + HNO3

HCl + AgNO3 = AgCl + HNO3

NaCl + AgNO3 = AgCl + NaNO3

I.1.3. Sinteze de săruri, de acizi și de baze

Sinteze de săruri – sărurile bazice sunt compușii din această clasă, formal au fost considerați că provin din sărurile unor metale bi sau polivalente, în care unul sau mai mulți anioni sunt înlocuiți cu ioni HO-. Analiza cristalografică cu raze X a arătat că acești compuși, care există numai în stare solidă se prezintă sub formă de rețele ionice, constituite din ioni metalici, HO- , Cl- , CO3-2 , NO3- , cu prezența legăturilor de hidrogen între ioni HO- . Se cunosc săruri bazice ale oxiacizilor, dar și ale hidracizilor. Săruri bazice ale oxiacizilor se întâlnesc în special în cazul în care cationul aparține unei baze slabe, iar anionul asemănător unui acid slab. Aceste săruri bazice se scriu uzual, ca amestec de sare și hidroxid al cationului.

De exemplu :

carbonați bazici de plumb:

PbCO3 * Pb(OH)2 și 2PbCO3 * Pb(OH)2 – ceruza

azotat bazic de cupru:

Cu(NO3)2 * Cu(OH)2

carbonat bazic de cupru :

CuCO3 * Cu(OH)2 – cocleala care se formează pe suprafața obiectelor de cupru, care apare și în natură ca mineral, malachita – de culoare verde.

CuCO3 * 1/4Cu(OH)2 – azurita – mineral de culoare albastră.

Se cunosc și o serie de hidroxihalogenuri, ca de exemplu hidroxilfluorurile de aluminiu, AlF2OH și AlF(OH)2, hidroxiclorurile de magneziu, MgCl(OH) și Mg2(OH)3Cl, hidroxiclorura de plumb, PbCl(OH), care se găsește în natură ca minerali – laurienita.

Exemplu: Mg + 2HCl = MgCl2 + H2

CuSO4 + Fe = Fe SO4 + Cu

FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaCl

AgNO3 + HCl = HNO3 + AgCl

BaCl2 + Na2SO4 BaSO4 + 2NaCl

Sinteze de îngrășăminte chimice:

Obținerea unor recolte bogate și a unor produse agricole de calitate superioară se realizează prin încorporarea în sol a îngrășămintelor chimice (săruri cu azot, fosfor și potasiu). Îngrășămintele chimice fiind substanțe care introduse în sol furnizează plantelor elementele necesare dezvoltării acestora.

Îngrășămintele chimice se clasifică în anorganice și organice.

Cele anorganice sunt simple și compuse.

Cele simple au un singur element nutritiv.

Exemple : – săruri de amoniu și azotați cu N (azot)

săruri cu P ( fosfați)

săruri cu K (clorură și sulfat)

Îngrășămintele chimice anorganice compuse (cu două elemente nutritive) :

săruri de azotat de potasiu (K și N)

săruri de fosfat de potasiu (K și P)

săruri de fosfat amoniu (N și P)

Îngrășămintele chimice organice naturale (gunoiul de grajd) și turba (cărbunele fosil); îngrășămintele organice verzi (rapița și trifoiul).

Deoarece puține plante pot fixa azotul din aer, el este absorbit din sol sub forma sărurilor. În absența azotului, plantele sunt plăpânde, iar frunzele îngălbenesc. Fosforul asigură creșterea plantelor și rezistența lor la frig. Lipsa fosforului întârzie maturizarea acestora. Îngrășămintele trebuie dozate, deoarece excesul lor poate fi dăunător. Azotații folosiți în exces pot fi transformați în azotați care se pot fixa pe hemoglobina din sânge, ducând la otrăvirea organismului și la producerea substanțelor cancerigene.

I.1.4. Clasificarea reacțiilor după modul de acțiune al reactivului

Reacții de hidroliză, etanoliză, amonoliză ( hidros = apă, lio = a dezlega, a desface) este o reacție inversă neutralizării. Această concepție nu scoate în evidență rolul dizolvantului și nici faptul că sarea este un electrolit puternic. Un proces de neutralizare se scrie :

HA (acid) + B (bază) BH+ (acid) + A- (bază)

Starea echilibrului depinde nu numai de tăriile acidului și bazei, ci și de dizolvant. Dacă dizolvantul este amfiprotic ca apa, ea poate interacționa cu produșii de hidroliză:

1 BH+(acid) + H2O(bază) H3O+(acid) + B(bază)

2 A-(bază) + H2O(acid) HO- (bază) + HA(acid)

Dacă reacțiile de mai sus au loc, fenomenul se numește solvoliză sau lioliză. Când dizolvantul este apa, fenomenul se numește hidroliză. Dacă dizolvantul este exclusiv protofilic are loc numai reacția 1, dacă este protogenic are loc numai reacția 2. hidroliza este funcție de tăria acizilor. Dacă baza folosită la neutralizare este puternică de exemplu NaOH, forma conjugată ei, apa este un acid foarte slab și hidroliza de tipul ( bază + acid ) este foarte redusă.

Hidroliza sărurilor acizilor slabi cu baze tari. Se reprezintă astfel :

NaA + H2O HA + NaOH

Aplicând legea maselor se poate scrie constanta de hidroliză (Kh=Kc[H2O]) astfel :

Kh = = =

Pentru acidul HA parțial disociat se poate scrie echilibrul :

HA H+ + A-

Kh = =

[KH] = [NaOH] =[OH]

[NaA] = c

Kh = =

= și =

[A-] =c – [OH-]

Kh = –

Hidroliza sărurilor bazelor slabe cu acizi tari. Schema este următoarea : AB + H2O = H+ + A- + BOH sau

B+ + H2O BOH + H+

K =

Kh =

Hidroliza unei sări care derivă de la un acid slab și o bază slabă :

A- + B+ + H2O HA + BOH

Kh =

Kh =

[BA] = c = [A-] = [B+]

Kh =

BH+ (sare nehidrolizată) + A- B (bază liberă) + HA (acid liber)

= gradul de hidroliză crește pe măsura creșterii temperaturii.

Hidroliza sărurilor acide. O sare acidă NaHA hidrolizează în felul:

NaHA + H2O H2A + NaOH

Constanta de hidroliză se scrie :

Kh =

scriind disocierea acidului H2A în prima treaptă :

H2A H+ + HA-;

K1 =

și cu [NaOH] = [OH-] și [NaHA] = [HA-]

Kh =

de unde : K2c = [H+]2+[H+] [H2A] =

deci

Hidroliza este modificată dacă în echilibrele de mai sus intervin din afară baze sau acizi.

Reacția de etanoliză – în reacția hidroliză au loc numai scindări heterolitice ale unor legături eterogene de tipul : C-O-; C-O-; C-X; C-M; etc. Asemenea scindări heterolitice pot avea loc nu numai în prezența apei (HIDROLIZĂ) ci și în prezența altor solvenți ca: etanol, etc. și în acest caz procesul este denumit etanoliză și în general solvoliză.

Reacția de amonoliză – este reacția amoniacului lichid analogă reacției de hidroliză. Prezintă mare importanță în sinteza unor compuși cu azot. Prin hidrurile metalelor alcaline se formează amiduri metalice:

MH + NH3 MNH2 +H2

Hidrazina și hidroxilamina anhidre pot fi ușor preparate prin acțiunea amoniacului asupra sulfatului sau oxalaților respective. Oxizii metalelor nu suferă amonoliză cu excepția celor ai metalelor alcaline și ai celor covalenți.

Primii conduc la formarea de amiduri și hidroxizi, dintre cei covalenți, dioxidul de carbon formează un compus greu solubil de sare de amoniu a acidului carbamic, iar trixidul de sulf, amestecuri de săriri de amoniu ale acizilor imidodisulfuric și sulfaminic.

Halogenurile ionice se pot separa din amoniac lichid sub formă de amoniacați sau amine. Cu creșterea caracterului covalent a legăturii în urma amonolizei apar combinații aminosubstituite. Gradul de hidroliză crește cu scăderea razei ionului metalic. Halogenurile de bor suferă amonoliză totală, cu formarea de B(NH2)3 sau B2(NH3)3. Halogenosilanii SI Xn H4-n, precum și derivații lor, alchilici sau arilici deasemenea sunt complet amonolizați. Halogenurile de Sn(IV) nu sunt amonolizate complet, în schimb la – 63° C și în prezența NH4Cl dau un compus coordinativ de forma (NH4)2[SnCl3(NH2)3].

În cazul halogenurilor de Pb(IV) nu se observă reacția de amonoliză.

Fenomene de amonoliză interesante se întâlnesc și la halogenurile elementelor tranziționale. În cazul titanului mai întâi se formează un aduct TiX4 2NH3 și apoi succesiv TiCl(NH2), TiCl2(NH2)2, TiCl(NH2)3 și Ti(NH2)4,în paralel existînd și o tendință de polimerizare.

I.1.5. Clasificarea reacțiilor în funcție de felul energiei care provoacă reacția chimică

Reacția electrochimică. Pentru a induce curent care să treacă prin celula electrolitică și să se desfășoare reacția mers spontană a celulei, diferența de potențial aplicată trebuie să depășească potențialul de curent zero,cel puțin cu supratensiunea celulei. O pilă galvanică generează în timpul funcționării un potențial mai mic decât în condiții de curent zero.

În această secțiune se pot discuta ambele aspecte ale supratensiunii.

Electroliza . Viteza de degajare a unui gaz sau de depunere de metal în timpul electrolizei poate fi determinată pe baza ecuației Butler-Volmer și tabelelor cu densități de curent de schimb. Un criteriu foarte practic este că degajarea sau depunerea semnificativă apare dacă supratensiunea depășește circa 0,6 V.

Potențialele de celulă în timpul electrolizei;

Se va considera celula electrochimică (pila):

M/M+ (aq) // M+ (aq) / M`

și se vor ignora toate complicațiile datorate joncțiunilor lichide. Potențialul de funcționare al celulei va fi :

E`=

În cazul pilei de combustie reacțiile sunt:

O2(g) + 2H2O(1) + 4e- 4HO-(aq)

E° = + 0,40V

Reacția anodică este oxidarea:

H2(g) + 2HO-(aq) 2H2O(1) + 2e-

E° = – 0,83V

Pentru ca reacția globală:

2H2(g) + O2(g) 2H2O(1)

E° = + 1,23 V

Este spontană și exotermă ea este mai puțin favorizată la 200° C decât la 25° C, astfel că potențialul de celulă este mai scăzut. Totuși creșterea presiunii compensează efortul creșterii temperaturii, iar la 200° C și 40atm, E ≈+ 1,2 V. Reacția unei celule propan/oxigen este:

C3H8 + 2O2(g) 3Co2(g) + 2H2O(1)

Se poate obține o estimare termodinamică a apariției coroziunii, comparând potențialele standard de reducere a metalelor, ca de exmplu:

Fe2 + (aq) + 2e- Fe(s)

E° = – 0,44V

cu valorile pentru una din următoarele 3 semireacții:

În soluții acide :

2H+(aq) + 2e- H2(g)

E° = 0

4H+(aq) + O2(g) + 4e- 2H2O(1)

E° = + 1,23 V

2H2O(1) + O2(g) +4e – 4HO–(aq)

E° = 0,40V

I.1.6. Clasificarea reacțiilor după natura particulelor participante la reacție.

Reacții ionice și moleculare

Reacții ionice – acest tip de reacție constau în esență, într-un schimb de ioni. În funcție de natura ionilor care interacționează(deci de raza și sarcina acestora, respectiv de acțiunea polarizantă a cationilor și de deformabilitatea anionilor) reacțiile ionice se pot grupa în mai multe tipuri:

Reacții ionice de dublu schimb. Schimbători de ioni

Practic în acest caz în care acțiunea de polarizare și deformabilitatea ionilor nu diferă semnificativ, în soluție avem un echilibru al ionilor respectivi. Prin răcire se pot separa produșii, pe baza diferențierii de solubilitate.

Exemplu: prin amestecarea soluțiilor apoase de azotat de potasiu și clorură de sodiu aflate în cantități echivalente se poate lua în considerare următorul proces de schimb ionic:

(K+ + NO-3)+(Na + + Cl-) (K+ + Cl -)+(Na+ + NO3-)

Prin scăderea temperaturii cristalizează clorura de potasiu cu solubilitate mai redusă și echilibru se deplasează spre formarea NaNO3. Acest proces își găsește aplicații practice în reacția inversă, pentru separarea azotului de potasiu în cazul reacției de schimb ionic :

(K+ + Cl-)+ (Na+ +NO3-) (K+ + NO3-) + (Na+ +Cl-)

Creșterea temperaturii conduce în acest sistem la creșterea solubilității KNO3 în timp ce solubilitatea NaCl rămâne practic aceeași, ceea ce determină deplasarea echilibrului spre formarea KNO3.

Deplasarea echilibrului într-un sens sau altul poate fi influențată de diferența dinte solubilitatea diferitelor substanțe. Apariția în sistem a fazei solide necesită, evident, o anumită concentrație limită a soluțiilor.

Schimburi de ioni: Procese asemănătoare de schimb ionic se realizează și în cazul folosirii unor substanțe care au proprietatea de a face schimb de ioni cu un electrolit dintr-o soluție cu care vin în contact. Acești compuși se numesc schimbători de ioni cu un electrolit. O clasificare în funcție de modul cum schimbătorul de ioni și electrolitul își schimbă între ei cationul sau anionul:

schimbători de cationi (cationați), notați cu RH sa RK

Schimbători de anioni (anioniți), notați cu ROH sau R’A, unde R este macroanion , R’ este un marocation, H protonul de hidrogen K cationul monovalent, A anion și Oh anionul hidroxil.

Cationiții pot da reacții de schimb de tipul:

R-H +NaOH R-Na + H2O

sau

R –H + NaCl R – NA + HCl

iar anioniții:

R + Oh + HCl R – Cl + H2O

sau

R – OH + NaCl R – Cl + NAOH

Schimbătorii de ioni sunt folosiți la purificarea apei și în separări analitice.

Reacții ionice de deplasare: ( ireversibile sau totale)

Dacă unul din compușii reacției:

AB + CD AD + BC

Nu se regăsește în soluție sub formă de ioni, înseamnă că ionii reactanților din soluție s-au unit , spre a forma un compus cu grad de ionicitate foarte redus.

După natura compușilor rezultași în urma schimbului de ioni , reacțiile ionice de deplasare sunt de mai multe tipuri.

Reacții ionice cu formare de acizi și baze slabe (sunt substanțe compuse cu grad de ionizare scăzut)

Acizii tari și bazele tari deplasează acizii și bazele slabe din sărurile acestora. Pe această reacție se bazează una din metodele de obținere a acizilor slabi și bazelor slabe din sărurile lor.

Exemplu:

În soluții apoase:

2CH3COONa + H2SO4 2CH3COOH + Na2SO4

Sau ionice:

(2CH3COO- + 2Na+)+(2H+ +SO4– 2) 2CH3COOH + Na+ + SO4-2

În cazul în care alături de acidul slab rezultă și un alt produs cu grad de disociere redus deplasarea echilibrului spre formarea acestui acid este și mai pronunțată.

Exemplu:

(CH3COO)2Ca + H2SO4 2CH3COOH + CaSO4

sau ionic

(2CH3COO+2Ca2+)+(2H+ +SO4-2 ) CH3COOH + CaSO4

Bazele tari găsindu-se practic total sub formă de ioni în soluție apoasă, deplasează bazele mai slabe din săruri, prin schimb ionic.

Exemplu:

NH4Cl + NaOH = NaCl + NH4OH NH3 + H2SO4

sau ionic:

(NH4++Cl-)+(Na- +HO-)=(Na++Cl-)+(NH4++HO-) NH3+H2O

NH4OH NH3 + H2O

In afara acestui caz particular,justificat mai sus reacțiile ionice de deplasare explică deplasarea din săruri a bazelor mai slabe de către bazele mai tari.

Exemplu:

FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaCl

(Fe+3+ 3Cl-)+(3Na+ + 3Cl-) = Fe(OH)3 + 3Na+ + 3Cl–

Reacții ionice cu formare de compuși gazoși:

Reacțiile în care unul din produșii rezultați se află în stare gazoasă decurg cu deplasarea echilibrului spre formarea acestuia.

H2SO4 lichid greu volatil în stare pură și sub formă de soluții concentrare , deplasează din cloruri acidul clorhidric, gaz la temperatura obișnuită

La încălzire reacția are loc practic cu formarea de HCl:

2Na+ + 2Cl- + 2H3O+ + SO4-2 2Na+ + SO4-2 + 2H2O + 2HCl

La temperatura obișnuită

Na+ + Cl- + H3O+ + HSO4- Na+ + HSO4- + H2O + HCl

2NANO3 +H2SO4 = Na2SO4 + 2HNO3

2Na+ + CO3-2 + 2H3O+ + SO4-2 2Na++SO4-2+2H2O+H2CO3

CO2 H2O

Reacții ionice cu formare de compuși cu gradul de disociere foarte scăzut:

Reacții de formare a halogenurilor și pseudohalogenurilor (cianuri și sulfacianuri) foarte puțin disociate, deplasează sistemul ionic spre formarea acestora.

Exemplu:

Hg2+ + 2NO3 + 2Na+ + 2Cl- HgCl2 + 2NA+ + 2NO3-

Hg2+ + 2NO3- + 2Na+ + 2SCN- Hg(SCN)2 + 2Na+ + 2NO3-

Reacții ionice cu formare de compuși greu solubili (cu solubilitate foarte redusă) – precipitare:

Între ionii din soluție pot avea loc reacții cu formarea unor substanțe greu solubile care precipită din sistemul ionic determină deplasarea echilibrului spre formarea acestora.

Exemplu:

Ag+ + NO3- + Na+ + Cl- AgCl + Na+ + NO3-

Ag+ + NO3- + H3O+ + Cl- AgCl +H3O+ + NO3-

Produsul de solubilitate al unui electrolit (Ps) în soluție saturată este dat de produsul activității ionilor lui. Atunci când în soluție sunt numai ioni care participă la reacția de precipitare în raport stoechiometric necesitând efecte secundare pentru un electrolit greu solubil BmAn, produsul de solubilitate:

Ps = [Bn+]m [Am-]n

Reacții ionice cu schimb de protoni

Reacțiile ionice în care unul dintre participanții la schimbul ionic este H+ sunt denumite reacții protolitice. Dintre reacțiile cu schimb de proton fac parte:

echilibrul protolitic al apei;

reacțiile de ionizare ale acizilor, sărurilor acide și bazelor ;

reacția de neutralizare și hidroliză.

Reacții moleculare

Ecuațiile chimice obținute ne informează despre natura și cantitățile reactanților și ale produșilor de reacție, dar nu ne spun nimic însă despre mecanismul de reacție.

Exemplu: o reacție de ordinul II

A+B produși; se poate precipita cu foarte mare probabilitate deoarece reacția are loc prin ciocnire bimoleculară, a unei molecule A cu o moleculă B. S-a crezut de aceea la începutul studiului cineticii chimice că ordinul de reacție este egal cu molecularitatea reacției, adică cu nr. de molecule care iau parte la ciocnirea decisivă ce duce la reacție. În timp ce ordinul de reacție este o mărime formală ce decurge din măsurători de viteze de reacție prin aplicarea unor reguli matematice simple.

Cunoașterea molecularității ne duce un pas mai departe pe calea descifrării mecanismului de reacție.

I.l.7. Clasificarea reacțiilor după natura efectului obținut

Reacția de condensare, polimerizare, de culoare, de deplasare, de neutralizare.

Reacția de condensare: – elementele cu caracter nemetalic din grupele principale IV-VII cu excepția celor din perioada a II – formează oxiacizi de forma HnEO4,cu m cuprins între l și 4 ,în funcție de starea de oxidare a elementului. De exemplu: HClO4 (grupa a VII-a), H2SO4 (grupa a VI-a), H3PO4 (grupa a V-a), H4SiO4 (grupa a IV-a).

Datorită hibridizării sp3 a orbitalelor , legăturile elementului central ( Cl, S ,P, Si ) situat în centrul unui tetraedru regulat sunt orientate spre vârfurile acestuia. Condensările ce au loc în cazul acidului sulfuric, acidului fosforic dar mai ales în cazul acidului ortosilicic, prin eliminarea apei între două sau mai mute grupări hidrolitice, conduce la o varietate mare de acizi și respectiv, de ioni corespunzători.

În cazul condensării printr-un vârf participă numai două molecule și se formează acid pirosulfuric (H2S2O7), acid pirofosforic (H4P2O7) și respectiv acid pirosilicic (H6Si2O7) de la care derivă ionii de pirosulfat (S2O7)2- ,pirofosfat (P2o7)4-, și pirosilicat ( S2O7)6-.

Astfel, de exemplu, acidul pirosilicic se obține în urma condensării:

sau: H4SiO4 + H4SiO4 -H2O H6Si2O7

Acid pirosicilic

[Si2O7]6- ion pirosilicat (disilicat)

Condensarea printr-un vârf a două molecule de acid ortosilicic prezentată, diferă mult de condensarea limitată prin două vârfuri ce duce la compuși ciclici și la structuri în lanț, în cazul condensării infinite. În urma condensării prin două vâr0furi a trei molecule de acid ortosilicic se obține trimetasilicic – H6(SiO3)3 – de la care derivă ionul trimetasilicic (Si3O9)6-.

Prin condensarea a patru molecule de acid ortosilicic se obține acid tetrametrasilicic. În cazul condensării unui număr infinit de n molecule de acid ortosilicic prin două vârfuri se obține cid polimetasilic – (H2SiO3)n – cu structură liniară, acid de la care derivă ionul polimetasilicat (SiO32-)n.

Condensarea prin două vârfuri a n molecule de acid ortisilicic.

(SiO32-)n

Condensarea prin 3 vârfuri conduce în cazul siliciului la structuri sub formă de lanțuri duble, triple sau mai complexe. În cazul acidului ortosilicic se poate produce condensarea prin toate vârfurile cu obținerea SiO2 cu structură tridimensională:

nH4SiO4 (SiO2)n + 2nH2O

Reacția de polimerizare.

Polimerizarea în chimia organică este legată de tendința de formare a unor legături între compuși bine definiți. Pentru ca un astfel de proces să se producă este necesar ca în molecula respectivă să existe cel puțin o pereche de electroni liberi, pe de altă parte acest proces are loc practic, în cazul moleculelor deficitare în electroni.

2AlCl3 (AlCl3)2

Reacția de precipitare, deplasare și culoare

La variația unui parametru ,ca spre exemplu temperatură, presiune, concentrație are loc imediat o variație a compoziției sistemului, deci o deplasare a echilibrului. Conform principiului lui Le Châtelier, dacă un sistem în echilibru suferă o constrângere,echilibrul se deplasează în sensul diminuării constrângerii.

I.l.8. Clasificarea reacțiilor după tipul descompunerii sau formării substanțelor

Reacții de substituție

Acest tip de reacții se întâlnesc în cazul combinațiilor complexe unde liganzii se substituie între ei în funcție de intensitatea interacției dintre ionul central și „donor”. Pentru o serie de liganzii, intensitatea acestei interacții, deci tăria legăturii covalent – coordinativă, M L prezintă ordinea:

Br- < Cl- <F- < HO- < C2O42- < piridină (Py) = NH3 < etilen diamină (en); dipiridil(dipy) < fenantrolina(phen) < NO2- < CN-.

Se pot substitui, de exemplu, liganzii anionici cu alți liganzii anionici, cu molecule de apă (aquatizare) sau alți liganzii sub formă moleculară

[PtCl6]2- + NO2- [PtCl5 NO2]2- + Cl-

Hexacloroplatinat mononitropentracloroplatinat

[Co(NH3)5 Cl]2+ +H2O [Co(NH3)5 H2O]3+ + Cl-

monoclorpentamina Co(III) monoaquopentamino Co(III)

I.2. Reacții care se produc în soluții

Pentru sistematizarea reacțiilor în soluții, adoptăm drept criteriu de clasificare transferul de particulă (TPar). Pe baza acestui criteriu care permite automatizarea datelor experimentale obținute, se deosebesc următoarele reacții:

Particula transferată este un proton(TP). Reacția poartă numele de reacția acid bază.

Particula transferată este un electron(TE). Reacția poartă numele de reacție de oxidoreducere.

Particula transferată este un ligand (TL). Reacția poată numele de reacție cu formare de combinații complexe sau reacție de complexare.

I.2.1. Reacții cu transfer de protoni. Reacția acid-bază

Prima clasificare a unor compuși chimici în acizi și baze aparține lui Arrhenius, completată apoi de lucrările lui Ostwald.

După teoria lui Arrhenius–Oswald dezvoltată pentru soluții apoase, acidul este specia capabilă să ionizeze în protoni H+, iar baza este specia care pune în libertate OH. Cum solventul considerat este apa se acceptă ideea autoionizării apei:

H2O + H2O = H3O+ + HO-

Limitele teoriei Arrhenius se referă la faptul că se iau în considerare doar reacții în soluții apoase, apoi compușii ce nu conțin protoni în moleculă, dar în apă formează soluții acide sau bazice cum ar fi SO3 sau Na2O, nu pot fi clasificați. În sfârșit, compușii moleculari ca HCl care dizolvați în alt solvent, de exemplu benzen, nu ionizează, sunt totuși considerați acizi. Compușii organici ca aminele de exemplu nu pot fi considerate baze deoarece nu conțin în molecula lor HO-.

Terorii moderne

Teroria Bronsted-Lowry , teoria protolitică în care acizii sunt donori de protoni, bazele sunt acceptori de protoni:

Teoria Cady și Elsey,teoria solventului în care ideea de bază o reprezintă autoionizarea solventului. Acizii sunt combinații care dizolvați pun în libertate cationi identici cu ai solventului, iar bazele anioni identici.

Amoniu NH4+Cl-: NH4+NO3-, iar bazele sunt reprezentate de amide: NaNH2, etc.

Teoria Lux, Ebert și Kconopik, teoria ionotropă reprezentată prin transferul de ioni. Acizii sunt specii care cedează cationi sau care acceptă cationi.

De exemplu:

Acid : donor + bază : acceptor = solvent plus sare

HCl + NaOH = H2O + NaCl

Acid :donor + baza : acceptor = sare

HCl + NH3 = NH4Cl

Acid : acceptor + Baza : donor ……= sare

Zn (OH)2 + 2NaOH =…..Na2[Zn(OH)4]

Acid : acceptor + bază: acceptor = solvent sare

SO3 + NH3 + H2O = NH4HSO4

Solvenții ionotropi pot fi denumiți astfel prototropi sau protonotropi, solvenți care transferă protoni de la o moleculă la alta, exemplu apa fluorotropi – compuși care cedează ioni florură F-:

2Br F3 BrF2 + Br F4-

Solvenți clorotropi:

NOCl NO+ + Cl-

POCL3 POCl 2+ + Cl-

CH3COOCL H3COO+ + Cl-

Oxidotropi:

2SO2 SO+ + SO3-

Teoria Lewis – Teoria electronică în care formarea unei legături coordinative se stabilește între acid și bază. Acizii posedă orbitali liberi și pot accepta perechi de electroni neparticipanți cu care pot forma legături

Acid : bază (A : B) compusul care se formează din reacția acid bază Lewis este denumit aduct.

Acizii Lewis sunt: BF3, AlCl3, SO3, CH3+ sau derivații săi, cationii care funcționează ca generatori complecși, PF5, AsF5 sau TiCl4 , etc.

Moleculele cu legătură dublă polarizată în care atomul pozitivat poate funcționa ca acid.

Bazele Lewis sunt formate din :

-moleculele : NH3, PH3, PR3, amine, alcool, eteri, mercaptoni;

-Anioni care funcționează ca generatori decomplexi;

-Molecule cu electroni II delocalizați, olefine, aromate.

Exemplu de reacție acid – bază în teoria lui Lewis:

B2H6 + 2NR3 2H3B – NR3

Acid bază aduct

Cu2+ + 4NH3 [Cu(NH3)4]2+

SbCl5 + Cl- [SbCl6]-

O = C = O + OH- [O = C – O]-

OH

Ag+ + ofelina [Ag.olef.]+

Teoria Ussanovici- acizii sunt specii care cedează protoni sau cationi respectiv acceptă anioni sau electroni. Bazele sunt acceptori de cationi sau protoni respectiv sunt donori de aniuni sau electroni.

Teoria Pearson sau teoria generalizată a acizilor și bazelor denumite prescurtat HSAB ( Hard and soft acids and bases) sau cu inițialele cuvintelor romanești ABDM (acizi și baze dure și moi).

Ideea de bază o reprezintă reacțiile de substituție în formarea combinațiilor complexe, deci prin transfer de particulă. Într-o reacție de complexare un proces de schimb de liganzi sau de substituție se formulează în general:

N + S – X N – S + X

Se poate scrie deci: N + S – X N – S + X

bază2 complex1 bază 1

Principiul de reacție este următorul: Acizii duri preferă formarea de legături coordinative cu baze dure, iar acizii moi cu bazele moi.

Exemple: acizii duri H+, Li+, Na+, K+, Be2+, Mg2+, Ca2+, Sr2+, Mn2+, Al2Cl6, BF3.

Acizii de duritate intermediară: Fe2+, Ca2+, Ni2 +, Cu2 +, Zn2 +, Sn2+, Pb2+, SO2, NO+, R3C+, C6H5+, etc.

Acizii moi: Pd2+, Cd2+, Pt2+, Hg2+, Cu+, Ag+, Tl+, GaCl3, GaI3, etc.

Baze dure: H2o, OH-, F-, Cl-, CO32-, ClO4-, ROH, RO-,

Baze de duritate internediară: PhNH3, C5H5N, N3-, Br-.

Baze moi: R2S, I-, SCN-, CN-,

Exemple de reacții acid-bază Bronsted

În reacțiile cu transfer de proton există totdeauna un cuplu format dintr-un acid și baza sa conjugată, sau dintr-o bază și un acid conjugat ei.

HCl Cl- + H+ (ionul clorură este baza conjugată a acidului clorhidric)

NH3 + H+ NH4+

Transferul de protoni se poate realiza între două cupluri acid – bază conjugată:

HCl + HOH H3O+ + Cl-

acid1 bază2 acid2 bază1

Apa jucând un rol de acid și de bază în același tinp, este un amfolit, are proprietăți amfotere:

HCl + H2O H3O+ + Cl-

Acidul clorhidric dizolvat în apă nu există sub formă de molecule HCl, ci numai sub formă de ioni Cl- și H3O+ rezultă că HCl este un acid foarte tare , iar baza lui conjugată, ionul Cl- va fi o bază foarte slabă. Similar în soluții apoase nu există nici o dată molecule NaOH cid oar Na+(aq) și ioni OH-(aq):

NaOH + H2O Na+(aq) + OH-(aq)

Caracterul tare al H2O+ și OH- se manifestă prin aceea că se combină cu toate bazele respective cu toți acizii pentru ai trece în speciile lor conjugate astfel:

OH- + NH4 NH3 + H2O

H3O+ + SO42- HSO4- + H2O

Pe această bază se definesc acizii foarte tari ca specii care nu pot exista în soluție apoasă sub formă de molecule deoarece reacționează instantaneu cu bazele conjugate, iar bazele foarte tari se combină total cu acizii conjugați din celălalt cuplu. Pentru echilibru autoionizarea apei se poate apica legea acțiunii maselor:

[H2O] = 55,56 moli l-1

K[H2O] = 1,8 x 55,56 x 10-16 = [H3O+] [OH-]

[H3O+] [OH-] = 1×10-14

[H3O+] = [OH-] = 10-7 mol l-1

lg [H3O+] = pH lg Kw = pKw

lg [OH-] = pOH

Deci pentru apă pură

– lg [H3O+] = pH – lg[OH-] = pOH

– lgKw = pKw

lg[H3O+] = pH = 7

lg[OH-] = pOH = 7

lgKw = -lg 10-14 = 14

pH + pOH = -lgKw = pKw = 14 (la 25° )

Valoarea Kw = 10-14 este valabilă pentru temperatura de 25° C. pentru a defini soluțiile acide pH < 7 și bazice pH > 7, se efecteuează una dintre cele două concentrații:

[H3O+] > [OH-] – soluție acidă

[H3O+] < [OH-] – soluție bazică

[H3O+] = [OH-] – soluție neutră

Exemple de acizi în teoria Bronsted-Lowry

HCl Cl- + H+

H2O + H+ H3O+

HCl + H2O H3O+ + Cl-

A1 + B2 A2 + B1

În alcool metilic

HCl Cl- + H+

CH3OH + H+ CH3OH2+

HCl + CH3OH CH3OH2+ + Cl-

A1 + B2 A2 + B1

HNO3 NO3- + H+

H2O + H+ H3O+

HNO3 + H2O H3O+ + NO3-

A1 + B2 A2 + B1

HNO3 NO3- + H+

CH3OH + H+ CH3OH2+

HNO3 + CH3OH CH3OH+ + NO3-

A1 + B2 A2 + B1

În ce privește bazele :

NH3 + H+ NH4+

H2O OH- + H+

NH3 + H2O NH4+ + OH-

B1 + A2 A1 + B2

C2H5HH2 + H+ C2H5NH3+

H2O OH- + H+

C2H5NH2 + H2O C2H5NH3+ + OH-

B1 + A2 A1 + B2

Tăria acizilor și bazelor – reprezintă problema cheie pentru practică.

Constantele de aciditate și bazicitate se utilizează în acest scop: pKa-reprezintă un criteriu unic pentru aprecierea tăriei acizilor și bazelor.

(mol l-1)

(mol l-1)

Cum este tocmai

Ka x Kb = Kw sau Ka x Kb = 10-14

pKa = -lgKa pKb = -lg Kb

pKa + pKb = pKw

pKa + pKb = 14

Cu cât pKa va avea o valoare mai mică cu atât acidul va fi mai tare. Cu cât pKa va avea valori mai mari cu atât proprietățile bazice vor fi caracteristice.

Reluând echilibrul

Acid + H2O Bază + H3O+

sau

-lg =

Relația de mai sus poartă numele de relația lui Henderson. Ea redă legătura dintre pH și pKa și afirmă că într-o soluție pH va depinde de pKa a acidului și de raportul la echilibrul concentrațiilor de acid și de baza sa conjugată:

Acid1 + Bază2 Acid2 + Bază1

pH = pKa1 +

Relația dintre un acid și o bază conduce la compuși chimici denumiți săruri, exemple:

KCl + H2O K+ (aq) + Cl-(aq)

Se deosebesc sărurile simple tip NaCl și săruri compuse CdCl2 care ionozează ionii de Cd2+, CdCl+, și Cl-.

După proveniența sării se deosebesc 4 cazuri:

sare provenită de la acid tare și o bază tare nu hidrolizează:

NaCl în H2O dizolvare Na+(aq) + Cl(aq)

sare provenită de la un acid tare și o bază slabă hidrolizează:

NH4+ + H2O NH3 + H3O+

sărurile provenite de la un acid slab și o bază tare hidrolizează:

CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-

sarea provenită de la un acid slab și bază slabă hidrolizează

CH3COOH- + H2O CH3COOH + OH-

NH4+ + H2O NH3 + H3O+

pH-ul soluțiilor de amfolit. Dizolvarea unei sări acide a unui acid poliprotic face să apară în soluție un amfolit:

NaHCO3 Na+ + HCO3-

I. HCO3- + H2O CO32- + H3O+ pKa1

II. HCO3- + H3O+ CO2 + 2H2O pKa2

2HCO3- CO2 + H2O + CO32

I.2.2. Reacția cu transfer de electroni. Reacții de oxido-reducere

În reacția de oxido-reducere (redox) particula transferată este electronul.

Pe suprafața Pământului electronii liberi nu pot fi găsiți în concentrații apreciabile (măsurabile), de aceea o specie chimică va ceda electronul și altă specie îl va accepta. Reacțiile de oxido-reducere sunt întotdeauna reacții cuplate. Teoria modernă definește oxidarea ca o cedare (donare) de electroni, reducerea fiind procesul ce se petrece cu acceptare de electroni. Noțiunea de oxidant se referă la specia care provoacă oxidarea. Rezultă că oxidanții vor capta foarte ușor electronii și în acest fel ei vor favoriza cedarea electronului de către o altă specie:

Donor – e- Acceptor

Reducător – e- Oxidant

Reducerea este procesul ce se petrece cu acceptare de electroni, reducătorul este specia care provoacă reacția de reducere, adică acceptarea de electroni. Pentru a provoca acceptarea de e- de către o altă specie, reducătorul trebuie să aibă proprietatea de a-i ceda ușor. O reacție de reducere se scrie :

Acceptor + e- Donor

Oxidant + e- Reducător

Ecuația generală a procesului este :

Ox1 + Red2 Red1 + Ox2

Ox1 este oxidantul care acceptă electroni de 2 și trece în specia conjugată Red 2. Agentul reducător Red2 prin cedare de electroni se transformă în oxidantul său conjugat Ox2.

Exemplu: SO2 + Br2+ 2H2O 2HBr + H2SO4

În proces : S4+ -2e- S6+( se oxidează este reducător)

Br2o + 2e- 2Br- (se reduce este oxidant)

În mod obișnuit se spune despre această reacție că bromul elementar în mediu apos oxidează dioxidul de sulf de la acidul sulfuric. Tot atât de corectă este și afirmația că în mediul apos SO2 bromul elementar la acid bromhidric ( sau la ionul bromură). Acidul cloric oxidează acidul sulfuros la acid sulfuric:

3H2SO3 + HClO3 HCl + 3H2SO4

3 S4+ -2e- S6+ se oxidează (este reducător)

1 Cl 5+ + 6e- Cl- se reduce (este oxidant)

Oxidanți: O2, apă oxigenată, Cl sau Br, hipoclorit, bicromat de potasiu, trioxid de crom ,permanganat de potasiu, HNO3, H2SO4, oxid de argint, oxid de cupru, azotat de potasiu și clorat de potasiu.

Reducători: C, oxid de carbon, hidrogen, acid oxalic, acidul formic, metale, clorură stanoasă, sulfat feros, formaldehidă,alcool, hidrazină, hidroxilamină, acid iodhidric, H2S sau acidul fosforos, hidrogen în stare născândă.

Reacții de oxido-reducere mai frecvent întâlnite în practică.

Agent redox : H2O

2H2O +2M = H2 + 2MOH

2H2O+M = H2+M(OH)2

M= Na, K, Li,

M= Ca, Ba

Agent redox:O2

M= Fe,Co

2M(OH)2 +1/2 O2 + H2O = 2M(OH)3

2H2S +O2 = 2S+2H2O

4HI +O2= 2I2+2H2O

2KI + O2 + 2H2SO4 = 2I2 + 2K2SO4 + 2H2

Agent redox: H2O2

H2O2 + SO2 = H2SO4

MnCl2 + H2O2 + 2KOH = H2MnO3 + H2O + 2KCl

Pb(NO3)2 + H2O2 +2NaOH = PbO2 + 2H2O +2NaNO3

3H2O2 + 2KMnO4 = 2H2O + 3O2 + MnO2 + 2KOH

Agent redox :HNO3

8HNO3 + 2KX = 3X2 + 2NO + KNO3 + 4H2O

X= Cl, Br, I

M = Cd,Zn,Pb,Fe,Co,Ni

Bi + 4HNO3 = Bi(NO3)3 + NO + 2H2O

3MS + 8HNO3 = 3M(NO3)2 + 2NO + 3S + 4H2O

M = Cu, Cd, pb, Fe, Zn, Mn

Agent redox: HNO2

2HNO2 + 2HI = 2NO + I2 + 2H2O

2HNO2 + H2S = S + 2NO + 2H2O

Agent redox: KNO2

5KNO2+2KMnO4+3H2SO4 = 5KNO3 +K2SO4 +2MNSO4+3H2O

Agent redox : N2H4

N2H4 + 2X2 = N2 + 4HX

N2H4 + H2SO4 + 2KClO =N2 + 2KCl + 2H2O + H2SO4

X= Br 2, I2

Modelul transferului de electroni permite stabilirea oxidanților și a reducătorilor la combinațiile covalente cu ajutorul numerelor( formale) de oxidare.

Prin număr (formal) de oxidare se înțelege acea sarcină pe care ar avea-o un atom dintr-o moleculă, dacă molecula ar fi constituită numai din ioni. Oxidarea este reprezentată deci prin creșterea numărului (formal) de oxidare, iar reducerea prin scăderea acestuia. Noțiunea de proces redox furnizează informații precise asupra legăturii dintre reactanți și produși de reacție, în multe cazuri permite exprimări cantitative prin folosirea potențialilor redox standard, dar exprimările utilizate cum ar fi creșterea numărului de oxidare nu spun nimic în legătură cu mecanismul reacției.

Reacții redox exprimate astfel:

2Fe2+ + MnO4- + 8H+ 5Fe3++ Mn2++4H2O este corectă

Deoarece de multe ori procesele redox decurg cu viteză foarte mare, nu este întotdeauna de primă importanță cunoașterea mecanismului de reacție, în consecință se va scrie doar reacția globală.

Potențialele redox standard și sensul reacțiilor de oxido-reducere.

Necesitatea de a aprecia cantitativ tăria unui oxidant sau a unui reducător conduce la utilizarea constantelor pentru echilibrul cu schimb de electroni. Red1 OX1 +e-

K` este o constantă absolută și cunoașterea ei presupune determinarea concentrației de e- în soluție. Ori măsurarea directă a unui curent de mărimea sarcinilor elementare, nu se poate realiza practic. De aici necesitatea de a stabili un curent redox de referință pentru obținerea de constante prelative. Drept cuplu de referință se consideră hidrogenul ( propus de NERNST).

Redo Oxo+e-

½ H2 H++e-

Constanta de echilibru pentru H2/Ko se consideră egală cu 1 pentru orice mediu și orice temperatură. In acest mod se ajunge la un echilibru real: Redl +Oxo Ox1+Red o pentru care definim constanta de echilibru.

Constanta relativă K are o semnificație bine definită și devine măsurabilă experimental, prin realizarea unei celule electrochimice alcătuită din două compartimente separate printr-un perete care lasă să treacă curentul electric dar împiedică amestecarea soluțiilor.

Pila Daniel – Jacob constituită din Cu scufundată în soluție Cu(NO3)2 și Zn aflat în soluție Zn(NO3)2. O celulă electrochimică se reprezintă schematic : Zn/Zn2+//Cu2+/Cu

In prima semicelulă există Zn metalic în prezenta soluției ce conține ioni de zinc. Se va stabili echilibru Zn Zn2+ + 2e-. Catodul celulei electrochimice va fi electrodul de cupru, astfel se produce reacția:

Cu2+ + 2e- Cu

Această reacție va fi provocată de trecerea electronilor rămași pe electronul de Zn printr-un conductor electric pe electrodul de cupru. În urma producerii reacțiilor chimice de oxidare anodică și de reducere catodică, un flux de electroni va trece prin conductorul exterior și se va obține un curent electric măsurabil cu un galvanometru.

În concordanță cu circulația electronilor în celulele electrochimice se notează procesul realizat, întotdeauna în sensul reacției de reducere ți în acest caz metalele mai producătoare ca hidrogenul au potențialul de electrod negative, iar celelalte metale mai puțin reducătoare ca hidrogenul vor avea potențiale de electrod pozitive. Cu ajutorul potențialelor redox standard se poate prevedea sensul reacțiilor și afirma de exemplu că vanadiul IV va oxida titanul III (în condiții standard):

Ti3+ + H2O Ti2++2H++e- Eo=+0,1 V

V3+ + H2O VO2+ 2H+ +e- Eo = +0,36V

De remarcat că prin modificarea condițiilor standard se pot obține alte sensuri ale aceleiași reacții.

Pentru a ști dacă în reealitate o reacție redox se desfășoară sau nu în sensul prevăzut de potențialele redox srandard, trebuie ținut seama de înbcă două fapte:una este cinetica reacției, asta înseamnă ,dacă viteza de reacție nu este prea mică pentru a fi observată practic(cum este cazul ionilor de ppperoxodisulfat) S2O82- care deși au Eo> 2V manifestă viteză extrem de mică de oxidare și prin aceasta nu reacționează decît în prezenta unor catalizatori ai ionilor Ag+ de exemplu și al doilea factor ar fi produșii de reacție. Produșii de reacție nu sunt întotdeauna aceeași cu cei pprezentați în semireacțiile din tabele.

Într-o reacție de oxido-reducere produsă între două cuburi, interesează care din ele va fi oxidantul și care reducătorul.

Red1 + Ox1 Ox1 + Red2.

Comparând potențialele de electrod ale celor două cupluri se stabilește: cuplul cu Eo mai pozitiv va fi oxidantul, deci cuplul cu Eo mai pozitiv va accepta electronii de la cuplul cu Eo- mai puțin pozitiv.

Eo Zn2+/Zn = -0,76V și Eo Cu2+/Cu = +0,34 V

Cu2+ + ZnO Zn2+ +CuO

Valorile Eo corespund cu valorile entalpiei libere ΔGo pentru reacții chimice :

Eo =

Potențialele standard Eo reprezintă cuantumul de lucru mecanic pentru fiecare electron transferat ți pe baza principiului I al termodinamicii ele sunt aditive.

Determinarea potențialului se efectuează întotdeauna în soluție de electroni de concentrație 1 normal( de fapt 1 activ). La o concentrație mai mare sau mai mică forța redox se modifică. Calculul Eo în aceste condiții se efectuează cu relația lui Nernst.

În care E- potențialul de electrod( în volți)

Eo- potențialul normal(standard de electrod cînd concentrația ionilor în soluție este egală cu 1n)

a – activitatea

c – concentrația ionilor metalici în soluție

R- constanta generală a gazelor (R= 8,316 volți coulombi)

F- constanta lui Faraday (F=96494 coulombi)

T- temperatura absolută a electrolitului în Kelvini

n- valența ionului metalic

Relația lui Nernst arată că potențialul standard Eo variază liniar cu 1nc și cu T.

Înlocuind constantele R=8,316; T=273+25=298; F= 965oo și trecând de la logaritmi naturali la logaritmi zecimali se obține:

E = Eo+

Din potențialele redox standard Eo se pot calcula rapoartele [Ox]/[Red] la echilibru.

Termenul disproporționare se referă la un caz particular de reacție redox. El definește trecerea unui element dintr-o treaptă medie de oxidare într-una superioară și alta inferioară. Elementul se oxidează și se reduce singur în același timp și se definește ca fiind amfoter redox. Spre exemplu ionul molecular în reacția cu NaOH disproporționează în iodură și hipoiodit; la rândul său hipoioditul dispropoționează în iodură și iodat.

I2 + 2OH I – + H2O

Stare de oxidare 0 – l + 1

3IO- 2I- + IO3-

+l -1 +3

Reacția de la dreapta la stânga, cea dintre iodură și iodat cu formarea hipoioditului, se numește reacție de sinproporționare sau de copropoționare. Disproporționarea și sinproporționarea reprezintă procese frecvent întâlnite în chimia anorganică la halogeni și la oxocompușii acestora ca și la metalele tranziționale.

La o ecuație de oxido-reducere participă întotdeauna 2 cupluri redox E1=E2

Constanta de echilibru redox poate fi calculată cu ajutorul potențialelor redox standard. Calcului potențialului redox se face după relația lui Nernst:

arată că la o concentrație a oxidantului apropiată de a reducătorului potențialul soluției este hotărât de valoarea potențialului redox standard Eo. La valori diferite mult de unitate ale raportului [Ox]/[Red] termenul logaritmic intervine predominant (variază teoretic de la -∞ la +∞)

Reprezentând grafic E în funcție de raportul [Ox]și [Red] se obține diagrama:

E0

[ Ox] % [Red] %

Se constată că la valori apropiate ale concentrațiilor [Ox] și [Red], potențialul rămâne aproape constant și în jurul valorii Eo. Ori aceasta este definiția unui sistem tampon redox. Rezultă că se pot prepara soluții care să se opună la acțiunea reducătorilor sau a oxidanților străini introduși în sistem.

Un cation metalic este cu atât mai instabil cu cât sarcina sa pozitivă este mai mare și dimensiunile sale mai mici. El este un acid Lewis și instabilitatea sa se manifestă în tendința pe care o are de a-și reface populația de electroni jucând rol de acceptor. Tot această tendință spre atragerea electronilor îl califică și drept un oxidant cu atât mai energic cu cât este un acid Lewis mai puternic. Atrăgând anioni sau moleculele donore, cationii își micșorează sarcina pozitivă efectivă și în stare solvatată devin oxidanți mai slabi comparativ cu starea nesolvatată. Aceste concluzii apar cu claritate dacă se compară potențialele de ionizare, ale metalelor alcaline, stabilite în faza gazoasă și care cresc pozitiv de la cesiu la litiu cu potențialele redox stabilite pentru ionii în stare hidratată. Potențialele Eo prezintă valori aproximativ egale pentru K+, Rb+, Cs+ și mai puțin negative ca +, deci cationul de litiu în loc să rămână cel mai puternic oxidant , el este întrecut, acum în această proprietate de ceilalți cationi alcalini. Reducerea unui cation se realizează deci mai ușor în mediul alcalin ca în cel acid. Situația este inversă la anionii oxidanți în mediu acid.

I.2.3 Reacții în topituri

Interesul din ce în ce mai mare pe care îl cunoaște studiul topiturilor de săruri în ultimul timp se datorăște aplicațiilor industriale de mare importanță ale acestora și anume.

– medii de reacții pentru reacții în sistem omogen sau eterogen la temperaturi înalte;

– fabricarea electrochimică a metalelor (a celor ușoare în special);

– mediul de precipitare a unor metale rare;

– aplicațiile determinate în siderurgie și mai ales în metalurgia neferoasă ale echilibrelor dintre metalele topite; depuneri galvanice din săruri topite (ex. zincarea din topitură de ZnCl2);

– prepararea combustibililor nucleari

– utilizarea topiturilor ca solvenți pentru sărurile de uraniu sau de plutoniu în unii reactori nucleari;

– topirea deșeurilor radioactive.

Structura topiturilor: Topiturile de săruri sau de metale ți aliaje reprezintă o stare intermediară între stare solidă și cea gazoasă(vapori), ca și în cazul celorlalte lichide nu s-a conturat până în prezent o teorie generală a structurii topiturilor.

Utilizarea difracției razelor X au condus la unele teorii interesante cu rezultate aplicabile în practica experimentală cum sunt: teoria roiurilor sau coloniilor, teoria cvasicristalelor și teoria vacanțelor.

Proprietățile topiturilor : Metalele și aliajele în stare lichidă nu își modifică mult proprietățile față de solid, fapt confirmat de următoarele date experimentale: variația densității la topire; conductibilitatea electrică; căldurile latente de topire, experiențe speciale au scos în evidență faptul că în apropierea temperaturii de topire corpurile metalice solide posedă o anumită fluiditate. O importantă modificare la topirea metalelor poate interveni în numărul de coordinație. Potențialele de electrolit în topituri sunt diferite de cele stabilite în soluții apoase și ele depind și de etalonul utilizat.

În topituri se poate varia concentrația reactanților în limite foarte mari deci se pot , obține produși în soluții foarte diluate, iar viteza reacțiilor este foarte mare. Dintre teoriile acid – bază prezentate, o aplicabilitate bună pentru topituri și-a găsit teoria ionotropă. Dacă în soluții apoase se pot utiliza seriile potențialelor standard, redox pentru a prevedea sensul reacțiilor de oxido-reducere, în topituri aceste date nu mai sunt aplicabile.

Procesele redox pot avea loc în topituri de săruri în care există oxidanți ca KNO3, KClO3, sau Na2O2 sau încă reducători cum ar fi KCN,C. In aceste reacții se realizează un schimb de electroni concomitent6 cu un transfer al ionilor de oxid.

– efect oxidant : NO3 + 2e- NO2-+O2-

ClO3- + 6e- Cl-+3O2-

O2 2- + 2e- 2O2-

– efect reducător: C + O2- CO + 2e-

CN- + O2- CNO- + 2e-

La topituri oxidante se vor consuma întotdeauna ioni O2- de către elementul ce se oxidează. In studiul reacțiilor în topituri, se face abstracție, de cele mai multe ori, de influența solventului și acesta deoarece se cunosc puține proprietăți termodinamice ale topiturilor de săruri și aproape nimic în legătură cu cinetica reacțiilor în alte medii.

I.3 Alte tipuri de reacții chimice. Exemple.

Reacții elementare consecutive, în procese chimice

Multe reacții chimice nu sunt procese chimice în care reactanții se transformă direct în produși, și sunt o succesiune de mai multe reacții elementare consecutive. Produsul primei reacții elementare este un reactant în cea de a doua, etc … Între reactanți și produși apar deci intermediari, care uneori sunt izolabili, de cele mai multe ori însă sunt specii chimice nestabile, de a căror existență nu luăm cunoștință decât indirect. Reacții elementare care constituie procesul chimic pot avea viteze diferite și pot fi de ordine diferite. Una din reacțiile elementare este de obicei mai înceată decât celelalte. Aceasta din urmă determină viteza globală a procesului și este numită de aceea reacția determinantă de viteză. Când un proces cuprinde o succesiune de mai multe reacții elementare, fiecare cu viteza sa și ordinul său de reacție propriu, ecuația globală a întregului proces este rezultanta cineticilor particulare ale tuturor reacțiilor chimice. Ecuațiile cinetice ale multor procese chimice nu se încadrează în schema simplă a ecuațiilor de ordinul I, II, III, etc, valabile numai pentru reacții elementare, ci sunt expresii matematice mai complicate. Din studiul acestor ecuații cinetice se pot trage uneori concluzii despre natura intermediarilor nestabili care intervin în procesul chimic.

Reacții elementare paralele. Sisteme de reacții elementare paralele (concurente). Când unul sau mai mulți componenți sunt reactanți pentru două sau mai multe reacții elementare rezultă un sistem de reacții paralele. Fiecare dintre reacțiile paralele componente este descrisă de o ecuație stoichiometrică distinctă. Pentru descrierea cinetică completă este necesar un număr de variabile cinetice egal cu numărul ecuațiilor stoichiometrice. Sistemul reactant reprezintă o rețea de reacții paralele. Reacțiile paralele sunt gemene atunci când reactanții sunt identici sau competitive atunci când numai un reactant este comun.

Sisteme de reacție elementare mixte. Sunt cele mai complexe transformări chimice implicând producerea simultană a reacțiilor elementare cuplate opus, în paralel și consecutiv. Aceste sisteme formează rețele de reacție. Pentru analiza lor cinetică este necesară mai întâi identificarea reacțiilor singulare componente, urmată de analiza cinetică a fiecăreia dintre acestea.

Reacții înlănțuite. Reacțiile în care intervin anumiți intermediari activi, capabili să interacționeze rapid cu substanțele reactante sunt foarte importante din punct de vedere teoretic și practic. Când intermediarul activ este un component reactant care dispare odată cu terminarea reacției este vorba de o reacție în lanț. Lanțurile se numesc drepte când intermediarii activ consumați într-o etapă elementară sunt egali cu cei produși în acea etapă.

Lanțurile se numesc ramificate când numărul intermediarilor activi produși într-o etapă depășește numărul celor consumați în acea etapă. Teoria reacțiilor înlănțuite a fost dezvoltată de N.N. Semenov (1928). Lungimea medie l a unui lanț cinetic este dată de raportul între lungimea totală L a tuturor lanțurilor și numărul lanțurilor Z : l = L / Z. se admite că există N inițiatori de lanț și α este probabilitatea de propagare a lanțului. Fracția α mai reprezintă numărul de inițiatori care declanșează o nouă verigă a lanțului. Fracția de inițiatori care dispar în etapa dată este de 1- α. La început cei N inițiatori declanșează N* α lanțuri. Inițiatorii N(1- α) dispar înainte de a se porni o reacție. Din cele N α lanțuri fracția α se va propaga mai departe. La veriga a doua vor ajunge N*α2 lanțuri. La prima verigă vor dispărea N*α*(1- α) lanțuri. Această expresie reprezintă și numărul lanțurilor de lungimea de o singură verigă. La veriga a treia vor ajunge N* α3 lanțuri și vor dispărea N*(1- α)*α2, etc. deci numărul total de lanțuri cu 1, 2 sau n verigi va fi :

Z=N*α*(1-α)+N*α2*(1-α)+…+N*αn*(1-α)=N*(1-α)*(α+α2+ α3+…+ αn)

Lungimea totală a lanțurilor exprimată prin numărul de verigi se obține înmulțind numărul lanțurilor de o anumită lungime cu numărul de verigi pe care le conține și se însumează pentru toate lungimile. Se obține:

L=N(1- α)( α+2α2+3α3+…+nαn)

Lungimea medie a lanțului devine

ί=

Numitorul este o progresie geometrică cu suma și numărătorul este pătratul acestei sume. În consecință:

ί=

Viteza de reacție v este produsul dintre viteza de producere a inițiatorilor vii și lungimea medie a lanțului, întrucât în fiecare verigă se consumă câte o moleculă din substanța inițială : v=vi, ί=.

Când probabilitatea de propagare α=0 și ί=1 reacția nu este înlănțuită, când 0<α<1 ί are valori finite și în sfârșit când α>1 reacția se produce în lanț ramificat.

Reacții fotochimice : sunt exoterme și endoterme. Cele mai importante reacții fotochimice sunt sinteza clorofiliană, procesul vederii, reacțiile clorului, sinteza acidului clorhidric.

În fotochimie se distinge un efect primar în care reacționează direct fotonul și efecte secundare care se referă la evoluția procesului primar, fără participarea luminii. Deși fotonii din vizibil au energii ce corespund la 37-70 Kcal/mol cu care s-ar putea realiza pe cale fotochimică orice reacție endochimică, totuși aplicația industrială nu au decât reacțiile exoterme, în care lumina are rolul de inițiator, din cauza randamentului foarte mic al surselor de lumină. Întrucât absorția fotonului este procesul cel mai rapid (<10-9S) el nu intervine în determinarea vitezei. Dacă fenomenul este mai lent este cel ce furnizează energie atunci când viteza reacției fotochimice este determinată de fluxul luminos, tot așa după cum în reacțiile electrochimice viteza este determinată de intensitatea curentului. Dacă reacția fotochimică constă în absorția fotonului și este o singură reacție consecutivă, atunci ea este independentă de temperatură, însă dacă reacția are loc prin trepte intermediare care decurg conform cineticii chimice, reacția fotochimică depinde de temperatură. Corelația dintre procesul primar și procesele secundare constă în faptul că în primul apar atomi, radicali sau molecule excitate ce iau parte la reacție, astfel există o conexiune între cele două stadii.

Reacții induse: au loc în faza omogenă. Reactanții A și B prezintă o viteză de reacție mai mică. Mecanismul general al acestei reacții se scrie :

A+C A`+C` A`+B A„+B`

A`+C A„+C`

Substanța C se numește inductor, substanța A se numește actor și substanța B acceptor.

Astfel reacțiile :

2HCrO4 + 6I- + 14H+ Cr3 + 3I2 + 8H2O

Fe3+ + I- Fe2+ + 1/2I2

au loc lent în mod separat.

Adăugând ioni Fe2+ la amestecul de iodură de cromat reacția decurge rapid. Ionii Fe2+ se găsesc printre produși ca ioni Fe3+.

F.H.Vestheimer a explicat această comportare prin mecanismul :

Cr(VI) + Fe(II) Cr(V) + Fe(III)

Cr(V) + I- Cr(III) + IO-

IO- + I- + 2H+ I2 + H2O

În această schemă Cr(VI) este actorul, I- este acceptorul și Fe2+ este inductorul.

Schema de reacția ar trebui completată cu reacția

Cr(V) + 2Fe(II) Cr(III) + 2Fe(III)

Dacă se analizează produșii se găsește un anumit raport între numărul de echivalenți gram consumați din acceptor și inductor, numit factor de inducție:

Procesul global se poate scrie prin însumarea celorlalte reacții:

HCrO4- + 2I- + Fe2+ + 7H+ = Cr3+ + Fe3+ + I2 + 4H2O

CAPITOLUL II

ROLUL EXPERIMENTULUI DE

LABORATOR IN STUDIUL

REACȚIILOR CHIMICE LA

GIMNAZIU

II.1. Aspecte teoretice asupra metodologiei didactice

În procesul de învățământ, profesorul acționează prin intermediul unor metode de predare învățare. S-a constatat că exersarea funcțiilor intelectuale este condiționată nu numai de conținuturile date, ci și se forma în care acestea sunt aduse la cunoștința elevilor, adică de metodele utilizate.

Ansamblul metodelor de predare învățare utilizate constituie ceea ce se numește metodologia procesului de învățământ.

În sens larg, metoda este calea urmată pentru atingerea unui scop, pentru obținerea unui rezultat, un mod sistematic de lucru, de gândire. Termenul provine de la grecescul „methodos” alcătuit din „odos”- cale și „metho”- spre, ceea ce înseamnă cale de urmat în vederea atingerii unui scop sau unui mod de urmărire, de căutare, de cercetare și de aflare a adevărului.

Prin metoda de învățământ se înțelege un anumit mod de organizare și conducere a procesului de predare – învățare – evaluare a cunoștințelor și deprinderilor în funcție de obiectivele didactice. Metoda de învățământ precizează „ în ce fel”, „cum”, anume trebuie să acționeze profesorul cu elevii săi pentru a realiza obiectivele propuse la un nivel de performanță cât mai înalt.

Procesul didactic este o componentă a metodei, a tehnicii, având o arie de acțiune mai limitată.

Metoda include în structura ei o suită echivalentă de procedee. Astfel, procesul reprezintă un detaliu, o particularizare sau o componentă a metodei.

Între metodă și procedeu relațiile sunt dinamice: metoda poate deveni ea însăși un procedeu în cadrul altei metode, tot așa un procedeu poate fi considerat medotă la un moment dat. Exemplu, o experiență de laborator (demonstrativă) poate constitui un procedeu atunci când, pe baza lui, se formulează o serie de exerciții și probleme, dar și invers, exercițiul poate deveni un procedeu în cazul, experimentului de laborator.

Metodele de învățământ se clasifică în diverse moduri, având la bază anumite criterii.

Profesorul Ioan Cerghit prezintă o clasificare sistematică și riguroasă a metodelor de învățământ pe care o prezentăm în cele ce urmează:

metodele de comunicare orală

-metode expozitive

-metode interogative

-metoda discuțiilor și dezbaterilor

– metoda problematizării

metode de comunicare scrisă

-tehnica lecturii

-instructajul scris

metode de explorare a realității

-metode de explorare directă a realității

-observarea sistematică și independentă

-experimentul

-metode de explorare indirectă a realității

-metode demonstrative

-metode de modelare

metode bazate pe acțiune

-metode bazate pe acțiune reală

-metoda studiului de caz

-metoda exercițiului

-metoda lucrărilor practice

-proiectul sau teme de cercetare – acțiune

-metode de simulare

metoda jocurilor

metoda dramatizării

învățare pe simulatoare

metode de raționalizare a predării – învățării

-metoda activității cu fișele

-metode algoritmice de instruire

-instruire programată

-instruire asistată de calculator

Metodele mai pot fi împărțite în :

metode euristice: explicația, conversația, descoperirea dirijată, problematizarea, modelarea , experimentul de laborator;

metode algoritmice: algoritmizarea, exercițiu, instruirea programată.

Strategiile didactice sunt modalități mai complexe de organizare de și conducere a procesului de învățământ, de instruire pe baza combinării metodelor, a mijloacelor de învățământ și a formelor de grupare a elevilor în scopul realizării obiectivelor pedagogice. In acest scop putem vorbi de strategii inductive și deductive, explicativ – demonstrative și euristice. Au caracter dinamic fiind în permanentă înnoire în scopul realizării unui învățământ calitativ a societății contemporane.

La chimie ca și la alte discipline de studiu, profesorii recurg la o combinație de metode și procedee didactice ca să-și atingă obiectivele propuse. Unele dintre acestea sunt comune tuturor obiectelor din planul de învățământ, (conversația, demonstrația, etc) în timp ce altele sunt specifice predării și învățării chimiei și a științelor naturii (experimentul, problematizarea, algoritmizarea, etc.)

Pe lângă metoda experimentului de laborator în elaborarea proiectelor de lecții referitoare la tema „ Reacții chimice” am utilizat și alte metode ca:

EXPLICAȚIA – este o formă de expunere orală, în care predomină argumentarea rațională. Se enunță mai întâi o definiție, o regulă, un principiu, etc, sau se prezintă un fenomen și după aceea se analizează diferite exemple prezentând cauzele, interpretările sau aplicațiile posibile.

De exemplu se enunță definiția reacției de combinare apoi se realizează experimental arderea aluminiului obținându-se o substanță nouă de culoare albă și solidă numită oxid de aluminiu.

CONVERSAȚIA este metodă utilizată în predarea, învățarea tuturor disciplinelor. Atunci când are ca funcție mobilizarea cunoștințelor elevilor și de a-i conduce pe aceștia la aflarea unor noi adevăruri se numește CONVERSAȚIE EURISTICĂ. Reactualizarea cunoștințelor și captarea atențiilor pentru tema nouă se realizează prin CONVERSAȚIE DE REACTUALIZARE. În scopul fixării și sistematizării cunoștințelor se utilizează CONVERSAȚIA DE FIXARE, în timp ce conversația orală se realizează prin CONVERSAȚIE DE VERIFICARE.

METODA DESCOPERIRII- este o metodă de explorare indirectă utilizată în lecțiile de chimie. Elevii îndrumați de profesori descoperă pe baza cunoștințelor anterioare și a experienței personale, cunoștințe noi.

În funcție de relația ce se stabilește între profesor și elevi, se disting două forme ale descoperirii: independentă și dirijată.

În funcția de relația ce se stabilește între achizițiile anterioare și la care se ajunge prin descoperire se disting trei forme: inductivă, deductivă și ipotetic – deductivă.

METODA PROBLEMATIZĂRII – constă în crearea unei stări conflictuale, a unei contradicții între cunoștințele elevilor și cerințele unei probleme ce li se propune spre rezolvare. Se creează contradicții (reale sau aparente) de situații – problemă, pe care elevii să le sesizeze și la care să caute un răspuns, o soluție.

Crearea situațiilor problematice în chimie se poate realiza cu ajutorul întrebărilor problemă, exerciții problemă, fie plecând de la un material experimental.

Lucrările de laborator pot fi prezentate elevilor problematizat. Experiențele efectuate în laboratorul de chimie pun elevul în situația cercetătorului, îi asigură o mare independență de acțiune, îi creează situații în care trebuie să formuleze ipoteze în mod independent, pe care să le verifice atât pe cale experimentală, cât și teoretică.

De exemplu pentru a clasifica și defini reacții chimice în funcție de viteza de reacție li se propune realizarea experienței :AgNO3 în reacție cu NaCl. Ca sarcini de lucru:

realizarea experimentului,

notarea fenomenelor observate;

scrierea ecuației reacției chimice;

definirea și clasificarea reacțiilor în funcție de fenomenele observate.

METODA ALGORITMIZĂRII . Cuvântul „altgoritm” provine de la numele lui Al Horesmi, matematician arab de la începutul secolului al IX-lea. Algoritmul este la origine un procedeu de calcul în matematică și logică. El permite, pornind de la anumite date, găsirea unor rezultate prin intermediul unui șir finit de operații.

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

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

De aceea pentru a utiliza în cadrul lecțiilor de chimie „METODA REZOLVARII EXERCIȚIILOR ȘI PROBLEMELOR” și respectiv „METODA ACTIVITAȚII CU FIȘELE” trebuie ca elevii să cunoască și să utilizeze algoritmizarea.

Aceste metode se folosesc pentru formarea, consolidarea, dezvoltarea deprinderilor, motorii și intelectuale mai ales la nivelul clasei a VII-a, unde elevul învață „A.B.C-ul chimiei”.

METODA JOCURILOR – valorifică avantajele dinamicii în grup, interdependențele și spiritul de cooperare, participarea efectivă și totală la joc, angajează atât elevii timizi, cât și pe cei slabi, stimulează curentul de influențe reciproce, ceea ce duce la creșterea gradului de coeziune în colectivul clasei, precum și la întărirea unor calități morale.

În cadrul orelor de chimie se pot utiliza jocuri cu întrebări („cine știe câștigă”), jocuri – ghicitori, jocuri de cuvinte încrucișate, etc.

Exemplu: li se sugerează elevilor clasei a VII-a și respectiv a VIII-a să găsească cât mai multe substanțe care pe lângă denumirea IUPAC au și o denumire populară, și proprietățile fiecăreia. În următoarea oră se vor împărți elevii în două grupe. Va fi câștigătoare grupa care a descoperit mai multe. Unul dintre elevii fiecărei grupe va scrie pe caiet iar după 10 minute se vor citi substanțele descoperite. Totul se va face în clasă sub supravegherea profesorului.

INSTRUIREA PROGRAMATĂ – este o metodă de tip algoritmic care constituie un ansamblu de principii și mijloace pedagogice promovate de dezvoltarea ciberneticii, a logicii matematicii, a mijloacelor tehnicii moderne. Esența ei constă în distribuirea materialului de studiu în unități sau „cuante de informații” care să poate fi asimilate dintr-o dată, punând în fața elevului probleme și cerându-i o activitate îndreptată spre rezolvarea lor.

MODELAREA reprezintă metoda care, prin intermediul unor copii materiale, denumite modele, este capabilă să reproducă caracteristici esențiale ale obiectelor, sistemelor obiectuale și fenomenelor originale sau să ofere informații despre ele. Modelul unui fenomen sau al unei structuri nu reprezintă fenomenul sau structura în sine. Modelarea are la bază analogia dintre model și sistemul modelat.

Modelul este un sistem material sau logico matematic care reproduce în esență sau parțial originalul, cu scopul de ai descoperi noi proprietăți. Își îndeplinește menirea sa în condițiile în care ne aduce un plus de informații de natură să clarifice fenomenul sau obiectul modelat.

În predarea chimiei se folosesc:

modelarea similară

modelarea prin analogie

Modelarea similară se realizează prin intermediul modelelor materiale (obiectuale sau substanțiale) care reproduc sistemul original – forma exterioară și structura internă a acestuia pentru a-l face accesibil studiului.

Exemplu: modelele de tip sfere – bețișoare, sau de tip calotă (stuart) folosite la ciclul gimnazial pentru diferite substanțe compuse ca: H2,O2, NH3, CH4, SO3.

Modelarea prin analogie se bazează pe asemănarea dinte model și original, care nu este o asemănare perfectă, ci din punct de vedere esențial.

Modelarea prin analogie se realizează prin modele ideale (simbolice) ca : modele grafice, matematice și logice sau teoretice, caracterizate prin absența formei de concretizare fizică.

EXPERIMENTUL DE LABORATOR este o metodă fundamentală în predarea – învățarea științelor naturii.

Experimentul de laborator este metoda euristică de organizare și realizare a activităților practice pentru deducerea informațiilor teoretice, concretizarea, verificarea, aprofundarea și consolidarea cunoștințelor și deprinderilor psihomotorii în perspectiva pregătirii elevilor pentru integrarea socioprofesională. Experimentul de laborator fiind o metodă de dobândire de cunoștințe și de formare de priceperi și deprinderi de muncă intelectuală și practică , permite o intensă antrenare a elevilor și o participare deosebit de activă a acestora în procesul instructiv – educativ, are un caracter accentuat aplicativ cu pondere deosebită în formarea deprinderilor practice al elevilor având la bază intuiția.

Experimentul este observare provocată. A experimenta înseamnă a-i pune pe elevi în situația de a concepe și a practica ei înșiși un anumit gen de operații, cu scopul de a observa, a studia, a dovedi, a verifica, a măsura rezultatele. E 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 unei ipoteze.

Chimia fiind o știință experimentală care își bazează procesul teoretic și își găsește aplicativitatea practică în încercările de laborator, are la bază experimentul atât ca metodă de investigație științifică, cât și ca metodă de învățare. Conceput în corelație cu metodele 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).

Fazei operaționale concrete îi sunt specifice operațiile concrete. Elevul gândește în raport cu ceea ce a perceput prin senzație directă bazată pe observație reală, directă. Fazei operaționale formale îi sunt specifice operațiile logice, abstractizările. Gândirea elevului se află în faza de analiză când se pătrunde cu „ ochii minții” în sfera „ posibilului”. Fazei operaționale sintetice îi sunt caracteristice stabilirea relațiilor intercauzale, instruirea complexității fenomenelor, interpretarea dialectică a fenomenelor.

Orice experiment de laborator trebuie să implice procesele gândirii concretizate în interpretarea fenomenelor observate, deducerea concluziilor, analiza și comparația datelor experimentale obținute , generalizarea unor cazuri particulare, transferul în alte conteste teoretice, sesizarea inter relațiilor dintre domeniile teoretice și cele aplicative.

Apar astfel posibilitatea formării și dezvoltării capacității de transfer și creativitate, deprinderea cu investigația științifică, crearea condițiilor pentru formarea și dezvoltarea aptitudinilor față de metoda experimentului de laborator. Se pun în evidență cel puțin două funcții distincte ale experimentului de laborator:

funcția reproductivă, corespunzătoare primei etape în care se formează deprinderi practice de laborator și

funcția productiv – creativă, corespunzătoare interpretării și analizei rezultatelor experimentale dezvoltate în investigația științifică și concretizate în afectivitatea elevului față de strategia didactică folosită.

Treptele în ierarhia învățării prin metoda experimentului de laborator se parcurg într-o ordine logică a formării capacităților operante ale elevilor, aceștia fiind introduși treptat în activități de gândire concepute problematizat cu un grad crescut de dificultate. Contribuind la acumularea informațiilor științifice și acționând asupra formării deprinderilor psihomotorii ,simultan cu dezvoltarea deprinderilor intelectuale, experimentul de laborator se concepe astfel încât activitățile independente se solicită în permanență activitatea de gândire a elevului.

În predarea chimiei experimentele chimice se folosesc, de obicei, integrate în număr mai mare sau mai mic în diferite etape ale lecțiilor. In condițiile școlii contemporane, când aproximativ 50% din activitatea la clasă se preconizează să fie de tip practic – experimental, experimentul de laborator constituie o metodă fundamentală în dobândirea cunoștințelor de chimie, oferind nu numai mijloacele pentru demonstrarea valabilității noțiunilor chimice dar și posibilități pentru a dezvolta gândirea elevilor și deprinderile lor de muncă independentă.

De cele mai multe ori, experimentele chimice utilizate în școală urmăresc să stabilească anumite proprietăți ale substanțelor și anumite posibilități de transformare a acestora, să confirme sau să infirme o ipoteză privind structura sau proprietățile substanțelor; să pună în evidență interacțiunea dintre cauzele și efectele fenomenelor chimice; să formeze o serie de deprinderi practice ale elevilor, precum și obișnuința de a folosi în practică cunoștințele teoretice de chimie.

Predarea experimentală a chimiei este impusă de exigențele științifice și tehnice ale societății, reflectare în cerințele învățământului actual; acest mod de instruire creează condițiile pentru un învățământ formativ, mărește eficiența procesului didactic, obișnuiește elevii cu un limbaj tehnico – chimic, asigură procesul de modernizare a învățământului permițând apropierea învățământului de viață.

Multitudinea sferelor de informații din domeniul chimiei, reprezentate prin noțiuni, concepte, fenomene și legi solicită o gamă diversificată a experimentelor. Deci, experimentele de laborator pot fi organizate foarte diferențiat, formularea sarcinilor concrete pentru efectuarea unui experiment ridicând probleme care implică: scopuri ale învățării, accesibilitatea la învățare conținutul învățării, locul în procesul învățării, corelarea cu alte strategii didactice de învățare.

CRITERII DE CLASIFICARE A EXPERIMENTELOR DE LABORATOR

Clasificarea experimentelor de laborator este strict legată de varietatea de sarcini și se poate face după mai multe criterii.

Criteriul locului în ierarhia învățării

I. REPRODUCTIVE – demonstrația se reproduce după un program dinainte stabilit indicându-se și ceea ce trebuie să se observe și la ce concluzie se ajunge.

II. PRODUCTIV – CREATIVE și de cercetare au loc în contest problematizat complex în care se afirmă capacități operaționale la nivel superior.

I . Experimente reproductive la nivelul elevilor clasei a VII-a pentru a stabili natura reacției de descompunere.

Experiența l – Reacția de descompunere a CuCO3 la încălzire.

Se pune într-o eprubetă uscată CuCO3, apoi se încălzește la flacăra unui bec cu gaz. Prin încălzire CuCO3 se transformă într-o substanță solidă, neagră CuO și un gaz incolor care nu întreține arderea CO2 verificat cu un băț de chibrit aprins.

Experiența 2 – Reacția de descompunere a HgO repetându-se experiența se observă depunerea Hg sub forma unei oglinzi și degajarea gazului incolor ,care întreține arderea, O2 verificat cu ajutorul așchiei de brad.

a.II. Experimente productiv – creative și de cercetare.

În această categorie pot fi incluse experimentele în urma cărora se poate deduce o regulă, o lege, cât și experimentele cu caracter de cercetare. Suita etapelor desfășurării acestei clase de experimente este mai complexă în comparație cu celelalte categorii:

crearea unei motivații

formularea problemei

enunțarea ipotezelor

elaborarea unor sisteme experimentale

desfășurarea experimentului

organizarea observațiilor

discutarea procedeelor utilizate

asimilarea unor noțiuni noi

prelucrarea datelor

formularea concluziilor

verificarea rezultatelor

aplicarea în practică

În structura capacității umane intră trei categorii de comportamente:

anticipative (pregătitoare ale experimentului),

efective (de realizarea experimentului),

evaluative (de analiză a rezultatelor experimentale ).

Aceste categorii de comportamente impun trei etape distincte, obligatorii fiecărui experiment:

etapa pregătitoare constă în introducerea elevului în problemele experimentului, stabilirea motivației teoretice, a condițiilor materiale, formularea unor ipoteze, stabilirea ordinii operațiilor de efectuat.

etapa de efectuare constă în realizarea experimentului, observarea directă a fenomenului și interpretarea acestor observații.

etapa de evaluare constă în formarea concluziilor de bază, interpretării observațiilor și a le confrunta cu ipotezele.

b) Criteriul participativ al elevilor

I . EXPERIMENT DEMONSTRATIV efectuat de profesor sau de o grupă de elevi.

II. EXPERIMENT FRONTAL realizat de toți elevii, în același timp individual sau pe grupe

b. I. Experimente demonstrative. Pentru ca experimentul demonstrativ să-și atingă scopul trebuie să parcurgă o serie de etape :

l. motivația demonstrației

2. orientarea atenției spre esența observației (obiectivele ei)

3 efectuarea demonstrației

4. enumerarea observațiilor

5. interpretarea observațiilor

6. concluzionarea observațiilor

b. II. Experimentul frontal poate fi efectuat de elevi frontal sau pe grupe. Prin efectuarea acestuia i se oferă elevului posibilitatea de a participa în mod direct la perceperea fenomenelor, la cunoașterea proprietăților substanțelor putând astfel să sesizeze utilizările acestora în practică.

Reacția de înlocuire sau substituție poate constitui de exemplu tema unui experiment frontal,de sigur și alte tipuri de reacție pot fi tema acestui gen de experiment.

Indicațiile de lucru pot fi prezentate într-o fișă sau se poate lucra cu ajutorul manualului

Experiența l: Acțiunea Zn asupra soluției de HCl

Experiența 2: Acțiunea Zn asupra soluției de AgNO3

Experiența 3: Acțiunea Fe asupra soluției de CuSO4

Experiența 4: Reacția Al cu Fe2O3

După ce se scriu ecuațiile reacțiilor chimice profesorul generalizează ecuația reacției de substituție.

c) Criteriul capacității umane

Acesta include noțiunea de capacitate de investigare experimentală, adică metoda experimentului științific în cunoașterea realității. În funcție de sfera acestei capacități experimentele pot fi:

EXPERIMENTE PENTRU DEPRINDERI MOTORII

EXPERIMENTE PENTRU DEPRINDERI INTELECTUALE

Această clasificare nu poate delimita strict sfera experiențelor ce se desfășoară în laboratorul de chimie. Este importantă precizarea faptului că nu există experiență care să fie destinată în exclusivitate însușirii deprinderilor intelectuale în afara deprinderilor motorii, iar fiecare activitate experimentală este concepută sub forma unei anumite strategii de învățare.

c. I. Experimente pentru deprinderi motorii

În clasele a VII-a și a VIII-a elevii sunt puși în situația de a lucra cu aparatura de uz general confecționată din sticlă și cu ustensile de laborator, să manipuleze sursele de încălzire. Prin efectuarea experiențelor prevăzute în programa școlară elevii reușesc să-și formeze deprinderi motorii necesare. În licee elevii claselor cu profil de chimie iau contact cu unele elemente de analiză cantitativă și anume cu analiza volumetrică. De aceea ustensilele de laborator utilizate sunt mai complexe iar utilizarea lor necesită formarea unor deprinderi motorii mai deosebite. Exceptând deprinderile motorii elevii trebuie să-și formeze și deprinderi intelectuale privind alegerea reactivilor, prelucrarea datelor, etc.

c. II. Experimente pentru formarea și dezvoltarea deprinderilor intelectuale.

1. Experimente pentru învățarea de noțiuni și concepte definite

2. Experimente pentru stabilirea și verificarea unor reguli

3. Experimente pentru rezolvarea unor probleme

Aceste genuri de experimente se pot realiza îmbinate la teme ca : „Legea conservării masei substanțelor în reacții chimice”, „Clasificarea soluțiilor”, „Reacții de înlocuire” la nivelul unității de învățare: „Reacții chimice” clasa a VII-a, caz în care elevii își dezvoltă atât deprinderi motorii cât și intelectuale.

d) Criteriul locului de învățare (în lecții)

După locul pe care îl ocupă în lecții, experimentele de laborator se pot clasifica în:

Experimente pentru stimularea interesului față de noile informații (se află în momentul de introducere în lecție)

Experimente pentru învățarea noilor informații, aprofundarea sau extinderea lor în lecția propriu-zisă

Experimente pentru fixarea cunoștințelor – se introduc pe parcursul lecției în momentele de feedback sau în lecțiile de recapitulare

Experimente pentru evaluare – locul lor este variabil putând fi utilizate la începutul învățării, pe parcursul ei sau la sfârșitul procesului de învățare.

Experimentul pentru învățare poate fi utilizat la sfârșitul unității de învățare „Reacții chimice”, astfel încât profesorul poate evalua atât deprinderile motorii cât și cele intelectuale ale elevilor.

Obligându-i pe elevi să mânuiască substanțe sau aparate, să emită ipoteze, să construiască instalații, să analizeze diversele momente ale experimentului efectuat, să găsească argumente în favoarea sa, în defavoarea ipotezelor propuse, experimentele chimice prezintă o valoare formativă și pedagogică indiscutabilă, evidențiată de următoarele concluzii:

dezvoltă spiritul de observație și gândirea elevilor;

suscită imaginația și curiozitatea științifică a elevilor;

formează deprinderea elevilor de a organiza și urmări un experiment chimic;

formează deprinderea de muncă individuală sau în colectiv;

ajută elevii să-și însușească metode științifice de cercetare și prin acestea aproprie organizarea procesului de învățământ de specificul cercetării științifice;

formează o serie de deprinderi practice ale elevilor;

măresc interesul și seriozitatea cu care elevii își desfășoară activitatea.

„Sa considerat – sublinia Jean Piaget – că elevului i se oferă o formație experimentală suficientă dacă este inițiat în rezultatele experimentului din trecut sau dacă, i se oferă spectacolul experimentului demonstrativ efectuat de profesor ca și cum cineva ar putea învăța să înoate privind niște înotători fără a părăsi băncile de pe malul apei”

II.2.2 Evaluarea în procesul de învățământ

Evaluarea în învățământ este o problemă veche cu notații noi, un subiect controversat, datorită, în special, încărcăturii sale morale, deoarece prin evaluare se realizează clasificări și selecții, se dau „ verdicte”, și cu alte cuvinte se hotărăște soarta unor oameni. Ca și alte concepte, evaluării i se dau mai multe accepțiuni în funcție de autorul care definește evaluarea. De aceea se poate observa că:

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

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

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

Aspectele procesului de învățământ legate de verificare și aprecierea cunoștințelor elevilor sunt încadrate în docimologie – știința care are ca obiect studierea sistematică a examenelor, în special a sistemelor de notare, a comportării examinatorilor și examinaților.

Docimologia nu trebuie concepută însă numai ca știință a examinării, ea trebuie să ofere totodată posibilitatea de a cunoaște interesul real al elevului pentru obiect, suportul motivațional al rezultatelor obținute, factorii care au contribuit la obținerea rezultatelor, posibilitatea de apreciere a resurselor unui elev, de urmărire a evoluției acestuia.

Se trece de la o apreciere mai mult cantitativ a cunoștințelor elevilor la o apreciere calitativă a unui ansamblu de aspecte urmărite prin însăși obiectivele învățământului

O evaluare corectă poate fi făcută numai în condițiile unor obiective bine precizate, din care să se desprindă exact ce trebuie să facă un elev pentru a dovedi realizarea lor.

Sub acest aspect se disting mai multe categorii de obiective:

finalitățile sau scopurile generale ale educației sintetico – globale, determinate de condițiile economico sociale;

obiective intermediare, specifice, raportate la învățământ ca principal factor de realizare a scopurilor generale ale educației. Se includ aici mai multe obiective:

obiective specifice învățământului într-o etapă dată;

obiective specifice fiecărei trepte de învățământ;

obiective specifice diferitelor discipline și teme.

obiective educativ – operaționale, prin operaționalizare înțelegându-se „ enunțarea” procedurilor care permit a măsura,a produce sau a recunoaște printre altele, un anumit comportament.

Pentru formularea obiectivelor operaționale se folosesc verbe de acțiune, acțiunile raportându-se la elevi.

Funcțiile evaluării

Funcțiile evaluării în învățământ sunt stabilite în conformitate cu anumite criterii psihopedagogice, sociologice și docimologice, vizând efectele evaluării în plan individual și social.

Acestea sunt:

Funcția de control, de constatare și apreciere a activității și rezultatele obținute în procesul de învățământ (diagnosticare), prin care se urmărește unde se situează rezultatele în raport cu obiectivele proiectate;

Funcția de reglare a sistemului, de ameliorare a activității și de optimizare a rezultatelor, care constă în demersurile comune ale evaluatorilor și evaluaților pentru a face ”corecțiile” necesare;

Funcția de predicție, de prognosticare și orientare, prin care se încearcă prefigurarea desfășurării activității în sistem;

Funcția de clasificare și selecție, în baza căreia se ierarhizează instituțiile de învățământ, elevii și studenții;

Funcția educativă , menită să conștientizeze și să motiveze, să stimuleze interesul pentru studiul continuu , pentru perfecționare și pentru obținerea unor performanțe cât mai înalte;

Funcția socială, prin care se realizează informarea colectivității locale, a familiei asupra rezultatelor obținute de elevi și studenți.

Aceste funcții se întrepătrund, tratarea lor distinctă având doar scop didactic.

Integrarea actelor evaluative în procesul didactic

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

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

Experiența școlară a dus la stabilirea a trei forme de evaluare: inițială, cumulativă (sumativă, finală) continuă (formativă).

Evaluarea inițială are scopul de a stabili cât mai exact cu putință câteva lucruri absolut necesare pentru elaborarea strategiei didactice și anume:

Cunoașterea nivelului de pregătire de la care pornesc elevii

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

Cunoașterea capacității de învățare ale fiecărui elev.

Subliniind rolul și însemnătatea acestui tip de evaluare pentru integrarea elevilor în activitatea care începe, D. Ansubel conchide „dacă aș vrea să reduc toată psihopedagogia la un singur principiu, eu spun ceea ce influențează cel mai mult învățarea sunt cunoștințele pe care elevul le posedă la plecare. Asigurați-vă de aceea ce el știe și instruiți-l în consecință.”

Evaluarea cumulativă este mai complexă pentru că ea trebuie să furnizeze informațiile relevante despre nivelul pregătirii elevilor la sfârșitul unei etape de instruire. Ar fi absurd să se creadă însă că la evaluarea finală elevul trebuie să știe tot. Deoarece are loc după consumarea procesului de instruire acesta nu mai poate fi ameliorat chiar dacă este cazul.

Evaluarea continuă (formativă) se caracterizează prin aceea că verificarea și aprecierea sunt incluse în procesul de instruire.

Se pot realiza după o secvență de lecție, după o lecție integrală sau chiar după mai multe lecții.

Prezintă avantajul că se realizează un feedback continuu, asigurând cunoașterea de către profesor și elev a rezultatelor obținute.

Deosebirea dintre cele trei forme de evaluare nu este de esență, ci doar de tehnică de aplicare.

Metode de evaluare

Numeroase discuții s-au purtat dea lungul timpului și continuă să se poarte și astăzi în legătură cu gradul de obiectivitate și precizie al metodelor de evaluare .Dar îmbinarea acestor metode constituie soluția cea mai potrivită.

Metoda de evaluare orală este una dintre cele mai răspândite metode, care poate fi aplicată individual sau pe grupe.

Principalul avantaj al acestor metode îl constituie posibilitatea dialogului profesor – elev, în cadrul căreia profesorul își poate da seama nu doar despre „ce știe” elevul, ci și cum gândește, cum se exprimă, cum face față situațiilor problematice.

Dintre dezavantaje putem menționa lipsa timpului și posibilitatea de a selecționa pentru toți elevii întrebări cu același grad de dificultate. Pentru elevi apar inconveniente ce țin de sensibilitatea și emotivitatea lui.

Elevii pot fi antrenați și în lecția nouă apreciind astfel participarea lor la activitatea din clasă.

Metoda de evaluare scrisă este utilizată sub diferite forme: extemporal, teză, text, chestionar, referat, temă executată pentru acasă, etc. Prin această problemă se asigură uniformizarea subiectelor (ca întindere și ca uniformitate în deosebi) pentru toți elevii supuși evaluării,ca și posibilitatea de a examina un număr mai mare în același timp.

Ea îi avantajează pe elevii emotivi și-i pune la adăpost pe profesorii tentați să evalueze preferențial la oral. Ca dezavantaje se poate menționa faptul că, elevii pot copia sau pot ghici răspunsurile, la itemurile cu alegere multiplă.

În realitate combinarea celor două metode amplifică avantajele și diminuează dezavantajele, așa încât e preferabilă folosirea unui sistem de metode pentru a realiza o evaluare cât mai aproape de adevăr.

Metoda de evaluare practică permite profesorului să constate la ce nivel și-au format și dezvoltat elevii anumite deprinderi practice, capacitatea de „ a face” nu doar de „ a ști”. Și această metodă se realizează printr-o mare varietate de forme, urmându-se formarea deprinderilor practice de lucru în laborator.

Metoda de evaluare cu ajutorul calculatorului

Învățământul asistat de calculator – marea minune a tehnicii actuale care zdruncină din temelii învățământul tradițional fundamentat de Comenius în celebra sa lucrare DIDACTICA MAGNA, acum mai bine de trei secole – îți propune obiective ambițioase, cum sunt: „dezvoltarea raționamentului, imaginației și creativității, precum și a capacității de a emite o apreciere critică, asupra rezultatului dialogului om – mașină”.

Experții remarcă, că „informatica are un potențial educativ foarte mare față de ceea ce ar putea oferi alte tehnologii”. Permite adaptarea învățământului la cerințele fiecărui elev, la ritmul de muncă, la aptitudinile intelectuale și la nivelul său de cunoștințe, deci, diversificarea modalităților pedagogice și personalizarea învățământului.

Evaluarea cu ajutorul calculatorului este debarasată de orice elemente de subiectivism, ca și de emoțiile care-i însoțesc pe cei mai mulți dintre elevi la verificările curente și la examene. Ea economisește timpul și efortul evaluatorilor. Se schimbă însuși raportul profesor – elev, prin creșterea încrederii elevilor în obiectivitatea profesorilor. De asemeni elevii se pot autoevalua pe parcursul muncii independente pe care o depun zilnic, beneficiind de feedback–ul atât de necesar unei învățări eficiente și performante.

Evaluarea cu ajutorul calculatorului rămâne o problemă deschisă a cercetărilor interdisciplinare dar și aplicațiilor în toate structurile învățământului.

Testul – instrument de evaluare

Cuvântul test este de origine engleză și înseamnă probă, examen. Un test este un instrument de măsurare a cunoștințelor, deprinderilor, aptitudinilor, etc., prin intermediul căruia obținem informațiile necesare fundamentării științifice a unor decizii. Asociația internațională de psihotehnică îl definește ca pe o „ probă implicând o sarcină de îndeplinit pentru toți subiecții examinați, cu o tehnică precisă pentru aprecierea succesului sau eșecului sau pentru notarea numerică a reușitei”.

Literatura de specialitate prezintă diverse clasificări ale testelor, în funcție de anumite criterii. In școală se folosesc destul de des testele de cunoștințe – probe care mijlocesc investigațiile asupra fondului de informație ale unei persoane.

În activitatea de evaluare se folosesc teste docimologice.

Testul docimologic reprezintă o modalitate de examinare care cuprinde un set de probe sau întrebări (itemuri) cu ajutorul cărora se verifică și se evaluează nivelul asimilării cunoștințelor și a capacității de a opera cu ele, prin raportarea răspunsurilor la o scară – etalon de apreciere, elaborată anterior.

Pentru a putea fi utilizate în bune condiții testele trebuie să răspundă unor cerințe între care menționăm: validitatea sau valabilitatea;fidelitatea; stabilitatea sau constanța; etalonarea; standardizarea.

Față de notare sau de examenele tradiționale, testelor li se recunosc unele calități superioare, unele avantaje, deși nu sunt nici ele scutite de anumite limite.

Dintre avantaje menționăm:

oferă posibilitatea măsurării mai exacte a performanțelor elevilor, în comparație cu celelalte probe;

posedă însușiri ale investigației experimentale ( controlul condițiilor de aplicare, posibilitatea repetării probei, etc)

permite standardizarea criteriilor de notare, asigurând un grad sporit de obiectivitate în apreciere.

Dezavantajele constau în :

imposibilitatea de a analiza capacitatea de organizare a cunoștințelor, originalitatea modului de tratare;

încurajarea metodelor deficitare de învățare; consumul mare de muncă necesare elaborării; facilitarea fraudei.

Elaborarea testelor – constituie o activitate complexă, care se desfășoară după un algoritm. Pașii acestuia sunt:

precizarea obiectivelor pedagogice și a conținutului a cărui însușire este verificată,

analiza conținutului materiei asupra căreia se face verificarea având ca rezultat stabilirea elementelor esențiale semnificative pentru înțelegerea materiei,

alcătuirea testului prin redactarea întrebărilor (itemurilor) în concordanță cu obiectivele pedagogice a căror îndeplinire este verificată. Întrebările trebuie să fie clar formulate, precise, concise și să nu solicite decât un singur răspuns.

Măsurarea și evaluarea răspunsurilor se fac după scara sau etalonul de evaluare stabilit dinainte, măsura rezultând din însumarea punctajelor tuturor întrebărilor.

Itemii formulați pentru alcătuirea probelor de evaluare pot fi:

A. Itemi obiectivi :

– cu alegere duală

– de împerechere (asociere)

– cu alegere multiplă

B. Itemi semiobiectivi:

– de completare

– cu răspuns scurt

– cu răspuns structurat

C. Itemi subiectivi (cu răspuns liber):

– rezolvare de probleme

– eseu

Metode alternative de evaluare

Referatul constituie una dintre alternativele utilizate în ultimii ani pentru evaluare. Se utilizează două categorii de referate:

alcătuite pe baza unor activități, de obicei experimentale efectuate în clasă

bazate pe informare documentară, subiectele fiind corelate cu programa școlară. Se va indica o bibliografie minimală.

Portofoliul este un instrument de evaluare complex; el include rezultatele obținute prin celelalte metode de evaluare. Se evaluează rezultatele obținute la elevi la probele orale, scrise și practice.

Calitatea fundamentală a unei metode este eficiența și eficacitatea ei și își justifică asemenea atribute acea metodă care prin propria ei aplicare favorizează obținerea unor rezultate superioare care produce un maxim de modificări comportamentale, în condiții minime de timp, de efort, de cheltuieli materiale posibile, asigurând un grad înalt de perfecțiune și calitate a organizării învățării. Cu alte cuvinte, eficiența unei metode se apreciază în modul cel mai pragmatic după performanțele obținute, după contribuția ei la realizarea sau nerealizarea obiectivelor.

În continuare propun un test de evaluare inițială care să cuprindă diferiți itemi mai sus menționați.

Testul respectiv vizează cunoștințele elevilor clasei a VII-a anterioare capitolului „Reacții Chimice”. Accentul se va pune pe cunoașterea (scrierea și citirea) corectă a formulelor chimice; deoarece ecuațiile reacțiilor chimice nu se memorează pentru a fi învățate. Iar atunci când se realizează experimente chimice elevul trebuie să cunoască formula chimică și denumirea reactivilor utilizați; astfel se determină nivelul de cunoștințe atins de elevi în momentul respectiv.

II.3. Proiecte didactice a unității de învățare reacții chimice

Luând în calcul finalitățile ciclului se pot defini scopurile predării chimiei ca fiind următoarele:

înțelegerea faptelor științifice a conceptelor, principiilor, legilor, teoriilor;

dezvoltarea capacității de a gândi științific;

dezvoltarea deprinderilor, a abilităților intelectuale în vederea explorării, investigării lumii înconjurătoare;

dezvoltarea abilităților de comunica efectiv folosind tehnologia științifică specifică chimiei;

dezvoltarea capacității de a folosi deprinderile și cunoștințele științifice, pentru luarea unor decizii personale în vederea soluționării unor probleme de interes general

dezvoltarea capacității de a relaționa cunoștințele dobândite în interiorul și în afara ariei.

Toate scopurile menționate au importanță egală și pot fi urmărite simultan în activitățile de învățare. Astfel elevii demonstrează în conformitate un comportament cognitiv specific chimiei și științelor experimentale în general manifestat prin aceea că: observă și formulează întrebări legate de ceea ce îl înconjoară; se documentează folosind surse diverse de informare, investighează și revizuiește ipotezele în funcție de datele experimentale, formulează răspunsuri, generează explicații pornind de la evidențe demonstrate / demonstrabile experimental. De asemenea, elevul demonstrează autonomie în gândire și responsabilitate față de sarcini. Deci, învățarea științelor este un proces activ.

Ca urmare predarea științelor trebuie să implice elevii într-o activitate continuă, de explorare și investigare, într-o activitate în care elevii stabilesc conexiuni între cunoștințele lor științifice și cele ce se găsesc în diverse surse într-o activitate în care elevii utilizează cunoștințele pe care le au în situații diferite: rezolvare de probleme, proiectare și luare de decizii, experimente pentru formarea și dezvoltarea deprinderilor intelectuale.

Este de menționat aici că evaluarea este absolut necesară să fie consistentă cu învățarea activă.

Toți elevii, indiferent de aspirații, motivații și interese trebuie să aibă alfabetizări științifice. Pentru ca toți elevii să aibă șanse egale în ceea ce privește achizițiile, în cunoștințe și în deprinderi, trebuie ca obiectivele propuse de programă în corelație cu cunoștințele asociate, să nu mărească decalajele între elevi, din punct de vedere al oportunității de a învăța.

Educația științifică propune înțelegerea de către elevi a cunoștințelor fundamentale: concepte, principii, legi, teorii. O mai bună înțelegere a conținuturilor se realizează prin activități suplimentare, care să asigure o mai bună aprofundare a acestora. Aceste principii reprezintă tendințe ale predării științei pe plan național și sunt aplicabile în întregime predării/ învățării chimiei în școală.

Deoarece chimia este o știință experimentală,elevul își poate însuși mai bine informațiile teoretice și se poate familiariza cu tehnicile fundamentale de lucru în laborator numai dacă lucrează efectiv.

Numai integrarea activității experimentale proprii al elevului în lecție împletită cu toate metodele folosite , solicită la maximum participarea sa conștientă și creativă astfel încât lucrările de laborator încetează să mai fie un scop în sine,ele tinzând să devină un mijloc eficient de învățarea chimiei.

În selectarea experimentelor s-a avut în vedere ca în urma efectuării lor elevul să fie capabil:

– să stabilească relația dintre măsurătorile experimentale și să le interpreteze;

– să dobândească deprinderi de lucru în laborator;

– să-și formeze o imagine despre munca de cercetare științifică.

Cel mai simplu experiment , dacă este formulat ca întrebare inteligentă pusă naturii, dezvăluie multe dintre aparentele secrete ale transformării substanțelor.

Ervin Sollo, adresează următorul sfat tânărului experimentator : „nu evitați experimentele simple, executațile cu grijă, reflectași asupra rezultatelor și veți învăța mai mult decât din acelea care sunt însoțite de tunete și fulgere”.

Experimentele întâlnite la ciclul gimnazial sunt în general simple, dar ele vor ajuta la formarea viitorului chimist de succes.

II.3.1. Formule chimice – proba de evaluare inițială.

DATA:

CLASA: a VII-a

OBIECTUL: chimie

SUBIECTUL LECȚIEI : FORMULE CHIMICE

SCOPUL LECȚIEI: recapitularea cunoștințelor anterioare capitolului ”Reacții chimice” pentru a se vedea nivelul de pregătire al elevilor

COMPETENȚE SPECIFICE:

C1 – să aleagă afirmația corectă;

C2– să stabilească corect formulele chimice și denumirile acestora în diferite cazuri;

C3 – să aleagă dintr-un set de răspunsuri pe cel corect;

C4 – să determine prin calcul noțiunile cerute.

MIJLOACE ȘI MATERIALE DIDACTICE: Fișe de evaluare

METODE DIDACTICE:Activitate independentă prin exercițiu, problematizare, algoritmizare.

Desfășurarea lecției

Se cere elevilor să rezolve exercițiile cuprinse în fișa de evaluare a cunoștințelor căpătate la tema : „Formule chimice”.

Test de evaluare

Răspundeți cu adevărat sau fals la următoarele afirmații:

formula chimică reprezintă notarea prescurtată a moleculei unei substanțe cu ajutorul simbolurilor chimice; A F

molecula este cea mai mică particulă dintr-o substanță care poate exista în stare liberă și care prezintă toate proprietățile substanței respective; A F

1 punct

2. Unește prin săgeți substanțele din prima coloană care corespund denumirilor din coloana a doua :

H2SO4 pentaoxid de fosfor

H2S dioxid de carbon

CO acid sulfhidric

(NH4)2CO3 acid sulfuric

P2O5 carbonat de amoniu

1 punct

3. Scrieți formulele compușilor următoarelor elemente cu clorul (clorul este monovalent): NaI; BaII; AlIII; MnII; FeIII; PbIV; CIV.

2 puncte

4. Alegeți răspunsul corect:

formula chimică corectă pentru fosfat de magneziu este:

Mg2PO4

Mg3(PO4)3

Mg3(PO4)2

MgPO4

cel mai mare număr total de atomi se găsește în:

2H2SO4

7NH3

AgNO3

H2O

2 puncte

5. Se dau următoarele formule chimice: NaCl; Al(OH)3; CO2; H3PO4; CaO; Mg(OH)2; FeO; HCl; ZnO; H2S; NaOH; KOH; CuO; Fe(OH)3; Li2O; SiO2; SO3; H2SO4; NaNO2; NaNO3; Na2SO4; H2CO3; HNO2; K2O; Cu(OH2); H2SO3; HBr. Se cere:

Specificați denumirea științifică a fiecărei substanțe,

Calculați masa moleculară, raportul atomic și compoziția procentuală pentru substanțele subliniate.

3 puncte

Oficiu: 1 punct

Rezolvarea testului de evaluare

a. A

b. A

2.

H2SO4 pentaoxid de fosfor

H2S dioxid de carbon

CO2 acid sulfhidric

(NH4)2CO3 acid sulfuric

P2O5 carbonat de amoniu

3. NaCl; BaCl2 ; AlCl3; MnCl2; FeCl3; PbCl4; CCl4

4. – c

– b – 28 atomi

. – NaCl clorură de sodiu

Al(OH)3 hidroxid de aluminiu

CO2 dioxid de carbon

H3PO4 acid fosforic

CaO oxid de calciu

Mg(OH)2 hidroxid de magneziu

FeO oxid de fier (II)

HCl acid clorhidric

ZnO oxid de zinc

H2S acid sulfhidric sau hidrogen sulfurat

NaOH hidroxid de sodiu

KOH hidroxid de potasiu

CuO oxid de cupru( II)

Fe(OH)3 hidroxid de fier (III)

Li2O oxid de litiu

SiO2 dioxid de siliciu

SO3 trioxid de sulf

H2SO4 acid sulfuric

NaNO2 azotit de sodiu

NaNO3 azotat de sodiu

Na2SO4 sulfat de sodiu

H2CO3 acid carbonic

HNO2 acid azotos

K2O oxid de potasiu

Cu(OH)2 hidroxid de cupru

H2SO3 acid sulfuros

HBr acid bromhidric

b. MFe(OH)3=AFe +3AO+3AH=56+3.16+3.1=107

MNa2SO4= 2Ana+1.AS+4AO = 142

Raport atomic:

Fe(OH)3 = 1:3:3

Na2SO4= 2:1.4.

Compoziția procentuală:

1 mol Fe(OH)3 =107g

107g Fe(OH)3 ____56 g Fe___48gO___3 gH

100 gFe(OH)3 _____x________y_______z

X=

Y=

Z=

1 mol Na2SO4 = 142G

142g Na2SO4 ____46g Na____32g S____64g O

100g Na2SO4 ____ x ________ y ______ z

X=

Y=

Z=

Interpretarea rezultatelor obținute la test:

Număr total de elevi = 15

Media pe clasă la test a fost de 7,13(șapte)13%

Corelarea obiectivelor cu itemurile:

II.3.2. Reacția de combinare

DATA:

CLASA a VII-a

OBIECTUL : chimie

SUBIECTUL LECȚIEI: „Reacția de Combinare”

SCOPUL LECȚIEI: de a face cunoscute elevilor reacția de combinare și aplicații practice ale acesteia. Formarea deprinderilor de a manipula corect aparatura de laborator și reactivii necesari.

TIPUL LECȚIEI: mixtă

COMPETENȚE SPECIFICE:

C1 să enunțe legea conservării masei substanțelor;

C2 să utilizeze legea conservării numărului de atomi la scrierea ecuației reacțiilor chimice;

C3 să își formeze deprinderi de activitate independentă;

C4 să transpună sub formă de ecuații reacțiile efectuate

C5 să indice principalele utilizări ale reacției de combinare

MIJLOACE ȘI MATERIALE DIDACTICE: manual, sistem periodic, eprubete, spirtieră, cristalizor, bile și tije, substanțe ca: amoniac, HCl, Al, Oxid de calciu, apă, fier, fenolftaleină.

METODE DIDACTICE: explicația problematizarea, modelarea, experiment de laborator.

Desfășurarea lecției:

Moment organizatoric: 2 minute.

restabilirea ordinii în clasă, notarea absențelor, verificarea tablei, cretă

Verificarea cunoștințelor: frontal

Definiți ecuația reacției chimice

Dați exemple de ecuații chimice

Enumerați legea conservării masei substanțelor și legea conservării atomilor. Cine a descoperit și formulat aceste legi.

Care sunt regulile de scriere a ecuațiilor reacțiilor chimice. Exemplificați

Dați exemple de proprietăți ale reacțiilor chimice care se modifică și care rămân constate în timpul desfășurării acestora.

Care este semnificația ecuației chimice. Exemplificați

Scrieți ecuațiile următoarelor ecuații chimice.

a. oxid de sodiu + apă = hidroxid de sodiu

b. aluminiu + sulf = sulfură de aluminiu

Pe baza acestei ultime întrebări se urmărește trecerea spre următoarea etapă de comunicare de noi cunoștințe.

Comunicarea noilor cunoștințe:

Se va scrie pe tablă titlul lecției noi: REACȚIA DE COMBINARE. APLICAȚII

Pentru a înțelege corect noțiunea de „ reacție chimică de combinare” și pentru stimularea interesului pentru obiectul chimiei se vor realiza câteva experimente și se va completa un tabel pe tablă și în caiete.

Pe baza experimentelor efectuate și a completării tabelului, profesorul împreună cu elevii va defini reacția de combinare.

Reacția de combinare este reacția chimică în care doi sau mai mulți reactanți formează un singur produs de reacție.

De asemenea se va da forma generală a reacției de combinare:

X+Y= Z

Se va modela cu ajutorul bilelor și tijelor reacția de combinare a apei și a amoniacului, de către profesor. Elevii numărând bilele nemetalelor participante la reacție vor avea o imagine clară asupra legii conservării atomilor.

Ecuațiile reacțiilor chimice vor fi scrise pe tablă și în caiete :

2H2 + O2 = 2H2O

3H2+ N2 = 2NH3

Se constată că în cazul reacției de combinare reactanții pot fi substanțe simple sau compuse , iar produșii de reacție substanțe compuse.

Fixarea cunoștințelor se va face pe baza unor exerciții:

Pentru următoarele transformări stabiliți produșii de reacție și spuneți cărui tip de substanță compusă corespunde:

C+ O2 = …………

CO2 + H2O ………..

Mg + O2 = ………….

MgO + H2O = …………….

Tema pentru acasă: de învățat lecția „Reacția de combinare„ și de rezolvat două exerciții din manual

II.3.3. Reacția de descompunere

DATA:

CLASA a VII-a

OBIECTUL: chimie

SUBIECTUL LECȚIEI:”Reacția de descompunere”

SCOPUL LECȚIEI : Verificarea cunoștințelor referitoare la reacția de combinare, prin dialog profesor – elev și explicarea modului în care se desfășoară reacția de descompunere.

TIPUL LECȚIEI: Mixtă

COMPETENȚE SPECIFICE:

C1 să modeleze reacțiile de descompunere, experimentale;

C2 să scrie corect ecuațiile reacțiilor modelate;

C3 să stabilească coeficienții reacțiilor scrise;

C4 să indice domeniile în care își găsește aplicații reacțiile de descompunere.

MIJLOACELE ȘI MATERIALELE DIDACTICE: manual de chimie, SP al elementelor, tablă magnetică, spirtieră, eprubete, celula de electroliză, CuCO3, HgO, apă acidulată, (NH4)2CO3.

METODE DIDACTICE: Conversația euristică, explicația, experimentul de laborator, problematizarea.

Desfășurarea lecției.

Moment organizatoric: stabilirea ordinii în clasă, notarea absențelor, verificarea tablei și a cretei.

Verificarea cunoștințelor se face frontal prin verificarea temei pentru acasă și a cunoștințelor elevilor prin întrebări și exerciții:

Ce reprezintă reacția de combinare?

Care este forma generală a acesteia ?

Ce putem spune despre reactanți și produșii de reacție participanți la reacția de combinare din punct de vedere al clasificării substanțelor?

Completează spațiile libere din schemele de mai jos și definiți substanțele participante la reacții:

SO2 + O2 = ––-

H2 + …….= H2O

……+Cl2 = HCl

CaO + H2O = ……

SO3 + ……. = S2HO4

Completează schema de mai jos, astfel încât toate procesele chimice să corespundă unor reacții de combinare:

Ce cantitate de clor este necesară pentru a prepara acid clorhidric?

Comunicarea noilor cunoștințe:

S-a constatat că reacția chimică de combinare este un proces chimic din care doi sau mai mulți reactanți se transformă într-o altă substanță cu proprietăți noi. Astăzi vom studia „Reacția de descompunere”, care este un proces invers celui de combinare. Se va da definiția reacției de descompunere și forma generală.

Se vor realiza de către profesor sau elev câteva experiențe pentru învățarea acestui concept:

Experiența 1: Într-o eprubetă se va încălzi o cantitate mică de HgO. Se va constata depunerea pe pereții eprubetei a unor picături fine de lichid argintiu iar natura gazului de va încerca cu o așchie de lemn care se aprinde și arde cu flacără.

Ecuația reacției chimice: 2HgO t0 2Hg + O2

Oxid de mercur(II)

Produșii de reacție sunt substanțe simple.

Experiența 2: Intr-o eprubetă se va încălzi o cantitate de CuCO3 .Se va constata apariția unei substanțe noi de culoare neagră, iar gazul rezultat se va încerca cu un chibrit aprins.

Ecuația reacției chimice: CuCO3 CuO + CO2

verde negru incolor

Experiența 3. Încălzirea carbonatului de amoniu( praf de copt), substanță folosită la prepararea prăjiturilor, se descompune în produse gazoase.

( NH4)2CO3 2NH3 + CO2 + H2O (vapori)

carbonat de amoniu

Produșii de reacție sunt substanțe compuse.

Experiența 4: Într-un cilindru se va pune apă oxigenată peste care se adaugă o cantitate mică de oxid de mangan. Natura gazului degajat se va încerca cu o așchie de lemn. În finalul reacției chimice se constată neschimbată cantitatea de MnO2 . Ecuația reacției chimice: 2H2O2 catalizator 2H2O + O2

( MnO2)

Produșii de reacție sunt o substanță simplă și una compusă.

Catalizatorii sunt substanțe care măresc viteza reacției, iar la sfârșitul reacției se găsesc în cantitatea inițială.

Fenomenul prin care o substanță se descompune cu ajutorul curentului electric se numește electroliză.

2NaCl energie 2Na + Cl2

electrică

2H2O energie 2H2 + O2

electrică

Fixarea cunoștințelor se face prin întrebări adresate elevilor: – Ce este reacția de descompunere?

Ce sunt catalizatorii?

Definiți fenomenul de electroliză.

V. Tema pentru acasă: De întocmit un referat pe baza activităților efectuate în clasă.

II.3.4. Reacția de înlocuire

DATA:

CLASA:a VII-a

SUBIECTUL LECȚIEI: Reacția de înlocuire

SCOPUL LECȚIEI: de însușire a noțiunilor teoretice și de formare a deprinderilor practice.

TIPUL LECȚIEI: mixtă

COMPETENȚE SPECIFICE :

C1: să scrie corect ecuațiile reacției de descompunere;

C2: să scrie forma generală a unei reacții de înlocuire și să recunoască reacția de înlocuire dintr-un șir de transformări;

C3: să transpună sub formă de ecuații reacțiile efectuate, stabilind reactanți, produși de reacție și coeficienți;

C4: să-și dezvolte capacitatea de operare pe plan mintal și practic cu noțiunile învățate anterior;

C5: să indice principalele utilizări ale reacției studiate.

MIJLOACE ȘI MATERIALE DIDACTICE: manual de chimie, S.P. ale elementelor, eprubete, metale (Zn, Cu, Fe), acizi, sulfat de cupru, etc.

METODE DIDACTICE: experimentul de laborator, explicația , descoperirea dirijată, exercițiul.

Desfășurarea lecției

Moment organizatoric: stabilirea liniștii în clasă, notarea absențelor, verificarea tablei, cretei.

Verificarea cunoștințelor anterioare: frontal

Se va verifica tema elevilor, citindu-se câteva referate;

Frontal prin întrebări adresate elevilor se vor verifica noțiunile studiate anterior ca: reacția de descompunere; forma generală, exemple și aplicații ale reacției de descompunere, catalizatorii, electroliza.

Rezolvarea unui exercițiu: identifică substanțele notate cu litere și scrie ecuațiile reacțiilor corespunzătoare:

CaCO3 t0 a + CO2

Ca + O2

K + Cl

KClO3 b + O2

b curent K + c

electric

III. Comunicarea noilor cunoștințe : se va comunica titlul lecției” Reacția de înlocuire (de substituție)”. Termeni ca „substituție” și „înlocuire” se întâlnesc și la obiectul matematică la lecția referitoare la ecuații și sisteme de ecuații. Deci elevii pot face o analogie.

Pentru o mai bună înțelegere se vor efectua câteva experimente și se va completa tabelul pentru activități experimentale. Capul de tabel cu rubricația corespunzătoare este de realizat de elevi acasă după modelul anterior, iar pe tablă profesorul îl va realiza în pauză.

Observație: zincul poate fi înlocuit de Al, Mg.

Pe baza experimentelor se va defini reacția de înlocuire.

Reacția de înlocuire este procesul chimic în care atomul unui element substitue (înlocuiește) atomi ai altui element dintr-o substanță compusă.

Formula generală: X + YZ = XZ + Y

Din experiența 1 și 3 se constată următoarele : Metalele reactive reacționează cu apa și substituie hidrogenul din acizi.

Seria activității chimice a metalelor ordonează metalele în ordinea reactivității lor

K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb H2 Cu Hg Ag Au Pt

Reactivitatea metalelor crește de la K ;

Un metal substituie hidrogenul din compușii săi dacă este situat înaintea lui în seria de mai sus( este mai reactiv decât H2):

Un metal substituie un alt metal din compuși, dacă este mai reactiv decât metalul din compuși ( este situat înaintea lui în seria activității )

Ultimul subpunct este reliefat din experiența 2 ca și următoarea reacție care poate fi realizată și experimental.

Cu + 2AgNO3 = Cu (NO3)2 + Ag

Azotat de argint

(piatra iadului)

Un alt exemplu de reacție de substituție este reacția metalelor cu oxizi metalici

2Al + Fe2O3 = Al2O3 + 2Fe – reacția de aluminotermie de o deosebită importanță practică pentru obținerea metalelor și sudarea șinelor

IV. Fixarea cunoștințelor se va face prin rezolvarea următorului exercițiu:

Indică folosind seria activității metalelor, care din următoarele transformări sunt posibile, scrie ecuațiile reacțiilor chimice, denumind reactanții și produșii de reacție:

Mg + CuCl2 =

Fe + HNO3 =

Ag + HOH =

K + HCl =

Pb + Zn(NO3)2 =

V. Tema pentru acasă : de învățat reacția de înlocuire.

II.3.5. Reacția de schimb (de dublă înlocuire)

DATA:

CLASA a VII-a

SUBIECTUL LECȚIEI : Reacția de schimb sau reacția de dublă înlocuire.

SCOPUL LECȚIEI: De verificare a celor 3 tipuri de reacții studiate și de însușirea cunoștințelor noi

TIPUL LECȚIEI : Mixtă

COMPETENȚE SPECIFICE :

C1: să efectueze experimente simple;

C2 : să definească conceptul de reacție de schimb;

C3 : să opereze cu toate tipurile reacții învățate;

C4 : să exemplifice principalele utilizări ale reacțiilor de schimb.

MIJLOACE ȘI MATERIALE DIDACTICE: manual de chimie, S.P., eprubete, indicatori, substanțe ca : HCl, NaOH, CaCO3, AgNO3, BaCl2, CuSO4, NaOH.

METODE DIDACTICE: Experimentul de laborator, explicația, problematizarea.

DESFĂȘURAREA LECȚIEI:

I. Moment organizatoric: notarea absențelor, verificarea tablei și a cretei, organizarea clasei în grupe pentru activitățile experimentale.

II. Verificarea cunoștințelor anterioare se va face sub forma unei probe de evaluare inițială( pe o fișă de lucru) a cărei rezolvare va arăta în ce măsură elevii cunosc reacțiile studiate anterior.

Fișă de evaluare:

1. Exemplifică cele teri tipuri de reacții cunoscute prin câte o reacție chimică.

2. Notează în careul liber tipul reacției chimice date cu: R.C.; R.D.; R.Î..

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

2SO2 + O2 = 2SO3

Mg CO3 = MgO + CO2

Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2

CO2 + H2O = H2CO3

HCl + NaOH = NaCl + H2O

III. Comunicarea noilor cunoștințe

Prin analizarea ultimei ecuații chimice elevul va ajunge la concluzia că într-o reacție chimică se pot produce și duble înlocuiri. Astfel se va anunța tema nouă:” Reacția de schimb sau dublă înlocuire”. Prima grupă va verifica experimental ultima reacție din fișa de evaluare și va completa tabelul de activități experimentale.

În urma realizării experimentelor și a completării tabelului elevii împreună cu profesorul vor stabili concluziile teoretice la care s-a ajuns:

Reacția de schimb sau dublă înlocuire este reacția chimică în care două substanțe compuse schimbă între ele unele elemente, transformându-se în alte substanțe compuse.

Forma generală : XY + AB AY + XB

reactanții și produși de reacție sunt substanțe compuse.

Reacțiile de schimb sunt numeroase:

Reacția dintre un acid și o bază când rezultă sare și apă, fenomen numit reacție de neutralizare (vezi experiența 1)

H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O

Reacția de schimb dintre o sare și un acid posibilă dacă acidul este mai tare decât acidul din care provine sarea. Numite și reacții de recunoaștere (vezi experiențele2 și3)

CaCO3 + 2HCl = CaCl 2 + H2CO3

carbonat de acid clorură acid

calciu clorhidric de calciu carbonic (instabil)

H2CO3 H2O + CO2

Semnul „ „ reprezintă o reacție reversibilă care are loc în ambele sensuri.

Reacția de schimb dintre o sare și o bază este posibilă dacă baza este mai tare decât baza de la care provine sarea.

FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaCl

Reacția de schimb între două săruri

AgNO3 + NaCl = AgCl +NaNO3

Reacțiile de schimb își găsesc aplicații în obținerea unor acizi , baze și săruri și recunoașterea unor acizi și săruri.

IV. Fixarea cunoștințelor se va face cu ajutorul unei scurte probe de evaluare finală:

Completează spațiile libere:

CuCl2 + AgNO3 =………..+…………

MgSO4 + = + BaSO4

CuO + HCl= ……….+……..

Na2S +………= ……..+ NaNO3

CuCO3 + HNO3 = ……..+…….

V. Temă pentru acasă : de recapitulat cele 4 tipuri de reacții chimice studiate.

II.3.6. Recapitulare finală – reacții chimice

DATA:

CLASA a VII-a

TITLUL LECȚIEI: Reacții chimice

SCOPUL LECȚIEI:recapitularea cunoștințelor referitoare la reacții chimice pentru ca elevii să le aprofundeze și verificarea deprinderilor practice.

TIPUL LECȚIEI: recapitulativă prin activități practice.

COMPETENȚE SPECIFICE:

C1: să efectueze practic reacții chimice;

C2 : să scrie ecuațiile reacțiilor chimice efectuate practic

C3: să-și sistematizeze cunoștințele într-o formă nouă;

C4. să sintetizeze într-un tot unitar reacțiile chimice.

MIJLOACE ȘI MATERIALE DIDACTICE: substanțe și ustensile de laborator

METODE DIDACTICE UTILIZATE: experimentul de laborator, conversația.

Desfășurarea lecției

Moment organizatoric (2 min.): notarea absențelor, împărțirea elevilor în patru grupe de lucru.

Desfășurarea activității( 45 min): Se anunță tema lucrării” Reacții chimice”. Li se explică elevilor că la mesele de lucru se găsesc substanțe și ustensile necesare efectuării unei reacții chimice studiate. Fiecare grupă va avea alt experiment. Experiențele efectuate se vor nota în caiete și pe tablă sub forma unui tabel de activități experimentale deja cunoscut:

Substanțe și ustensile prezente la mesele de lucru necesare experimentului:

Exp.1: CaO; H2O, pahar, fenolftaleină

Exp.2: H2O2; MnO2, cilindru, așchie de lemn

Exp.3: Cu și Zn; HCl; eprubetă, chibrit.

Exp.4: HCl; NaOH; turnesol; termometru.

Prin metoda conversației se reamintesc cunoștințele teoretice care stau la baza lucrărilor ce se vor efectua , pe măsură ce ele se desfășoară, pentru a realiza legătura dintre teorie și practică și pentru a îndruma activitatea elevilor.

Cum clasificăm reacțiile chimice?

Există și alte criterii de clasificare a reacțiilor chimice? Exemple. Se efectuează experiența 1.

Ce este reacția chimică de combinare? Formula generală.

Definiți indicatorii. Exemple . Se efectuează experiența 2.

Ce este reacția de descompunere? Formula generală.

Ce sunt catalizatorii?

In funcție de viteza de reacție, reacția efectuată experimental cum este ? Absența catalizatorului ar avea importanță ? Se efectuează experiența 3.

Ce este reacția de schimb? Formula generală.

Ce metal s-a ales pentru experiment Cu sau Zn ? De ce? Se efectuează experiența 4.

Ce este reacția de dublă înlocuire? Formula generală.

Cum se numește reacția dintre un acid și o bază ?

De ce folosim termometrul ?

În funcție de schimbul de căldură cu mediul , cum clasificăm reacțiile ? Această reacție de ce tip este?

După ce s-au efectuat experimentele propuse profesorul va realiza pe tablă tabelul pentru activități experimentale iar elevii în caiete. Unul dintre elevi grupelor respective va completa tabelul pe tablă iar ceilalți în caiete supravegheați de către profesor.

III. temă pentru acasă: (3 minute). Li se cere elevilor să recapituleze capitolul „Reacții chimice”, în vederea aprofundării cunoștințelor.

II.3.7Reacții chimice – proba de evaluare finală

DATA:

CLASA a VII-a

OBIECTUL: Chimie

SUBIECTUL LECȚIEI : reacții chimice

SCOPUL LECȚIEI: verificarea cunoștințelor elevilor pentru a se vedea cum și-au însușit aceste noțiuni.

TIPUL LECȚIEI : de verificare și apreciere a rezultatelor școlare

COMPETENȚE SPECIFICE:

C1: să utilizeze cunoștințele experimentale anterioare;

C2: să scrie corect ecuațiile reacțiilor chimice aplicând legea conservării atomilor;

C3: să formuleze reprezentări referitoare la tipul de reacție chimică pornind de la cazuri particulare;

C4: să investigheze proprietățile și transformările substanțelor chimice;

C5: să clasifice reacțiile chimice în funcție de cantitatea de căldură absorbită sau degajată;

C6: să ilustreze fiecare tip de reacție prin exemple.

MIJLOACE ȘI MATERIALE DIDACTICE: fișe de lucru

METODE DIDACTICE: activitate independentă prin exercițiu , problematizare, algoritmizare.

Desfășurarea lecției

Se cere elevilor să rezolve exercițiile cuprinse în fișa de evaluare a cunoștințelor căpătate de ei la tema „Reacții chimice”.

Test de evaluare:

I. Dați exemple (2) de reacții chimice efectuate experimental în orele anterioare. (2 puncte)

II. Scrieți reacțiile ecuațiilor chimice stabilind coeficienții ți tipul de reacție și denumește reactanții și produșii de reacție :

KClO3 …………….+…………O2

Ca + ….. H2O =……… +……….

NH3 +……… = NH4Cl

H2SO4 +…… = K2SO4 + 2H2O

Al + Fe2O3 = ………+……..

CaCO3 + HCl =……..+……. ( 2 puncte)

Proiectează un demers care permite identificarea degajării de dioxid de carbon din reacția carbonatului de magneziu cu acid clorhidric. Scrie ecuațiile reacțiilor chimice ce au loc. ( l punct)

Reacția de arderea carbonului are loc cu degajare de căldură.

Scrie ecuația reacției chimice

Caracterizează reacția după natura transformărilor

Scrie ecuația termochimică a reacției

(1 punct)

V. Indicați prin săgeți tipul de reacție termochimică folosind informațiile furnizate de ecuațiile termochimice indicate mai jos:

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 +Q

2HgO + Q = 2Hg + O2

2KClO3 = 2KCl + 3O2+Q

2Al + 3S = Al2S3 +Q

(1 punct)

VI . particularizați cazurile generale menționate în tabelul de mai jos și indicați tipul fiecărei reacții

(2 puncte) Oficiu l punct

Rezolvarea testului de evaluare

I. Reacția oxidului de calciu cu apa

Reacția acidului clorhidric cu hidroxid de sodiu( soda caustică).

II. 2KClO3 2 KCl + 3O2

clorat clorură

de potasiu de potasiu

Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2

hidroxid

de calciu

NH3 + HCl = NH4Cl

amoniac acid clorură de

clorhidric amoniu

2 Al + Fe2O3 = Al2O3 + 2Fe

oxid de oxid de

fier(III) aluminiu

CO2

CaCO3 + HCl = CaCl2 + H2CO3

carbonat acid clorură acid H2O

de calciu clorhidric de calciu carbonic

MgCO3 + 2HCl = MgCl2 + H2CO3

H2CO3 H2O + CO2

IV. a. C +O2 = CO2

b. Reacție de combinare

c. C +O2 = CO2 + Q

V. a.

b. reacții exoterme

c. reacții endoterme

d.

VI. H2 + Cl 2 = 2HCl R.C.

S + Fe = FeS R.C.

Zn + HCl = ZnCl2 + H2 R.

CaCO3 =CaO + CO2 R.D.

2Na + 2H2O = 2 NaOH + H2 R.

2NaCl+Ba(OH)2= BaCl2+2NaOH R.S.

HCl + NaOH = NaCl +H2O R.S.

Fe +CuSO4 = FeSO4 + Cu R

Interpretarea rezultatelor obținute la test Școala Gimnaziala Maxut,an școlar 2012-2013.

Număr total de elevi = 15

Tabel analitic:

Media pe clasă la test a fost de 7,00.

Poligon de frecvanță

Nr.de elevi

Nota

Diagrama areolară

La finele acestui capitol am constatat că :

– elevii cunosc : – să scrie simbolurile elementelor

chimice;

– formulele chimice pentru substanțele

participante la reacție

– gazele se degajă iar precipitanții se

depun;

– deosebesc reacțiile chimice studiate.

– elevii nu cunosc: – să egaleze toți ecuațiile reacțiilor chimice corect;

– să rezolve ecuații lacunare;

– să sintetizeze ceea ce știe transpunând.

Corelarea obiective – itemi:

Ținându-se seama de punctul din oficiu și cu ajutorul punctajului dat, elevii se pot autoevalua.

Interpretarea rezultatelor obținute la test Școala Gimnaziala Scobinți,an școlar 2013-2014.

Număr total de elevi = 21

Tabel analitic:

Media pe clasă la test a fost de 6,47

Poligon de frecvență

Nr.de elevi

.

Nota

Diagrama areolară

La finele acestui capitol am constatat că :

– elevii cunosc : – să scrie simbolurile elementelor

chimice;

– formulele chimice pentru substanțele

participante la reacție

– gazele se degajă iar precipitanții se depun;

– elevii nu cunosc: – să egaleze toți ecuațiile reacțiilor chimice corect;

– să rezolve ecuații lacunare;

– să sintetizeze ceea ce știe transpunând.

-nu deosebesc foarte bine reacțiile chimice studiate.

Corelarea obiective – itemi:

Ținându-se seama de punctul din oficiu și cu ajutorul punctajului dat de elevii se pot autoevalua.

CONCLUZII:

Experimentul de laborator prezintă un rol important în studiul chimiei la gimnaziu în reacțiile chimice. Acest lucru fiind baza chimiei, deoarece pentru înțelegerea și studierea chimiei sunt necesare experimente de laborator.

Pornind de la faptul că: „ în natură nimic nu se pierde, nimic nu se creează, ci totul se transformă”, elevului trebuie să i se dezvolte această curiozitate, pentru că elevul de astăzi poate să fie chimistul de mâine.

Elevii sunt entuziasmați să execute experimente, să le observe, să le analizeze. De asemenea am constatat că în urma realizării unui număr cât mai mare de experimente elevii sunt cu mult mai sârguincioși în învățarea noțiunilor teoretice. Așa numita „joacă în laborator în executarea unei reacții chimice și scrierea ecuației acesteia ajută elevul să și-o amintească un timp îndelungat, de asemeni se vede și o îmbunătățire a limbajului chimic realizat prin completarea tabelelor pentru activități experimentale și a deprinderilor practice de lucru.

Prezentând diferite istorioare despre modul de obținere a elementelor chimice de către iluștri chimiști , în genere prezentarea într-o manieră foarte atractivă îi face pe elevi mai deschiși și mai atrași de studiul lor. Li se explică faptul că, un lucru deosebit se a obține atunci când pui suflet în ceea ce faci.

Este bine ca atunci când se fac excursii cu elevii aceștia să poată vizita și fabrici unde se obțin sau se utilizează diferite produse chimice pentru lărgirea orizontului de cunoaștere.

Deși sunt ușor reticenți când vorbesc despre obiectul chimie prin utilizarea metodelor adecvate de studiu profesorul reușește să le trezească interesul elevilor și dorința de a fi mici chimiști.

Contribuția originală apar la proiectele de lege și teste cu scopul de a adânci necesitatea experimentului de laborator pentru a facilita la elevi înțelegerea și îndrăgirea chimiei.

ANEXE

Anexa 1– Interpretarea jurnalului de învățare – clasa a VII–a

Interpretarea jurnalului de învățare

Jurnalul de învățare a fost completat de elevii clasei a VII –a la sfârșitul orei de chimie din data de 12.06.2012. Ora de chimie s-a desfășurat în laboratorul de chimie. Tema orei a fost „Recapitulare-reacții chimice” și s-a realizat cu ajutorul experimentelor reale.

Anexa 2 – Interpretarea jurnalului de învățare clasa a VII – a

INTERPRETAREA JURNALULUI DE ÎNVĂȚARE

Jurnalul de învățare a fost completat de elevii clasei a VII –a la sfârșitul orei de chimie din data de 11.01.2008. Ora s-a desfășurat în laboratorul de informatică unde a fost predată lecția „Structura Atomului” pe baza lecției din AeL.

La întrebarea :”Ce ați învățat de la profesor?” au fost date următoarele răspunsuri:

„Structura atomului” – 9 elevi;

„Chimie” – 3 elevi;

„Multe lecții” – 3 elevi;

Se observă că majoritatea elevilor au răspuns că au învățat lecția de la profesor. Chiar dacă predarea s-a făcut pe baza lecției din AeL elevii au avut nevoie de explicațiile profesorului. Deci pentru o lecție optimă profesorul trebuie să studieze planul lecției și momentele ei – necesită timp dar are rezultate!

La întrebarea: „Ce ați învățat de la colegi?” au fost date următoarele răspunsuri:

„Să copii”, „Să mă inspir” – 8 elevi;

„Nimic” – 4 elevi;

„Să umblu la calculator” – 3 elevi;

8 elevi (53,33%) au afirmat că nu au învățat nimic de la ceilalți colegi – lecțiile pe calculator nu permit colaborarea prea mare între elevi , cel mult între colegii din stânga și dreapta. Acest fapt se observă și din răspunsurile a 4 elevi care au afirmat că s-au inspirat sau au copiat de la colegi. Patru dintre elevi au răspuns că au învățat de la colegi să lucreze la calculator. Această clasă nu a avut nici un opțional de informatică și o parte din elevi nu știu să utilizeze calculatorul.

La întrebarea:”La ce veți folosi noțiunile învățate?” au fost date următoarele răspunsuri:

„La orele de chimie” – 9 elevi;

„La teste” – 4 elevi;

„La teme” 2 elevi;

La această întrebare 9 elevi (60%) au răspuns că vor folosi cunoștințele din această lecție la orele de chimie,4 elevi (26,66%) la teste și 2 elev(13,33%) la efectuarea temelor. Din aceste răspunsuri se poate deduce că elevii nu au înțeles aplicațiile practice ale noțiunilor din această lecție, nu au făcut legătura cu practica.

La întrebarea: „Ce va plăcut la această oră?” au fost date următoarele răspunsuri:

„Testele” – 10 elevi;

„Totul” – 2 elevi;

„Exercițiile” – 2 elevi;

„Desenele” – 1 elev;

La această întrebare 10 elevi (66,66 %) au răspuns că le-a plăcut testele deoarece sunt mai ușoare decât cele din fișele de lucru sau culegeri la care au mai mult de scris și rezolvat. Se înțelege că primele exerciții dintr-o unitate de învățare ar trebui să fie pe calculator pentru a le trezi interesul.

La întrebarea: „Ce nu va plăcut la această oră?” au fost date următoarele răspunsuri:

„S-au blocat calculatoarele” – 15 elevi;

„Nimic” – 3 elevi;

„A bătut lumina în ochi” – 3 elev;

Neplăcerea majoră de la această oră a fost faptul că s-au blocat calculatoarele în timpul orei. Trebuie avut în vedere că elevul de la primul calculator este deranjat de lumina Soarelui.

La întrebarea: „Care lecții vă plac mai mult: în laboratorul de chimie sau în laboratorul de informatică(AEL)? De ce?” au fost următoarele răspunsuri:

„În laboratorul de informatică” – 11 elevi;

„În laboratorul de chimie” – 4 elevi;

Majoritatea elevilor (73,33 %) au răspuns că le plac mai mult orele de chimie desfășurate în laboratorul de informatică. Această alegere a fost motivată prin faptul că se scrie mai puțin, nu se scrie la tablă, testele și exercițiile sunt mai ușoare.

La întrebarea: „Ce notă credeți că meritați?„ au fost următoarele răspunsuri:

Nota 9 – 1 elev;

Nota 8 – 5 elevi;

Nota 7 – 6 elevi;

Nota 6 – 1 elev;

Nota 5 – 2 elevi;

Elevii s-au autoevaluat cu note de la 5 la 9, neacordându-și note de 4 și 10. Media clasei fiind 7,14.

Anexa 3 – Chestionar atitudinal

ȘCOALA GIMNAZIALĂ MAXUT,COM .DELENI,JUD.IAȘI

Clasa:__________

Data:__________

Acest chestionar urmărește să măsoare atitudinea ta față de disciplina chimie și tipul de experiment didactic folosit. Nu este un test și deci nu există răspunsuri corecte sau greșite. Vă rog să indicați măsura în care sunteți sau nu de acord cu afirmațiile următoare, bifând celula corespunzătoare variantei alese.

Partea A – Atitudinea față de disciplina chimie

Îți face plăcere să vii la orele de chimie.

Cea mai mare parte din orele de chimie sunt plăcute.

Îți pare rău când lipsești de la orele de chimie.

Îți dorești deseori ca orele de chimie să fie mai lungi.

Te gândești că disciplina chimie este mult mai ușoară decât majoritatea disciplinelor școlare.

Chimia este una dintre disciplinele tale favorite.

Dacă nu ai fi obligat, ai alege să studiezi chimia și anul viitor.

Ți-a plăcut chimia de la începutul clasei a VII –a .

Îți este ușor să rezolvi temele de la chimie.

Îți dorești câteodată să ai de rezolvat exerciții și probleme mai dificile la chimie.

Ai dori să faci mai multe ore de chimie pe săptămână.

Partea B – Atitudinea față de experimentele reale

Îți plac orele de chimie în care se fac experimente.

Consideri că orele de chimie în se fac experimente sunt mult mai plăcute.

Îți plac aproape toate experimentele care se fac la orele de chimie.

Îți plac orele de chimie în care se fac experimente deoarece noțiunile învățate aici te vor ajuta în viață să recunoști unele substanțe.

Te gândești că orele de chimie sunt plăcute deoarece se fac experimente chimice.

Îți plac orele de chimie în care se fac experimente deoarece lucrați în grup cu alți colegi.

Îți plac orele de chimie în care se fac experimente deoarece înveți să lucrezi cu ustensilele și substanțele chimice.

Îți place să lucrezi în grup cu alți colegi deoarece împreună rezolvați mai ușor sarcinile de lucru.

Îți plac mai mult experimentele făcute de tine decât cele făcute de profesor.

Îți plac mai mult experimentele făcute de tine în laboratorul de chimie decât cele văzute pe rețeaua AeL .

Dacă ar trebui să alegi, ai alege experimentele din laboratorul de chimie față de experimentele de pe AeL.

Partea C – Atitudinea față de experimentele virtuale

Îți plac orele de chimie care se fac în laboratorul de informatică.

Consideri că orele de chimie care se fac în laboratorul de informatică sunt mai plăcute decât cele care se fac în laboratorul de chimie.

Îți plac orele de chimie care se fac în laboratorul de informatică deoarece înveți să lucrezi la calculator.

Îți plac orele de chimie care se fac în laboratorul de informatică deoarece noțiunile învățate aici te vor ajuta la rezolvarea temelor.

Îți plac orele de chimie care se fac în laboratorul de informatică deoarece noțiunile învățate aici te vor ajuta în viață să recunoști unele substanțe.

Îți plac orele de chimie care se fac în laboratorul de informatică deoarece te mai poți „inspira” de la colegi atunci când ai de rezolvat exerciții.

Îți plac orele de chimie care se fac în laboratorul de informatică deoarece nu ai de scris atât de mult ca la celelalte ore.

Îți plac orele de chimie care se fac în laboratorul de informatică deoarece testele sunt mai simple și ușor de rezolvat.

Cel mai mult îți plac orele de chimie care se fac în laboratorul de informatică atunci când lucrezi singur la un calculator.

Îți place mai mult să faci orele de chimie pe AeL decât să faci experimente în laboratorul de chimie.

Dacă ar trebui să alegi, ai alege experimentele de pe AeL față de cele făcute în laboratorul de chimie.

Concluzii:

-Elevii sunt atrași de experimentele virtuale deoarece sunt le place să lucreze la calculatoare.

-Atitudinea pozitivă față de experimentele virtuale este influențată de atitudinea lor față de calculatoare.

Măsuri:

-Pregătirea temeinică pentru lecțiile care se desfășoară cu ajutorul platformei AeL sau a altor programe didactice pentru a evita “timpii morți” ce vor fi “umpluți” imediat cu jocuri sau alte aplicații ce nu au nici o legătură cu obiectul chimie.

-Îmbinarea experimentelor virtuale cu experimentele reale sau cu alte metode didactice pentru a evita “plictiseala” și dezinteresul elevilor care nu sunt atrași de calculatoare.

Experimentele virtuale sunt ușor de realizat, permit repetarea experimentului fără costuri materiale și temporale, nu prezintă nici un pericol dar pot fi plictisitoare. Este de preferat să se folosească ca o completare a experimentelor reale!

Atitudinea elevilor față de chimie depinde de: vârstă (scade cu creșterea vârstei) și de metodele didactice folosite.

CONCLUZII FINALE

Crearea și păstrarea unei atitudini pozitive față de chimie se poate face prin:

-Utilizarea experimentelor didactice cât mai des posibil – atât a celor reale cât și a celor virtuale.

-Explicarea rolului învățării noțiunilor de chimie și realizarea legăturii dintre teorie și practică.

-Alegerea exemplelor, exercițiilor și problemelor din viața de zi cu zi a elevilor. Crearea unui curriculum specific clasei, școlii și comunității din care fac parte elevii.

-Implicarea elevilor în acțiuni și activități de voluntariat pentru comunitate, cum ar fi: ecologizarea șanțurilor, râurilor, locurilor de picnic și sortarea gunoaielor.

-Relația dintre profesor și elevi trebuie să fie una de cooperare, profesorul trebuie să fie partener în activitățile didactice.

Studiul prezentat a fost realizat pe parcursul a doi ani școlari: 2012 – 2013, 2013 – 2014. În acest timp, odată cu observațiile și concluziile care confirmau sau infirmau ipotezele de lucru au rezultat o serie de măsuri ce duc la creșterea randamentului școlar și la formarea unei atitudini pozitive față de disciplina chimie. Aceste „rețete didactice” au fost aplicate la Școala Gimnazială Maxut și Școala Gimnazială Scobinți pentru a analiza rezultatele lor am comparat opțiunile elevilor din clasa a VII –a .

BIBLIOGRAFIE

1.ConstantinescuG.C.,NegoiuM.,ConstantinescuM.-“Chimie Anorganica”,Editura Tehnică,1986.

2. Bocoș M., „Teoria și practica cercetării pedagogice”, Ed. Casa Cărții de Știință, Cluj – Napoca, 2003.

3.Bontaș I., „Pedagogia învățământului superior tehnic”, Ed. Didactică și Pedagogică, București, 2000.

4.Cozma D.G., Pui A., „Elemente de Didactica Chimiei”, Ed. Spiru Haret, Iași, 2003.

5.Cozma D.G., Pui A., „Didactica chimiei – teorie și aplicații”, Ed. Performantica, Iași, 2009

6.Cucoș C., „Pedagogie”, Ed. Polirom, Iași, 2002.

7.Fătu, S., „Metodica predării chimiei”, Ed. Corint, București, 2002

8.Nenițescu C.D., „Chimie generală”, Ed. Didactică și Pedagogică, București, 1985

9.Pruteanu S., Cozma D.G., „Experimentul real versus Experimentul virtual – o dilemă actuală a profesorilor de chimie”, comunicare prezentată la cea de a 38 –a Sesiune națională metodico – științifică „Metode și mijloace de învățământ pentru chimie”, Universitatea „Al.I.Cuza” Iași, 9.05.2009.

10.Gheorghe C. Constantinescu, Maria Negoiu, Cecilia Constantinescu – Chimie

anorganicǎ , vol. I, II – Editura Tehnică, București, 1986

11.http://www.wikipedia.org

12.http://www.didactic.ro

13.http://www.clopotel.ro/edu

14.http//www.regielive.ro

BIBLIOGRAFIE

1.ConstantinescuG.C.,NegoiuM.,ConstantinescuM.-“Chimie Anorganica”,Editura Tehnică,1986.

2. Bocoș M., „Teoria și practica cercetării pedagogice”, Ed. Casa Cărții de Știință, Cluj – Napoca, 2003.

3.Bontaș I., „Pedagogia învățământului superior tehnic”, Ed. Didactică și Pedagogică, București, 2000.

4.Cozma D.G., Pui A., „Elemente de Didactica Chimiei”, Ed. Spiru Haret, Iași, 2003.

5.Cozma D.G., Pui A., „Didactica chimiei – teorie și aplicații”, Ed. Performantica, Iași, 2009

6.Cucoș C., „Pedagogie”, Ed. Polirom, Iași, 2002.

7.Fătu, S., „Metodica predării chimiei”, Ed. Corint, București, 2002

8.Nenițescu C.D., „Chimie generală”, Ed. Didactică și Pedagogică, București, 1985

9.Pruteanu S., Cozma D.G., „Experimentul real versus Experimentul virtual – o dilemă actuală a profesorilor de chimie”, comunicare prezentată la cea de a 38 –a Sesiune națională metodico – științifică „Metode și mijloace de învățământ pentru chimie”, Universitatea „Al.I.Cuza” Iași, 9.05.2009.

10.Gheorghe C. Constantinescu, Maria Negoiu, Cecilia Constantinescu – Chimie

anorganicǎ , vol. I, II – Editura Tehnică, București, 1986

11.http://www.wikipedia.org

12.http://www.didactic.ro

13.http://www.clopotel.ro/edu

14.http//www.regielive.ro

ANEXE

Anexa 1– Interpretarea jurnalului de învățare – clasa a VII–a

Interpretarea jurnalului de învățare

Jurnalul de învățare a fost completat de elevii clasei a VII –a la sfârșitul orei de chimie din data de 12.06.2012. Ora de chimie s-a desfășurat în laboratorul de chimie. Tema orei a fost „Recapitulare-reacții chimice” și s-a realizat cu ajutorul experimentelor reale.

Anexa 2 – Interpretarea jurnalului de învățare clasa a VII – a

INTERPRETAREA JURNALULUI DE ÎNVĂȚARE

Jurnalul de învățare a fost completat de elevii clasei a VII –a la sfârșitul orei de chimie din data de 11.01.2008. Ora s-a desfășurat în laboratorul de informatică unde a fost predată lecția „Structura Atomului” pe baza lecției din AeL.

La întrebarea :”Ce ați învățat de la profesor?” au fost date următoarele răspunsuri:

„Structura atomului” – 9 elevi;

„Chimie” – 3 elevi;

„Multe lecții” – 3 elevi;

Se observă că majoritatea elevilor au răspuns că au învățat lecția de la profesor. Chiar dacă predarea s-a făcut pe baza lecției din AeL elevii au avut nevoie de explicațiile profesorului. Deci pentru o lecție optimă profesorul trebuie să studieze planul lecției și momentele ei – necesită timp dar are rezultate!

La întrebarea: „Ce ați învățat de la colegi?” au fost date următoarele răspunsuri:

„Să copii”, „Să mă inspir” – 8 elevi;

„Nimic” – 4 elevi;

„Să umblu la calculator” – 3 elevi;

8 elevi (53,33%) au afirmat că nu au învățat nimic de la ceilalți colegi – lecțiile pe calculator nu permit colaborarea prea mare între elevi , cel mult între colegii din stânga și dreapta. Acest fapt se observă și din răspunsurile a 4 elevi care au afirmat că s-au inspirat sau au copiat de la colegi. Patru dintre elevi au răspuns că au învățat de la colegi să lucreze la calculator. Această clasă nu a avut nici un opțional de informatică și o parte din elevi nu știu să utilizeze calculatorul.

La întrebarea:”La ce veți folosi noțiunile învățate?” au fost date următoarele răspunsuri:

„La orele de chimie” – 9 elevi;

„La teste” – 4 elevi;

„La teme” 2 elevi;

La această întrebare 9 elevi (60%) au răspuns că vor folosi cunoștințele din această lecție la orele de chimie,4 elevi (26,66%) la teste și 2 elev(13,33%) la efectuarea temelor. Din aceste răspunsuri se poate deduce că elevii nu au înțeles aplicațiile practice ale noțiunilor din această lecție, nu au făcut legătura cu practica.

La întrebarea: „Ce va plăcut la această oră?” au fost date următoarele răspunsuri:

„Testele” – 10 elevi;

„Totul” – 2 elevi;

„Exercițiile” – 2 elevi;

„Desenele” – 1 elev;

La această întrebare 10 elevi (66,66 %) au răspuns că le-a plăcut testele deoarece sunt mai ușoare decât cele din fișele de lucru sau culegeri la care au mai mult de scris și rezolvat. Se înțelege că primele exerciții dintr-o unitate de învățare ar trebui să fie pe calculator pentru a le trezi interesul.

La întrebarea: „Ce nu va plăcut la această oră?” au fost date următoarele răspunsuri:

„S-au blocat calculatoarele” – 15 elevi;

„Nimic” – 3 elevi;

„A bătut lumina în ochi” – 3 elev;

Neplăcerea majoră de la această oră a fost faptul că s-au blocat calculatoarele în timpul orei. Trebuie avut în vedere că elevul de la primul calculator este deranjat de lumina Soarelui.

La întrebarea: „Care lecții vă plac mai mult: în laboratorul de chimie sau în laboratorul de informatică(AEL)? De ce?” au fost următoarele răspunsuri:

„În laboratorul de informatică” – 11 elevi;

„În laboratorul de chimie” – 4 elevi;

Majoritatea elevilor (73,33 %) au răspuns că le plac mai mult orele de chimie desfășurate în laboratorul de informatică. Această alegere a fost motivată prin faptul că se scrie mai puțin, nu se scrie la tablă, testele și exercițiile sunt mai ușoare.

La întrebarea: „Ce notă credeți că meritați?„ au fost următoarele răspunsuri:

Nota 9 – 1 elev;

Nota 8 – 5 elevi;

Nota 7 – 6 elevi;

Nota 6 – 1 elev;

Nota 5 – 2 elevi;

Elevii s-au autoevaluat cu note de la 5 la 9, neacordându-și note de 4 și 10. Media clasei fiind 7,14.

Anexa 3 – Chestionar atitudinal

ȘCOALA GIMNAZIALĂ MAXUT,COM .DELENI,JUD.IAȘI

Clasa:__________

Data:__________

Acest chestionar urmărește să măsoare atitudinea ta față de disciplina chimie și tipul de experiment didactic folosit. Nu este un test și deci nu există răspunsuri corecte sau greșite. Vă rog să indicați măsura în care sunteți sau nu de acord cu afirmațiile următoare, bifând celula corespunzătoare variantei alese.

Partea A – Atitudinea față de disciplina chimie

Îți face plăcere să vii la orele de chimie.

Cea mai mare parte din orele de chimie sunt plăcute.

Îți pare rău când lipsești de la orele de chimie.

Îți dorești deseori ca orele de chimie să fie mai lungi.

Te gândești că disciplina chimie este mult mai ușoară decât majoritatea disciplinelor școlare.

Chimia este una dintre disciplinele tale favorite.

Dacă nu ai fi obligat, ai alege să studiezi chimia și anul viitor.

Ți-a plăcut chimia de la începutul clasei a VII –a .

Îți este ușor să rezolvi temele de la chimie.

Îți dorești câteodată să ai de rezolvat exerciții și probleme mai dificile la chimie.

Ai dori să faci mai multe ore de chimie pe săptămână.

Partea B – Atitudinea față de experimentele reale

Îți plac orele de chimie în care se fac experimente.

Consideri că orele de chimie în se fac experimente sunt mult mai plăcute.

Îți plac aproape toate experimentele care se fac la orele de chimie.

Îți plac orele de chimie în care se fac experimente deoarece noțiunile învățate aici te vor ajuta în viață să recunoști unele substanțe.

Te gândești că orele de chimie sunt plăcute deoarece se fac experimente chimice.

Îți plac orele de chimie în care se fac experimente deoarece lucrați în grup cu alți colegi.

Îți plac orele de chimie în care se fac experimente deoarece înveți să lucrezi cu ustensilele și substanțele chimice.

Îți place să lucrezi în grup cu alți colegi deoarece împreună rezolvați mai ușor sarcinile de lucru.

Îți plac mai mult experimentele făcute de tine decât cele făcute de profesor.

Îți plac mai mult experimentele făcute de tine în laboratorul de chimie decât cele văzute pe rețeaua AeL .

Dacă ar trebui să alegi, ai alege experimentele din laboratorul de chimie față de experimentele de pe AeL.

Partea C – Atitudinea față de experimentele virtuale

Îți plac orele de chimie care se fac în laboratorul de informatică.

Consideri că orele de chimie care se fac în laboratorul de informatică sunt mai plăcute decât cele care se fac în laboratorul de chimie.

Îți plac orele de chimie care se fac în laboratorul de informatică deoarece înveți să lucrezi la calculator.

Îți plac orele de chimie care se fac în laboratorul de informatică deoarece noțiunile învățate aici te vor ajuta la rezolvarea temelor.

Îți plac orele de chimie care se fac în laboratorul de informatică deoarece noțiunile învățate aici te vor ajuta în viață să recunoști unele substanțe.

Îți plac orele de chimie care se fac în laboratorul de informatică deoarece te mai poți „inspira” de la colegi atunci când ai de rezolvat exerciții.

Îți plac orele de chimie care se fac în laboratorul de informatică deoarece nu ai de scris atât de mult ca la celelalte ore.

Îți plac orele de chimie care se fac în laboratorul de informatică deoarece testele sunt mai simple și ușor de rezolvat.

Cel mai mult îți plac orele de chimie care se fac în laboratorul de informatică atunci când lucrezi singur la un calculator.

Îți place mai mult să faci orele de chimie pe AeL decât să faci experimente în laboratorul de chimie.

Dacă ar trebui să alegi, ai alege experimentele de pe AeL față de cele făcute în laboratorul de chimie.

Concluzii:

-Elevii sunt atrași de experimentele virtuale deoarece sunt le place să lucreze la calculatoare.

-Atitudinea pozitivă față de experimentele virtuale este influențată de atitudinea lor față de calculatoare.

Măsuri:

-Pregătirea temeinică pentru lecțiile care se desfășoară cu ajutorul platformei AeL sau a altor programe didactice pentru a evita “timpii morți” ce vor fi “umpluți” imediat cu jocuri sau alte aplicații ce nu au nici o legătură cu obiectul chimie.

-Îmbinarea experimentelor virtuale cu experimentele reale sau cu alte metode didactice pentru a evita “plictiseala” și dezinteresul elevilor care nu sunt atrași de calculatoare.

Experimentele virtuale sunt ușor de realizat, permit repetarea experimentului fără costuri materiale și temporale, nu prezintă nici un pericol dar pot fi plictisitoare. Este de preferat să se folosească ca o completare a experimentelor reale!

Atitudinea elevilor față de chimie depinde de: vârstă (scade cu creșterea vârstei) și de metodele didactice folosite.

CONCLUZII FINALE

Crearea și păstrarea unei atitudini pozitive față de chimie se poate face prin:

-Utilizarea experimentelor didactice cât mai des posibil – atât a celor reale cât și a celor virtuale.

-Explicarea rolului învățării noțiunilor de chimie și realizarea legăturii dintre teorie și practică.

-Alegerea exemplelor, exercițiilor și problemelor din viața de zi cu zi a elevilor. Crearea unui curriculum specific clasei, școlii și comunității din care fac parte elevii.

-Implicarea elevilor în acțiuni și activități de voluntariat pentru comunitate, cum ar fi: ecologizarea șanțurilor, râurilor, locurilor de picnic și sortarea gunoaielor.

-Relația dintre profesor și elevi trebuie să fie una de cooperare, profesorul trebuie să fie partener în activitățile didactice.

Studiul prezentat a fost realizat pe parcursul a doi ani școlari: 2012 – 2013, 2013 – 2014. În acest timp, odată cu observațiile și concluziile care confirmau sau infirmau ipotezele de lucru au rezultat o serie de măsuri ce duc la creșterea randamentului școlar și la formarea unei atitudini pozitive față de disciplina chimie. Aceste „rețete didactice” au fost aplicate la Școala Gimnazială Maxut și Școala Gimnazială Scobinți pentru a analiza rezultatele lor am comparat opțiunile elevilor din clasa a VII –a .