Научные основы школьного курса химии. методика изучения растворов

| |м и | | |

| |сильной | | |

| |кислотой | | |

|K2S |Образован|щелочная |K+ + J( + НОН ( K+ + OH( + H+ + J( |

| |а сильным| |((((( |

| |основание| |K2S ( 2K+ + S2( |

| |м и | |S2( + HOH ( HS( + OH( |

| |слабой | |K2S + HOH ( KHS +KOH |

| |кислотой | | |

|AlCl3 |Образован|кислая |AlCl3 ( Al3+ + 3Cl( |

| |а слабым | |Al3+ + НОН ( Al(OH)2+ + H+ |

| |основание| |AlCl3 + НОН ( Al(OH)Cl2 + HCl |

| |м и | | |

| |сильной | | |

| |кислотой | | |

|(NH4)2S |Образован|нейтральн|(NH4)2S ( 2NH4+ + S2( |

| |а слабым |ая |2NH4+ + S2( + HOH ( NH4OH + H2S |

| |основание| |(NH4)2S + 2HOH ( 2NH4OH + H2S |

| |м и | | |

| |слабой | | |

| |кислотой | | |

Задание на дом:

Ф.Г. Фельдман, Г.Е. Рудзитис. Химия. 9-й класс. М. Просвещение. 1999.с.18-

20

§ 6, упражнения 1, 2, 3, 8 и подготовить ответы на следующие вопросы:

1) Почему не подвергается гидродлизу хлорид калия?

2) Почему в таблице растворимости солей в некоторых случаях стоят прочерки?

3) Как определить гидролизуется или нет данная соль?

4) Можно ли применить принцип Ле Шателье в случае реакции гидролиза?

5) Используется ли гидролиз в быту?

6) Возможны ли случаи гидролиза в природе?

7) О чем должен подумать агроном, прежде чем внести удобрения в почву?

Практическая часть.

1. Напишите уравнение реакций взаимодействия с водой следующих солей:

СaC2; Al4C3; Ca3N2; Mg3P2; CaH2; NaH.

Объясните причину этого процесса, по возможности определите характер

среды.

2. В раствор сульфата меди внесите небольшой кусочек металлического лития и

объясните причину образования осадка черного цвета.

3. В демонстрационный штатив поместите две пробирки с растворами хлорида

магния, хлорида железа (III). В каждую из пробирок поместите по кусочку

лития. Проанализируйте наблюдаемые явления и сделайте выводы.

4. В раствор хлорида меди (II) внесите тщательно зачищенный кусочек каль-

ция. Опишите наблюдаемые явления.

5. В демонстрационный штатив поместите пробирку с раствором хлорида железа

(III) и внесите зачищенный кусочек кальция. Опишите наблюдение и сравните

их с опытом (1) и (4) . Дайте объяснения результатам эксперимента.

6. Проведите опыты по взаимодействию магния и алюминия с растворами солей:

а) В пробирку налейте примерно 15 мл раствора сульфата железа (III) и

внесите магний.

б) В две пробирки налейте по 15 мл раствора сульфата меди (II) и в каждую

внесите кусочек алюминия. Наблюдайте за ходом процесса. Через 3 минуты

внесите в одну из пробирок раствор хлорида натрия. Что вы наблюдаете?

Проведите анализ опытов а) и б).

Глава 2. Методика изучения растворов.

Теория растворов – одна из ведущих теорий курса химии. Причины

важности темы кроется не только в том, что она имеет большое практическое

значение, но и прежде всего во взаимосвязи этой темы со многими курсами

химических дисциплин, а так же межпредметные связи ее с биологией,

географией, физикой и другими дисциплинами.

Первые сведения о воде школьники получают еще в начальной школе при

изучении природоведения и географии, а более детально знакомятся со

свойствами воды, растворимостью и растворами в курсе химии 8-го класса.

Проведем анализ литературных данных по изучаемому вопросу. Так в

работе [18] рассматривается методика проведения двух лабораторных уроков по

теме: «Растворимость веществ в воде».

На первом уроке учитель сообщает учащимся, что многие газы, жидкости

и твердые вещества, при контакте с водой растворяются в ней. Из курса

физики учащимся известно, что молекулы веществ находятся в непрерывном

движении. Этим и объясняется явление диффузии – самопроизвольного

взаимопроникновения, приведенных в соприкосновение, различных веществ.

Далее говорится о том, что если положить в цилиндр с водой кристаллы

дихромата калия, то через некоторое время вокруг кристаллов вода окрасится

в оранжевый цвет. Невидимые частицы дихромата калия под влиянием молекул

воды оторвались от кристаллов и диффундировали в воде. Диффузия происходит

медленно, но в конце концов получается однородный раствор. Затем

предлагается ответить на вопрос: можно ли ускорить процесс растворения? Для

получения ответа учащиеся проделывают следующий лабораторный опыт: в одну

пробирку они помещают немного поваренной соли крупного помола, а в другую –

сильно измельченную. Затем в обе пробирки добавляют одинаковый объем воды.

Учащиеся наблюдают, что соль мелкого помола растворяется быстрее, чем

крупного. На основе этого опыта они делают вывод: процесс растворения

ускоряется при измельчении вещества. Чем же это объясняется? Тем, что при

измельчении вещества увеличивается поверхность соприкосновения его с

жидкостью. Далее учащиеся сравнивают растворение различных веществ в воде.

При этом они выполняют следующий опыт. В четыре пробирки насыпают равные

порции сульфата кальция, сульфата бария, алюмокалиевых квасцов, хлорида

натрия. Во все пробирки наливают объем воды. Учащиеся наблюдают, что

сульфаты бария и кальция как будто совсем не растворяются, квасцы

растворились частично, а хлорид натрия практически полностью. Затем

ставится перед учащимися вопрос: можно ли все-таки добиться растворения

сульфата бария, сульфата кальция и квасцов? Учащиеся предлагают нагреть

пробирки, в которых они растворяли указанные вещества. Выполнив эту

операцию, они отмечают, что квасцы растворились, а сульфаты бария и кальция

нет. На основе этого учащиеся приходят к выводу, что повысив температуру,

все-таки можно увеличить растворимость веществ. Для подтверждения того, что

сульфаты бария и кальция полностью не растворимы, учащиеся фильтруют через

небольшие фильтры растворы с данными солями и несколько капель каждого

фильтрата выпаривают на жестяной пластинке. При выпаривании капля сульфата

бария на пластинке никакого следа не оставляет, а в случае с сульфатом

кальция, на пластинке в небольшом количестве появляется белый налет.

Проведенный комплекс опытов дает возможность сделать вывод о том, что

по растворимости в воде вещества делятся на растворимые, малорастворимые и

нерастворимые [18].

Учитель демонстрирует учащимся таблицу растворимости веществ в воде и

объясняет, как ею пользоваться. После этого они записывают в тетрадь

определение растворимости.

Далее от качественной характеристики учитель переходит к

количественной. Он предлагает учащимся проверить, насколько хорошо

растворима поваренная соль. В пробирку с раствором поваренной соли из

предыдущего опыта учащиеся добавляют примерно столько же поваренной соли,

сколько было взято ранее. Они взбалтывают пробирки с поваренной солью и

наблюдают, что новая порция соли полностью уже не растворяется. При

нагревании этого раствора наблюдается тот же эффект. Таким образом, учитель

подводит учащихся к понятию “насыщенный раствор” и даёт его

определение[18].

Те же операции учащиеся проделывают с квасцами. В результате они

убеждаются, что в такой же порции воды при нагревании квасцов растворимость

больше, чем поваренной соли. Учащиеся делают вывод: нагревание влияет на

растворимость квасцов значительно сильнее, чем на растворимость поваренной

соли. Зависимость растворимости солей от повышения температуры определяется

природой растворяемого вещества. Изменение растворимости некоторых видов с

изменением температуры наглядно показывают кривые растворимости. Учитель

демонстрирует график кривых растворимости и разъясняет учащимся, как им

пользоваться, раскрывает смысл коэффициентов растворимости, т.е.

рассматривает количественную характеристику растворимости.

На втором уроке [18], учащиеся решают экспериментальную задачу:

установите экспериментальным путем количественную зависимость растворимости

нитрата калия от температуры. Составьте план определения коэффициента

растворимости нитрата калия при температуре 20, 30, 40, 50° С и осуществите

его в лаборатории, имея необходимое оборудование. Используя ваши данные,

начертите график зависимости растворимости нитрата калия от температуры,

предварительно обсудив с учителем план решения данной экспериментальной

задачи. Учащиеся последовательно выполняют следующие операции: взвешивают,

пустую фарфоровую чашку – m1 в колбе на 50-100 мл. Готовят в 30-50 мл воды

концентрированный раствор нитрата калия при температуре на 5-10° С больше,

чем заданная, и следя за показанием термометра, медленно охлаждают раствор

до заданной температуры (на дне колбы должны выпадать кристаллы). Быстро

отливают во взвешенную чашку 5-10 мл раствора (выпавшие кристаллы должны

остаться в колбе). Взвешивают чашку с раствором, предварительно охладив его

до комнатной температуры (на дне чашки появляются кристаллы нитрата калия)

– m2. Осторожно выпаривают раствор досуха, охлаждают чашку с оставшимся в

ней нитратом калия и взвешивают – m3. Оставшийся в колбе раствор можно

вновь нагреть до растворения выпавших кристаллов, охладить до другой,

заданной температуры и повторить все операции.

Расчет осуществляется следующим образом:

1. Масса отлитого раствора: m2 – m1 = m4(г)

2. Масса сухого остатка нитрата калия: m3 – m1 = m5(г)

3. Масса испарившейся воды: m4 – m5 = m6(г)

4. Коэффициент растворимости нитрата калия при данной температуре

(растворимостью соли в 100 г воды): в m6(г) H2O растворяется m5(г)

KNO3; в 100 г H2O растворяется Х(г) KNO3.

Составляем пропорцию и находим Х:

100 ( m5

Х = (((((( .

m6

Одна из важнейших форм проведения экспериментальных занятий, впервые

разработанная В.Н. Верховским – лабораторный урок. Задачей такого

лабораторного урока может быть проведение небольшой исследовательской

экспериментальной работы , направленной на эвристический вывод определенных

положений [18].

Оригинальный химический эксперимент предлагается авторами [19], как

прекрасное средство для обобщения материала по курсу химии. Так первая

серия включает превращение по химии иона Fe3+. В пробирку помещают 30

капель 0,1М раствора хлорида железа (III) FeCl3 и пять капель 2М раствора

карбоната натрия Na2CO3. В результате образования нестойкой кислоты и

нерастворимого гидроксида железа, происходит необратимый гидролиз соли:

2FeCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Fe(OH)3v + 3CO2^ + 6NaCl

К полученному осадку, кирпично-красного цвета, добавляют семь капель

3М раствора хлороводорода HCl. В результате связывания оставшихся карбонат

ионов и растворения осадка раствор становиться прозрачным:

Fe(OH)3 + 3H+ = Fe3+ + 3H2O

Добавление четырех капель 0,05М раствора тиоцината калия KSCN,

приводит к окрашиванию раствора в кроваво-красный цвет в следствии

образования комплексного иона:

Fe3+ + 6SCN( = Fe(SCN)63(

При добавлении 20 капель 1М раствора фторида натрия NaF раствор

обесцвечивается вследствие образования более стабильного фторидного

комплекса:

Fe(SCN)63( + 6F( = FeF63( + 6SCN(

Последующее добавление 10 капель 1М раствора гидроксида натрия NaOH,

разрушает комплексный ион и приводит к выпадению кирпично-красного осадка:

FeF63( + 3ОН( = Fe(OH)3v + 6F(

При добавлении к полученному раствору двух капель 1М раствора

сульфида натрия Na2S происходит восстановление трехвалентного железа в

двухвалентное, а так же переход железа из одной осажденной формы

(гидроксид) в другую – более стойкую (сульфид). В пробирке образуется

осадок черного цвета.

Fe(OH)3 + 2S2( = FeSv + Sv + 3ОН(

Вторая серия включает превращение по химии иона меди Cu2+. Для этого

в пробирку наливают 20 капель 0,1М раствора сульфата меди (II) CuSO4

происходит необратимый гидролиз и образуется осадок синего цвета:

CuSO4 + Na2CO3 + H2O = Cu(OH) 2v + CO2^ + Na2SO4

Далее пять капель раствора хлороводорода HCl вызывают растворение

выпавшего осадка:

Cu(OH) 2 + 2Н+ = Сu2+ + 2H2O

Добавляем в пробирку пять капель 1М раствора иодита калия KJ, что приводит

к восстановлению ионов Сu2+ до Сu+ и вызывает образование осадка

коричневого цвета, представляющего особую смесь белого иодита меди (I) и

свободного иода:

2 Сu2+ + 4J( = 2CuJv + J2

Еще одна окислительно-восстановительная реакция происходит при

помещении в образовавшийся раствор пять капель 1М раствора тиосульфата

натрия Na2S2O3 . Тиосульфат натрия связывает свободный йод, в результате

цвет осадка становится белым – это оставшийся CuJ :

2S2O32( + J2 = S4O62( + 2J(

При добавлении двадцати капель 3М раствора аммиака NH4 осадок

растворяется вследствие образования бесцветного комплексного соединения

меди:

CuJ + 2NH3 = Cu(NH3) 2+ + J(

Добавление одной капли 3% раствора перекиси водорода вновь окисляется

Сu+ и Сu2+ , что приводит к окрашиванию раствора в глубокий синий цвет из-

за образования окрашенного комплексного иона Cu(NH3) 42+

2Cu(NH3) 2+ + H2O2 + 4NH3 = 2Cu(NH3) 42+ + 2OH(

Добавляем четыре капли 0,5М раствора сульфида натрия Na2S, что

приводит к разрушению комплекса вследствие образования черного осадка

сульфида меди (II) CuS с очень низким произведением растворимости:

Cu(NH3) 42+ + S2( = CuSv + 4NH3^

Рекомендованные концентрации и количество реагентов подобраны

экспериментально, но могут потребовать корректировки из-за разных условий

хранения и чистоты реактивов.

В зависимости от подготовленности учащихся и цели, которые ставит

учитель, обсуждение результатов эксперимента можно проводить

дифференцированно в широком диапазоне [19]. Например, на начальной стадии

изучения химии серия превращения послужит эффективной демонстрации

признаков химических реакций. Резкие и многократные изменения окраски

раствора при добавлении всего нескольких капель реагентов всегда вызывают у

школьников неподдельный интерес. В старших профильных классах результаты

эксперимента могут стать поводом для обсуждения физико-химических явлений.

Например, природы окраски раствора, когда один и тот же ион придает

соединениям различную окраску по мере изменения связанных с ними анионов

[19].

Методике определения общей жесткости воды посвящается статья [20].

Где определяют общую жесткость воды в лабораторных условиях методом

комплексонометрического титрования или с помощью кальциево-магниевых

ионоселективных электродов. Но эти методы требуют дорогостоящих и

практически недоступных для школы реактивов и приборов, поэтому авторы [20]

предлагают более приемлемый для школьной лаборатории способ с применением

соляной кислоты и ортофосфата натрия. Метод основан на осаждении ионов Ca2+

и Mg2+ избытком раствора ортофосфата натрия Na3PO4 , с последующим

определением остатка осадителя:

3MeCl2 + 2Na3PO4 = Me3(PO4)2v + 6NaCl

3Me(HCO3)2 + 2Na3PO4 = Me3(PO4)2v + 6NaHCO3

Как видно из приведенных уравнений, из Me(HCO3)2 образуется

эквивалентное количество NaHCO3 . При титровании осадка фосфата натрия

соляной кислотой одновременно оттитровывается и гидрокарбонат натрия, на

определение которого расходуется такое же количество соляной кислоты, как и

на определение временной жесткости воды.

Приводится методика проведения анализа: в мерную колбу, вместимостью

250 мл, переносят 100 мл анализируемой воды, добавляют точно измеренный

объем (например 25 мл) 0,2М раствора Na3PO4 и оставляют на ~ 30 минут.

Затем добавляют до метки дистиллированной водой, тщательно перемешивают и

фильтруют через плотный бумажный фильтр в сухую емкость. В коническую колбу

объемом 250 мл отбирают 100 мл фильтрата для проведения титрования и

добавляют две – три капли индикатора метилоранжа, затем титруют соляной

кислотой до появления бледно-розовой окраски раствора. Параллельно

определяют объем соляной кислоты, пошедшей на определение временной

жесткости воды в идентичных условиях. Для этого берут мерную колбу

вместимостью 250 мл, добавляют 100 мл анализируемой воды, добавляют до

метки дистиллированной водой и тщательно перемешивают. После этого, в

коническую колбу для титрования отбирают 100 мл раствора, добавляют 2-3

капли метилоранжа и титруют соляной кислотой до появления бледно-розовой

окраски. Следует однако отметить, что в школьных условиях использование

данной методики так же достаточно сложно.

Авторами [21] разработана методика проведения урока по изучению

химических свойств воды для школьников 8–х классов, обучающихся по единой

государственной программе. Специфичность урока заключается в применении

игровых моментов и метода моделирования, значительно активизирующих

познавательную деятельность школьников и позволяющих достичь поставленных

целей урока: добиться усвоения учащимися химических свойств воды и

продолжить формирование у них умения записывать уравнения химических

реакций. Перед проведением урока [21] готовится набор карточек с формулами

веществ, набор схем для магнитной доски, оборудование для проведения опытов

взаимодействия воды с активными металлами, оксидами, разложение воды и для

решения экспериментальных задач. После проведения фронтального опроса и

решения экспериментальной задачи предлагается тема урока и формируются

цели. Урок проводится по следующему плану:

1. Взаимодействие воды с металлами и неметаллами.

2. Взаимодействие воды с оксидами Ме и неМе.

3. Разложение воды.

Химизм предлагаемого эксперимента подтверждается на магнитной доске по

следующей схеме:

Ме H2O > щелочь

H2^

актив.

Об отношении воды к металлам средней и малой химической активности,

учащиеся узнают из сообщения учителя или из учебника. Работа проводится

аналогичным образом: сначала моделируют общие схемы, затем учащиеся

работают с набором карточек. Постепенно повышается уровень их

самостоятельности в записи уравнений химических реакций.

Ме H2O > оксид

H2^

ср. актив Ме

Ме H2O >

малоактив

В связи с тем, что при взаимодействии не Ме с водой не имеет общих

закономерносей, то схема предлагается следующим образом:

не Ме H2O > . . . .

В качестве конкретизирующих уравнений химических реакций приводится

взаимодействие водяного пара с углем, реакция воды с хлором. Второй пункт

плана раскрывается с помощью демонстрационного эксперимента по

взаимодействию оксидов фосфора (V), серы (IV), углерода (IV) и кальция с

водой. Характер полученных продуктов доказывается с помощью индикаторов.

Учащиеся должны выявить признаки реакции, определить их тип, назвать

полученные вещества. Изучение разложения воды авторы [21] строят по-

разному: с применением как исследовательского, так и иллюстративного

метода. В любом случае они предлагают использовать химический эксперимент

по разложению воды электрическим током. Обобщение и закрепление знаний они

организуют в виде фронтальной работы с использованием фронтальной доски. На

следующем уроке в ходе опроса используется дифференцированный подход.

Как отмечают авторы [22], в последнее время все очевиднее становится

проблема сокращения часов, предназначенных для изучения химии, которая, в

свою очередь, неизбежно скажется на школьном эксперименте. Постепенно он

просто-напросто сводится на нет. Естественно, это вызывает большое

беспокойство, стремление как-то преодолеть сложившуюся ситуацию. По их

мнению [22], одним из способов выхода из кризиса может служить разработка и

совершенствование в методическом отношении домашнего химического

эксперимента как вида самостоятельной работы учащихся.

В статье [22] предлагается серия домашних опытов по теме «Вода.

Растворы, Основания», способствующие развитию интереса к предмету и

осознанному усваиванию основ научных знаний. Рассмотрим некоторые из

предлагаемых опытов.

Опыт 1. Перегонка воды.

Оборудование и реактивы: чайник, кружка, тарелка, нагревательный

прибор (электрическая или газовая плита), прихватка; вода.

Ход работы: Нагрейте в чайнике воду. Когда вода закипит и из чайника

начнет выходить пар, возьмите с помощью прихватки тарелку и подержите ее

несколько минут над отверстием носика чайника.

Под тарелкой расположите кружку и собирайте в нее дистиллированную

воду. Сравните на вкус водопроводную и дистиллированную воду.

Объясните явление. Возьмите сухое предметное стекло, согрейте его в

руках и сразу подышите на него. Дайте стеклу охладиться и снова подышите на

него. Что происходит?

Вопросы для обсуждения.

1. Почему выдыхаемый воздух «заметен» на морозном воздухе и «невидим» в

Страницы: 1, 2, 3, 4, 5