Научные основы школьного курса химии. методика изучения растворов
ный 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 электрически
| |  скачать работу |
Научные основы школьного курса химии. методика изучения растворов |
