Научные основы школьного курса химии. методика изучения растворов (стр. 7 из 12)
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 = ¾¾¾¾¾¾ .
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)3↓ + 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)3↓ + 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– = FeS↓ + S↓ + 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) 2↓ + 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– = 2CuJ↓ + 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– = CuS↓ + 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)2↓ + 6NaCl
3Me(HCO3)2 + 2Na3PO4 = Me3(PO4)2↓ + 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:
