rastwory (710118), страница 4

Просмтор этого файла доступен только зарегистрированным пользователям. Но у нас супер быстрая регистрация: достаточно только электронной почты!

Текст из файла (страница 4)

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.

1. В раствор сульфата меди внесите небольшой кусочек металлического лития и объясните причину образования осадка черного цвета.

2. 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.

3. В раствор хлорида меди (II) внесите тщательно зачищенный кусочек каль- ция. Опишите наблюдаемые явления.

4. 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.

5. 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)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)₆^3

При добавлении 20 капель 1М раствора фторида натрия NaF раствор обесцвечивается вследствие образования более стабильного фторидного комплекса:

Fe(SCN)₆^3 + 6F^ = FeF₆^3 + 6SCN^

Последующее добавление 10 капель 1М раствора гидроксида натрия NaOH, разрушает комплексный ион и приводит к выпадению кирпично-красного осадка:

FeF₆^3 + 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 + 2S^2 = 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 :

2S₂O₃^2 + J₂ = S₄O₆^2 + 2J^

При добавлении двадцати капель 3М раствора аммиака NH₄ осадок растворяется вследствие образования бесцветного комплексного соединения меди:

CuJ + 2NH₃ = Cu(NH₃) ₂⁺ + J^

Характеристики

Список файлов реферата