Диплом жұмысы. дип раб. Дипломная работа Химический эксперимент по неорганической химии в системе проблемного обучения
 Скачать 199.49 Kb.
|
|
Глава 2. методы исследования 2.1 Анкетирование Анкетирование – метод сбора первичного материала в виде письменного опроса респондентов с целью сбора информации с помощью анкеты о состоянии тех или иных сторон воспитательного процесса, отношения к тем или другим явлениям [12]. Мы использовали сплошное (опрос всех представителей выборки) и выборочное (опрос части выборки) анкетирование. По числу респондентов и типов контактов респондентов анкетирование‚ проводимое нами следует отнести к групповому (несколько респондентов) и очному (в присутствии исследователя-анкетёра) соответственно. Вопросы предложенные учащимся были составлены в закрытой (содержит полный набор возможных ответов) и открытой (ответ целиком и полностью формулирует сам респондент) форме (Приложение 7). 2.2 Тестирование Для подведения итога по вопросу актуальности химического эксперимента в системе проблемного обучения мы использовали педагогический тест. Педагогический тест – это инструментальное средство контроля знаний, при использовании которого можно определить надежность проводимого измерения [16, 18]. Тест составлен преимущественно закрытой формой тестовых заданий. То есть‚ учащемуся предлагалось выбрать правильный ответ из нескольких возможных. 2.3Критерий «Степень обученности» Для подведения итога по проводимым тестированиям мы использовали критерий «Степень обученности». По В. П.Симонову степень обученности группы (СОГ) вычисляется по формуле: СОГ = (n5 ∙ 1 + n4 ∙ 0,64 + n3 ∙ 0,36 + n2 ∙ 0,16) ∙ 100 % / N Где : n5 – количество учащихся, получивших оценку "5" n4 – количество учащихся, получивших оценку "4" n3 – количество учащихся, получивших оценку "3" n2 – количество учащихся, получивших оценку "2" N – количество учащихся в группе. Результат до 60 % вторая степень обученности (низкая). Результат от 60 до 70 % третья степень обученности (средняя). Результат от 70 % и выше четвертая степень обученности (высокая) [41]. Глава 3. Методические рекомендации и разработки содержания школьного химического эксперимента в системе проблемного обучения Известно, что большая часть, проводимых в школе опытов имеет иллюстративный характер и используется только для подтверждения изучаемых явлений. Вместе с тем учащимся 9-10-х, и, особенно, 11-х классов, целесообразно предлагать не только иллюстративные опыты, но и опыты проблемного характера, так как они обеспечивают активизацию познавательной деятельности учащихся, учат самостоятельно мыслить, развивают интерес к предмету, улучшают знания, расширяют научный кругозор и часть выводят на новый уровень понимания ранее изученных вопросов школьной программы, при изучении соединений железа на уроках или на факультативных занятиях, по усмотрению учителя, возможна постановка предлагаемых иных опытов. Такие эксперименты целесообразно включать в беседы эвристического характера или в процесс проблемного изложения материала преподавателем. Обсуждение результатов всех рассмотренных ниже экспериментов проводится в форме фронтальной эвристической беседы, руководимой учителем. Учитель задает вопросы, позволяющие установить существующие закономерности, сделать выводы. Определения понятий, уравнения реакций, выводы, сформулированные детьми и скорректированные учителем, должны быть записаны каждым учащимся в тетрадь. По ходу обсуждения учитель отмечает успехи учащихся, в конце урока ставит им оценки. Здесь и далее по тексту словосочетание «химический эксперимент (опыт) в системе проблемного обучения» может быть записано как «проблемный эксперимент». Занятие №1. Тема: Зависимость скорости химических реакций от природы реагирующих веществ, концентрации и температуры Приведённые ниже опыты, могут быть использованы при объяснении нового материала в изучении темы 1. «Скорость химических реакций. Химическое равновесие» у учеников 9-х классов (см. тематическое планирование для 9 класса, уроки 5-7). Использовался теоретический материал учебника 8 класса О. С. Габриеляна Химия-8 [8], методическое пособие для учителя [9], настольная книга для учителя [5], рабочая тетрадь [7]. Предварительно (на предыдущем уроке) учитель знакомит учащихся с понятием скорость химической реакции и детально подготавливает их к восприятию материала по теме «Факторы, влияющие на скорость химической реакции», повторяя материал учебной программы по темам: «Ряд активности металлов», «Концентрация растворов», «Гомогенные и гетерогенные реакции», «Теория активации». На уроке по теме «Зависимость скорости химических реакций от природы реагирующих веществ, концентрации и температуры» учитель проверяет в форме теста пройденный на предыдущем занятии материал и материал по темам повторения. Цель работы: провести эксперимент, показывающий зависимость скорости химических реакций от природы реагирующих веществ, концентрации и температуры Форма проведения эксперимента: фронтальная (демонстрационный эксперимент), и/или эксперимент на лабораторной работе Оборудование и реактивы: 10%-ый раствор НCl, 10%-ый раствор H2SO4, Mg (опилки), Zn (опилки, гранулы и порошок), Fe (опилки), CuO (порошок), дистиллированная вода; спиртовка, пробирки, пробиркодержатель, спички. Ход работы: Опыт №1. Зависимость скорости химической реакции от природы реагирующих веществ До проведения опыта 1 учитель не должен акцентировать внимания учащихся на теме «Ряд активности металлов», необходимо проверить остаточные знания путём создания проблемной ситуации. В три пробирки (подписанные, под номерами) прилить по 3 мл раствора НCl и внести в каждую из пробирок навески опилок одинаковой массы: в первую – Mg, во вторую – Zn, в третью – Fe; Наблюдения: что химическая реакция идет во всех трех пробирках с выделением газа. Уравнения реакций: Mg + 2НCl → MgCl2 + Н2↑ (очень бурно) Zn + 2НCl → ZnCl2 + Н2↑ (бурно) Fe + 2НCl → FeCl2 + Н2↑ (медленно) Проблема: Учитель: массы взятых веществ навесок твёрдых веществ, концентрация соляной кислоты, условия проведения реакции одинаковы, но при этом интенсивность проходящих процессов (скорость выделения водорода) различна? Обсуждение: Учащиеся: мы брали разные металлы. Учитель: все вещества состоят из атомов химических элементов. Чем отличаются химические элементы согласно знанию вами Периодического закона и Периодической системы Д. И. Менделеева? Учащиеся: Порядковым номером, положением в Периодической системе Д. И. Менделеева, то есть они имеют различное электронное строение, а следовательно простые вещества образованные этими атомами имеют различные свойства. Учитель: то есть эти вещества имеют различную природу. Таким образом, скорость химической реакции будет зависеть от природы того или иного реагирующего вещества, т. к. они имеют различное строение и свойства. Вывод: Учащиеся: Скорость химической реакции будет зависеть от природы реагирующих веществ: чем активнее металл (вещество), тем выше скорость химической реакции. Учитель: демонстрация положения химических элементов в «Ряду активности металлов» Опыт №2. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ До проведения опыта 2 учитель не должен акцентировать внимания учащихся на теме «Концентрация растворов», необходимо проверить остаточные знания путём создания проблемной ситуации. В три пробирки (пронумерованные) прилить раствор НCl: в первую – 3 мл; во вторую – 2 мл; в третью – 1 мл. Затем во вторую и третью добавить по 1 мл и 2 мл дистиллированной воды соответственно (тем самым разбавляем раствор). В каждую из пробирок опустить по грануле Zn (примерно одинакового размера). Наблюдения: химическая реакция идет во всех трех пробирках, но с разной скоростью. Уравнение реакции: Zn + 2НCl → ZnCl2 + Н2↑ · 10%-ый бурно раствор НCl · разбавленный медленно 10%-ый раствор НCl · очень разбавленный очень медленно 10%-ый раствор НCl Проблема: природа всех реагирующих веществ, условия проведения опыта одинаковы, однако интенсивность проходящих процессов (скорость выделения водорода) различна? Обсуждение: Учитель: почему скорость химической реакции разная, ведь реагируют одинаковые по химической природе вещества? Учащиеся: При добавлении воды, мы изменили (уменьшили) концентрацию соляной кислоты во второй и третьей пробирках, при этом интенсивность выделения водорода уменьшалась. Вывод: Учащиеся: Скорость химической реакции будет зависеть от концентрации реагирующих веществ: чем больше концентрация реагирующих веществ, тем выше скорость химической реакции. Опыт 3. Зависимость скорости химической реакции от температуры В три пробирки (под номерами) налить по 3 мл раствора Н2SO4 (одинаковой концентрации). В каждую поместить навеску CuO (II) (порошок). Первую пробирку оставить в штативе; вторую опустить в стакан с горячей водой; третью – нагреть в пламени спиртовки. Наблюдения: химическая реакция идет во всех трех пробирках: раствор окрашивается в голубой цвет. Но в первой очень медленно и практически незаметно, во второй – с небольшой скоростью, а в третьей – очень быстро. Учитель: какие процессы происходят с веществом – сильным электролитом – в растворе? Учащиеся: при растворении вещества в воде происходит его диссоциация, т.е. вещества диссоциируют на ионы. Учитель: какие ионы могут образоваться при диссоциации исходных веществ? Учащиеся: среди исходных веществ есть только один сильный электролит – это серная кислота, она диссоциирует по уравнению: Н2SO4 → 2Н+ + SO42-. Учитель: известно, что вещества диссоциируя могут взаимодействовать с молекулами воды, образуя гидратированные ионы, и некоторые среди таких гидратированных ионов окрашивают раствор в соответствующий цвет. Однако ни один из ионов: Н+ и SO42- не имеет окраски в растворе. Следовательно, синий цвет раствору придали гидратированные ионы полученные при диссоциации продукта реакции. Учащиеся: Уравнение реакции: CuO + Н2SO4 → CuSO4 + Н2О Синий раствор · Н.у. очень медленно · С горячей водой медленно · Кипячение очень быстро Учитель: синюю окраску раствору придали гидратированные ионы меди. Проблема: Учитель: все взятые для эксперимента вещества имеют одинаковую природу, масса взятого порошка CuO и концентрация серной кислоты также одинаковы, однако скорость реакции разная. Обсуждение: Учащиеся: Значит, при изменении температуры реакции мы изменяем и ее скорость. Учитель: Значит ли это, что при повышении температуры будет увеличиваться скорость всех химических реакций? Учащиеся: Нет. Некоторые реакции идут при очень низких и даже минусовых температурах. Вывод: Учащиеся: Следовательно, любое изменение температуры на несколько градусов будет в разы изменять скорость химической реакции. Учитель: Практически так звучит закон Вант-Гоффа, который будет здесь действовать: При изменении температуры реакции на каждые 10 ºС скорость химической реакции изменяется (увеличивается или уменьшается) в 2-4 раза. Опыт №4. Зависимость скорости химической реакции от площади поверхности соприкосновения реагирующих веществ В три пробирки (под номерами) прилить по 2 мл раствора HCl, и добавить в первую – гранулу Zn, во вторую – стружку Zn, в третью – порошок Zn (одинаковые по массе). Наблюдения: химическая реакция идет во всех трех пробирках (выделение газа), но с разной интенсивностью. Уравнение реакции: Zn + 2НCl → ZnCl2 + Н2↑ · гранулы медленно · стружка с высокой скоростью · порошок бурно Проблема: Учитель: все вещества одинаковы по своей химической природе, одинаковы по массе и концентрации, реагируют при одинаковой температуре, однако интенсивность выделения водорода (а следовательно и скорость) разная. Обсуждение: Учащиеся: Одинаковые по массе гранулы Zn, стружки Zn и пыль Zn, имеют разные занимаемые объемы в пробирке, разную степень измельчения. Там где эта степень измельчения наибольшая – скорость выделения водорода максимальна. Учитель: эта характеристика – площадь поверхности соприкосновения реагирующих веществ. В нашем случае различна площадь поверхности соприкосновения цинка с раствором Н2SO4. Вывод: Учащиеся: Скорость химической реакции зависит от площади соприкосновения реагирующих веществ: чем больше площадь соприкосновения реагирующих веществ (степень измельчения), тем больше скорость реакции. Учитель: такая зависимость наблюдается не всегда: так для некоторых гетерогенных реакций, например, в системе Твердое вещество – Газ, при очень высоких температурах (более 500 0С) сильно измельчённые (до порошка) вещества способны спекаться, тем самым площадь поверхности соприкосновения реагирующих веществ уменьшается. Занятие №2. Тема: Катализ и катализаторы Приведённый ниже опыт проводится фронтально при объяснении нового материала в изучении темы 1. «Скорость химических реакций. Химическое равновесие» у учеников 9-х классов (см. тематическое планирование для 9 класса, уроки 7). Использовался теоретический материал учебника 8 класса О. С. Габриеляна Химия-8 [8], методическое пособие для учителя [9]. Цель работы:изучить влияниекатализатора на скорость химической реакции. Форма работы:фронтальная (демонстрационный эксперимент). Реактивы и оборудование: 3% раствор перекиси водорода, MnO2 (порошок), детергент; спиртовка, пробирки, пробиркодержатель, спички, лучина, кипящая водяная баня. Ход работы Опыт 5. Зависимость скорости химической реакции от катализатора Следует повторить понятие реагент в химической реакции, что бы потом учащийся смог дифференцировать реагент и катализатор в конкретной реакции. В пробирку № 1 прилить 3%-ый раствор перекиси водорода и внести детергент (растворенный стиральный порошок). В пробирку № 2 прилить 3%-ый раствор перекиси водорода внести порошок оксида марганца (IV) и внести детергент (растворенный стиральный порошок). Наблюдения: химическая реакция очень бурно проходит во второй пробирке и сопровождается выделением газа (детергент поднимается), по окончании реакции во второй пробирке масса оксида марганца (IV) не изменилась. Учитель: Какой это газ? Водород или кислород? Как доказать выделение каждого из газов? Ученики: внесём тлеющую лучину. Наблюдения: лучина вспыхивает Ученики: следовательно, это кислород Уравнение реакции: 2Н2О2 → 2Н2О + О2↑ Проблема: если условия проведения опытов в пробирке № 1 и № 2 – концентрация перекиси водорода, температурный режим, природа исходного вещества – были одинаковые, а внесённый оксид марганца (IV) не израсходовался в ходе опыта, то почему во второй пробирке так интенсивно выделялся кислород? Обсуждение: 1) проходит ли реакция разложения перекиси водорода в первый пробирке? Обсудить с учащимися условия хранения, используемого в быту как бактерицидное средство, вещества перекиси водорода. Обратить внимание на то, что особенно на свету она разлагается на воду и кислород, который в момент образования обладает сильными окислительными свойствами. По этой причине перекись водорода хранят в герметичных тёмных склянках. Учитель: нам уже известно, что повышение температуры способствует повышению скорости реакции. Подогреем пробирку № 1 на водяной бане. Наблюдения: детергент поднимается по пробирке. Учащиеся: следовательно, газ выделяется. 2) является ли добавленный в пробирку 2 оксид марганца (IV) реагентом в данной реакции? Ученики: обращают внимание, что после окончания реакции во 2 пробирке, остался черный порошок оксида марганца (IV). Следовательно – это не реагент. Учитель: Используемое нами вещество – оксида марганца (IV) – это катализатор. Поскольку, катализаторы – это вещества, которые изменяют скорость химической реакции, но сами в ходе этого не расходуются. Катализаторы бывают положительные (увеличивают скорость химической реакции) и отрицательные – ингибиторы (уменьшают скорость химической реакции). катализаторы способны изменять природу реагирующего вещества (его энергию активации). Вывод по занятиям 1 и 2: Учитель: Давайте подведем итоги и сделаем выводы. От чего будет зависеть скорость химической реакции? Учащиеся: - от природы реагирующих веществ; - от их концентрации; - от температуры реакции; - от площади соприкосновения реагирующих веществ; - от катализатора. Занятие №3. Тема: Химические свойства металлов Приведённые ниже опыты проводились при объяснении нового материала и/или при обобщении в изучении темы 2. «Металлы» у учеников 9-х классов (см. тематическое планирование для 9 класса, уроки 12, 24). Использовался теоретический материал учебника 9 класса О. С. Габриеляна Химия-9 [10], методическое пособие для учителя [9], настольная книга для учителя [6]. Цель работы: изучить особенности взаимодействия разных металлов с водой, с кислотами и с солями. Форма проведения эксперимента: фронтальная (демонстрационный эксперимент при объяснении нового материала). Учитель: Назовите основное химическое свойство металлов – простых веществ. Учащиеся: Металлы являются восстановителями, т. к. их атомы легко отдают электроны, превращаясь при этом в положительно заряженные ионы – катионы. Учитель: (запись на доске) М0 – n ē → М n+ (восстановитель, окисляется) Для того чтобы прошла реакция, которая записана на доске, необходимо наличие окислителя. Давайте вспомним, какие вещества могут быть окислителями? Учащиеся: (при обсуждении выявляется список веществ реагирующих с металлами): - неметаллы: О2, Hal2, S, H2 и др. - Н2О; - кислоты; - соли. Опыт №1. Взаимодействие активных металлов с водой и демонстрация образцов металлов – простых веществ Реактивы и оборудование: Аl (гранулы), Na, фенолфталеин; кристаллизатор. Ход работы: Учитель: Проведем опыт. Для опыта возьмём образцы двух активных металлов (см. Ряд активности металлов): Аl (гранулы) и Na. В кристаллизатор с водой прильем 2-5 капель фенолфталеина и поместим небольшой, очищенный (скальпелем) от перекиси и предварительно подсушенный (сухой фильтровальной бумагой) от керосина кусочек Na, а в пробирку с водой поместим гранулу алюминия. Наблюдения: · натрий «бегает» по поверхности воды и быстро реагирует с ней, полностью исчезнув, а вода окрашивается в розовато-малиновый цвет; · в пробирке с алюминием признаков реакции не наблюдаем. Уравнения реакций: 2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2 ↑ Алюминий, будучи достаточно активным металлом, также должен вступать в реакцию с водой по уравнению: 2Аl + 6Н2О → 2Аl(OH)3 + 3H2 ↑, однако признаков реакции мы не наблюдаем. Проблема: алюминий – активный металл при н.у. не показывает признаков реакции взаимодействия с водой? Обсуждение: Учитель демонстрирует учащимся образцы некоторых щелочных, щелочноземельных и амфотерных металлов. Учащиеся наблюдают, что одни металлы хранятся при обычных условиях (Аl, Zn, Fe), другие в стеклянной банке под слоем керосина (Na, Ca, К). Учащиеся: Исходя из их химических свойств, одни металлы более активны, а другие – менее. Щелочные и щелочноземельные металлы самые активные и легко взаимодействуют с кислородом воздуха, поэтому хранят под слоем керосина. А другие менее активные они взаимодействуют с кислородом только при нагревании, поэтому могут храниться при обычных условиях. Учитель: почему сегодня алюминиевая посуда рекомендуется только для хранения холодных продуктов, а использование её для нагревания нежелательно. Учащиеся: при нагревании происходит химический процесс: 2Аl + 6Н2О → 2Аl(OH)3 + 3H2 ↑, ионы алюминия переходят в раствор, и их присутствие нежелательно для пищевых блюд. Учитель: таким образом, алюминий при н.у. защищён оксидной плёнкой Al2O3. Именно эта оксидная плёнка предохраняет алюминий от активного взаимодействия с водой при н.у., если же она будет удалена, то алюминий будет энергично реагировать с водой. Опыт №2. Взаимодействие металлов с кислотами Реактивы и оборудование: Аl (гранулы), , Zn (гранулы), 40%-ый раствор НCl,; пробирки. Ход работы: В две пронумерованные пробирки нальем 3 мл 40%-го раствора НCl, 2-3 капли фенолфталеина и поместим в каждую гранулы Zn и алюминия, соответственно. В маленький кристаллизатор нальём небольшое количество (примерно 2 см в высоту) 40%-го раствора НCl . Наблюдения: - в пробирке с цинком: реакция сразу идёт бурно, с выделением газа, изменения окраски фенолфталеина не происходит 2HCl + Zn → ZnCl2 + H2↑ - в пробирке с алюминием: сначала не наблюдаем признаков реакции, а затем реакция идёт бурно, с выделением газа выделением газа, изменения окраски фенолфталеина не происходит 6HCl + 2Al → 2AlCl3 + 3H2↑ Проблема: все взятые металлы активны, однако они по-разному реагируют с водой? В частности, алюминий и цинк? Оба металла находятся в раду активности рядом, значения их стандартных электродных потенциалов очень близки по значению Е0(Аl) = – 1,66, Е0(Zn) = – 0,76. Обсуждение: Учащиеся: пользуясь результатами опыта № 1, делают вывод, что отсроченное во времени выделение пузырьков газа на поверхности алюминия связано с присутствием на его поверхности более прочной оксидной плёнки. Учитель: следовательно, прочность оксидной плёнки позволяет защищать алюминий не только при его взаимодействии с водой, но и при взаимодействие с сильными кислотами. Можно привести в пример опыт с нагреванием алюминиевой проволоки в пламени газовой горелки (алюминий плавится внутри капсулы, стенки которой образованы Al2O3 и предупреждают стекание алюминия). Вывод по опыту:согласно ряду напряжения металлов, металлы, стоящие до водорода будут вытеснять его из раствора кислот (исключение: щелочные и щелочно-земельные металлы: они реагируют с водой, растворяющей кислоты). Опыт №4. Взаимодействие металлов с растворами солей Реактивы и оборудование: Zn (гранулы), Fe (железный гвоздь), Сu (восстановленная), 40%-ый раствор сульфата железа (II), 5 %-ый раствор СuSO4, 40%-ый раствор сульфата (хлорида) железа (III), 10 % раствор сульфата (хлорида) цинка, раствор хлорида (сульфата) железа (Ш), пробирка с налетом серебра; пробирки. Ход опыта: В пробирку № 1 прильём раствор медного купороса (раствор СuSO4·5Н2О) объёмом 5 мл и добавим кусочек железа (железный гвоздь). В пробирку № 2 прильём раствор сульфата железа (II) и добавим восстановленную медь. В пробирку № 3 прильём раствор медного купороса (раствор СuSO4·5Н2О) объёмом 5 мл и добавим гранулу цинка. В пробирку № 4 прильём раствор сульфата (хлорида) цинка объёмом 5 мл и добавим восстановленную медь. В пробирку № 5 прильём раствор сульфата (хлорида) железа (III) и добавим порошок восстановленной меди. Наблюдения (запись уравнений реакций на доске): В пробирке № 1: СuSO4 + Fe → Сu + FeSO4: красно-рыжий налет на кусочке Fe. В пробирке № 2: FeSO4 + Cu: ничего не происходит. В пробирке № 3: СuSO4 + Zn → Сu + ZnSO4: красно-рыжий налет на кусочке Zn. В пробирке № 4: ZnSO4 + Cu: ничего не происходит. В пробирке № 5: Fe2(SO4)3 + Cu: медь растворяется, появляется зеленовато-голубоватое окрашивание раствора. Учитель: известно, что металлы реагируют с растворами солей с выделением металла, входящего в состав соли и соли металла, используемого в ходе работы, по схеме: Ме + Ме*А → Ме* + МеА. Проблема: Все предложенные опыты – это опыты с использованием металла и соли другого металла, однако не все результаты опытов вписываются в схему Ме + Ме*А → Ме* + МеА. Почему? Учитель: какая характеристика вещества является определяющей для его способности вступать во взаимодействие с другим веществом? Ученик: природа реагирующего вещества. Учитель: определяющим в природе металла является его активность. Обратимся к ряду активности металлов Учащиеся: медь располагается правее цинка и железа. Учитель: в реакции № 2 и № 4 с использованием меди простого вещества действительно не было наглядных признаков реакции. А в реакциях соли меди с железом и цинком простыми веществами (пробирки № 1 и № 3) реакции проходили. Вывод: медь – это менее активный металл, чем железо и цинк. Таким образом, металлы расположены в ряду активности слева направо в порядке уменьшения их активности. Проблема: В пробирке № 5: Fe2(SO4)3 + Cu: медь растворяется, появляется зеленовато-голубоватое окрашивание раствора. Учитель: при проведении реакции № 2 мы показали, что медь это менее активный металл, чем железо, и она не способна вытеснять железо из раствора его соли. Однако в пробирке № 5 мы отметили признаки реакций. В чём отличие использованных для реакции № 2 и № 5 солей? Учащиеся: для реакции № 2 была взята соль железа (II), а для реакции № 5 – соль железа (III). Учитель: таким образом, соли железа (III), в отличие от солей железа (II), способны вступать во взаимодействие с менее активными металлами. Предположим, что растворение меди происходит вследствие проявления ионами трехвалентного железа окислительных свойств, Ученики: составляет схему предполагаемого уравнения реакции в ионном виде: Cu0 + Fe3+ ® Cu2+ + Fe2+ В итоге учитель делает вывод, что ионы Fe3+ обладают настолько сильным окислительным свойством, что могут даже в водном растворе окислить медь, в заключении составляем уравнение реакции № 5 в молекулярном виде: Cu + Fe2(SO4)3 → 2Fe SO4 + CuSO4 Учитель: следовательно, правило о том, что металлы, стоящие в ряду активности металлов правее железа, не должны реагировать с солями железа, справедливо только для растворов солей железа (II). Соли железа (III) в растворе обладают сильными окислительными свойствами и реагируют со многими менее активными металлами, включая медь. В подтверждение сказанного учитель проводит опыт № 6: в пробирку № 6 с налетом серебра (после реакции «серебряного зеркала») прилить раствор хлорида железа (III). Наблюдения: В пробирке № 6: Fe2(SO4)3 + Ag: растворение серебра, а через 2-3 минуты полное исчезновение налета серебра со стенок пробирки. Причем одновременно с растворением серебра происходит легкое помутнение раствора вследствие образования осадка сульфата серебра. Ученики: составляет схему предполагаемого уравнения реакции в ионном виде: Ag0 + Fe3+ ® Ag+ + Fe2+ После этого выдвинутую гипотезу проверяем исследованием полученной в реакции № 6 смеси. Качественная реакция на ионы серебра (с хлоридами натрия или соляной кислотой) дает положительный результат, это объясняется тем, что растворимость сульфата серебра значительно выше, чем хлорида. В заключении ученики по краткому ионному уравнению составляют уравнение реакции № 6 в молекулярном виде: 2Ag + Fe2(SO4)3 → Ag2SO4 + 2FeSO4 Занятие № 4. |