Диплом жұмысы. дип раб. Дипломная работа Химический эксперимент по неорганической химии в системе проблемного обучения
 Скачать 199.49 Kb.
|
|
Учитель: Таким образом, все соли можно разделить на три группы: 1-я группа соли, растворы которых ведут себя по отношению к лакмусу как кислоты (CuSO4, CuCl2, Pb(NO3)2, FeCl3); 2-я группа соли, растворы которых ведут себя по отношению к лакмусу и фенолфталеину как щелочи (Na2CO3, Na2S, K2SO3, CH3COONa); 3-я группа соли, растворы которых не изменяют окраску индикатора (KBr, NaNO3). Гипотезу о посторонних примесях можно считать отвергнутой. Учитель: Почему растворы солей первой группы изменяют фиолетовую окраску раствора лакмуса на красную? Учащийся: Значит, в этих растворах есть ионы H+. Учитель: Откуда ионы H+ в растворе, если вы смешивали соль и воду? Учащийся: Наверное, из воды. Учитель: Как от воды могли отделиться ионы H+? Учащийся: Видимо, какая-то частица соли отрывает от молекулы воды частицу OH–. Отрицательную частицу от молекулы воды может оторвать положительная частица из соли. Учитель: Что же общего у катионов Cu2+, Pb2+, Fe3+? Почему именно они присоединяют гидроксид-ионы? Почему этого не происходит в случае катионов Na+, K+? Учащийся: Гидроксиды Сu(OH)2, Pb(OH)2, Fe(OH)3 – cлабые основания, а NaOH, KOH сильные. Сильные основания в растворе полностью диссоциируют на ионы. Растворы второй группы солей изменяют фиолетовую окраску лакмуса на синюю. Значит, в их растворах есть гидроксид-ионы. Остатки слабых электролитов – анионы кислотных остатков – взаимодействуют с молекулами воды с образованием ионов OH–. В растворах солей третьей группы нет свободных ионов H+ и OH– . С водой не взаимодействуют остатки сильных электролитов (кислот и оснований). В результате подобных рассуждений учащиеся самостоятельно приходят к выводам. 1. Если соль образована сильной кислотой и слабым основанием, реакция ее раствора будет кислая. Причина кислой среды – взаимодействие катиона (остатка слабого основания) с молекулами воды. Такое взаимодействие называется гидролизом по катиону. Fe3+ + 3НОН → Fe(OH)3 + 3H+ 2. Если соль образована слабой кислотой и сильным основанием, реакция ее раствора будет щелочная. Причина щелочной среды – взаимодействие аниона (остатка слабой кислоты) с молекулами воды. Этот процесс называется гидролизом по аниону. CO32- + 2HOH → H2CO3 + 2OH– 3. Если соль образована сильной кислотой и сильным основанием, реакция ее раствора будет нейтральной. Катионы металла и анионы кислотного остатка таких солей не образуют прочных связей с молекулами воды. Как следствие, в растворах таких солей нет ионов H+ и OH–. Учитель: Реакция солей, образованных сильной кислотой и сильным основанием обратима, так как в ходе неё не образуется слабый электролит. KBr + HOH <=> KOH + HBr Таким образом, соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием имеют нейтральную реакцию среды, но гидролизу не подвергаются Учащийся: А как ведут себя в растворе соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой? Учитель: Попробуйте самостоятельно спрогнозировать результат опыта и аргументировать свой прогноз. Учащийся: Вероятно, реакция раствора такой соли будет нейтральной, ведь ионы H+, образованные при взаимодействии катиона – остатка слабого электролита – с молекулами воды, будут связываться ионами OH–, образованными при гидролизе по аниону. К фиолетовому раствору лакмуса добавляем раствор ацетата аммония. Цвет не изменяется реакция раствора нейтральная. Ученики: составляют уравнение реакции гидролиза ацетата аммония в молекулярной, полной и краткой ионной форме: CH3COONH4 + HOH → NH4OH + CH3COOH CH3COO + NH4 + + HOH → NH4+ + OH – + CH3COO– + H+ HOH → H+ + OH – Учитель: Поэкспериментируем еще с одной солью сульфидом аммония (NH4)2S. При его добавлении фиолетовый раствор лакмуса становится синим. Проблема! Учащиеся: составляют уравнение реакции гидролиза сульфида аммония в молекулярной форме: (NH4)2S + 2HOH → 2NH4OH + H2S Учитель: Сила и слабость электролита – понятия относительные. Исходя из данных эксперимента (посинение лакмуса) сила электролита – сероводородной кислоты – оказалась меньше, чем сила гидроксида аммония. Учащийся: гидроксид аммония лучше продиссоциировал в растворе, поэтому реакция раствора сульфида аммония щелочная. 2NH4 + + S2- + 2HOH → 2NH4 + + 2OH – + H2S↑ S2- + 2HOH → 2OH + H2S↑ Учащийся: «Как узнать, какой электролит сильнее?» Учитель: рассказывает о константах диссоциации слабых кислот и оснований, учит пользоваться справочными данными. В заключении учитель анализирует и подводит итоги по таблице «Окраска лакмуса в растворах солей»:
Домашнее задание: Составить уравнения реакций гидролиза для всех, использованных на уроке солей (NaCl, K2SO4, Na2CO3, CuSO4, CuCl2, Pb(NO3)2, FeCl3, Na2S, K2SO3, CH3COONa, KBr, NaNO3) и составить аналогичные, предложенной на уроке, таблицы для фенолфталеина и метилоранжа.
По нашему мнению, на следующем уроке в этом классе целесообразно рассмотреть ступенчатый гидролиз для солей, образованных сильным основанием и слабой многоосновной кислотой (например, карбонат натрия) и сильной кислотой и слабым многокислотным основанием (например, сульфат алюминия). Цель работы: получить представления о ступенчатом гидролизе неорганических веществ и изучить влияние различных фактором на скорость реакции гидролиза, используя проблемный эксперимент. Форма работы: фронтальная (демонстрационный эксперимент) Оборудование и реактивы: кристаллические вещества: Na2CO3, Al2(SO4)3; свежеприготовленные 1%-ые растворы CH3COONa, Na3PO4, Na2HPO4, NaH2PO4; растворы Na2CO3 и Al2(SO4)3, приготовленные задолго до занятия и оставленные в бесцветных склянках на свету и при умеренном нагревании (солнце) в герметичных склянках; универсальная индикаторная бумага, фенолфталеин, спиртовка, спички, пробиркодержатель. Ход опыта: Учитель: составьте уравнения реакций гидролиза карбоната натрия и сульфата алюминия в молекулярной, полной и краткой ионной формах Учащиеся: 1) Na2CO3 + 2НОН → 2NaOH + CO2 ↑+ H2O 2Na+ + CO32- + 2НОН → 2Na+ + 2OH- + CO2↑ + H2O CO32- + 2НОН → 2OH- + CO2 ↑+ H2O 2) Al2(SO4)3 + 6HOH → 2Al(OH)3↓ + 3H2SO4 2Al3+ + 3SO42- + 6HOH → 2Al(OH)3↓ + 6 H+ + SO42- Al3+ + 3HOH → Al(OH)3↓ + 3H+ Учитель: согласно предложенному вами уравнению реакции (1) выделяется газ (CO2), а по уравнению (2) – осадок (Al(OH)3). Проведём эксперимент: растворим предложенные соли в воде при н.у. и поместим в их растворы универсальную лакмусовую бумагу. Наблюдения: в растворе (1) универсальная индикаторная бумага синего цвета (щелочная среда), а в растворе (2) универсальная индикаторная бумага красного цвета (кислая среда), что подтверждается вашими уравнениями реакций. Однако, в пробирке (1) мы не наблюдаем выделения газа, а в пробирке (2) – выделения осадка. Проблема! Учитель: обратимся к растворам этих же солей, но приготовленным задолго до занятия и оставленным в бесцветных склянках на свету и при умеренном нагревании (солнце) в герметичных склянках. В склянке с карбонатом натрия мы видим пузырьки газа, а в склянке с сульфатом алюминия небольшой осадок. Внесение универсальной индикаторной бумаги даёт результат аналогичный показанному ранее. Учащиеся: следовательно, мы правильно предположили среду раствора. А сам гидролиз протекает лучше при условиях, отличных от нормальных (более высокие температуры, излучение). Учитель: действительно, гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой многоосновной кислотой (например, карбонат натрия) и сильной кислотой и слабым многокислотным основанием (например, сульфат алюминия) при н.у. протекает не сразу, а ступенчато. Далее учитель предлагает вспомнить виды солей (нормальные, кислые и основные) и на примере сульфата алюминия рассматривает уравнения реакций ступенчатого гидролиза с образованием основной соли, и с акцентом на число стадий в зависимости от кислотности слабого основания, реакцию среды на каждой из трёх стадий гидролиза и на преимущественном гидролизе по первой ступени. Затем учащиеся самостоятельно составляют уравнение ступенчатого гидролиза карбоната натрия по предложенной схеме, но с образованием кислой соли. Учитель: таким образом, реакции гидролиза подчиняются тем же правилам в отношении скорости, что и другие реакции: с повышением температуры скорость реакции увеличивается. В подтверждение учащимся предлагается провести опыт с ацетатом натрия и фенолфталеином при н.у., при нагревании и при охлаждении. Наблюдения: при н.у. – окраска фенолфталеина слабо-малиновая, при нагревании – окраска усиливается, а при охлаждении в холодной воде – слабо-малиновая Учитель: составьте уравнения реакций гидролиза Na3PO4, Na2HPO4 и NaH2PO4. Согласно уравнениям реакций и, исходя из знания, соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой имеют щелочную реакцию среды. Прилейте в пробирки под номерами растворы (1) Na3PO4, (2)Na2HPO4, (3)NaH2PO4, в каждую поместите универсальную индикаторную бумагу. Наблюдения: (1) Na3PO4 – сильнощелочная (по шкале рН примерно 12), (2)Na2HPO4 – слабощелочная (по шкале рН примерно 9), (3) NaH2PO4 - слабокислая (по шкале рН примерно 6). Учитель: мы обнаруживаем противоречия между составленными уравнениями реакций и экспериментальными данными. Какая кислота, образует эти соли? Учащийся: слабая многоосновная ортофосфорная кислота. Учитель: Рассмотрим сначала гидролиз средней соли – фосфата натрия. Первая (основная) ступень гидролиза выражается следующими уравнениями: Na3PO4 + HOH <=> Na2HPO4 + NaOH PO43- + HOH <=> HPO4 2- + OH- Образующийся при гидролизе ион НРО42- практически не диссоциирует на ионы (см. константы диссоциации Н3РО4), поэтому характер среды определяют ионы ОН-, и среда водных растворов средних фосфатов является сильнощелочной. При гидролизе гидрофосфатов на первой ступени образуются дигидрофосфат-ионы, что видно из следующих уравнений: Na2HPO4 + HOH <=> NaH2PO4 + NaOH HPO42- + HOH <=> H2PO4- + OH- Образующиеся ионы Н2РО4- заметно диссоциируют: Н2РО4- <=> Н+ + НРО42- . Являющиеся продуктом этой диссоциации ионы водорода частично нейтрализуют ионы ОН-, образующиеся при гидролизе, и поэтому среда гидрофосфатов является слабощелочной. Что касается дигидрофосфатов, то в их растворах наряду с гидролизом: NaH2PO4 + HOH <=> H3PO4 + NaOH H2PO4 - + HOH <=> H3PO4 + OH- идет процесс диссоциации дигидрофосфат-ионов: Н2РО4- <=> Н+ + НРО42- Причем второй процесс превалирует, поэтому все ионы ОН- (продукт гидролиза) нейтрализуются ионами Н+ (продукт диссоциации), а избыток последних обусловливает слабокислый характер среды растворов дигидрофосфатов. Занятие № 7. Тема «Гидролиз солей» Предлагаемая форма проведения проблемного эксперимента может быть осуществлена на уроке, в классе с углубленным изучением химии или на факультативном занятии. Учитель делит класс на пять примерно равных по силе групп. Если занятие длится 2 ч, то группам (4–5 человек) дается задание провести все пять опытов, обсудить их результаты, написать уравнения происходящих процессов, сделать выводы. Затем проводится жеребьевка, в результате которой группа узнает номер опыта, результаты которого ей предстоит объяснить. Причем докладчика из группы назначает учитель, поэтому группа заинтересована, чтобы все ее представители работали и сумели объяснить и написать уравнения происходящих процессов. После выступления докладчика группа вносит исправления и дополнения. Затем остальные группы исправляют ошибки, дополняют ответы первой группы. Таким образом, итоговая оценка группы складывается из оценки выступления докладчика и оценки выступлений группы. Баллы группе приносят также замечания, дополнения к выступлениям других групп. В конце занятия учитель сообщает места, которые заняли группы, и предлагает группам самостоятельно поставить отличные оценки: 1-е место – трем представителям группы, 2-е место – двум, 3-е место – одному. Если занятие длится 1 ч, то группам (4–5 человек) дается задание провести по одному из предложенных опытов, обсудить результаты этого опыта, написать уравнения происходящих процессов, сделать выводы. Затем проводится жеребьевка, в результате которой определяется очередность выступления групп. Дальнейший ход как в предыдущей форме проведения занятия. Возможна также и другая форма оценивания результатов: учитель предлагает учащимся каждой группы оценить работу членов своей группы, затем учитель спрашивает любого учащегося, и, если оценка, выставленная группой, подтверждается, вся группа получает заявленные оценки. Если же оценка оказывается ниже, все заявленные оценки снижаются на один балл. Цель работы: рассмотреть взаимодействие веществ с продуктами гидролиза. Реактивы и оборудование: алюминий (гранулы), оксид меди (II), твёрдый карбонат кальция, 10 %-ые растворы: карбоната натрия, хлорида железа (III), сульфата алюминия, концентрированный раствор хлорида железа (III); пробирки, спиртовка, спички. Ход работы: Учащиеся получают задание: выполнить 5 опытов. Опыт 1. Поместить гранулу алюминия в раствор карбоната натрия и нагреть реакционную смесь. Опыт 2. Поместить гранулу алюминия в раствор хлорида железа(III) и нагреть реакционную смесь. Опыт 3. Поместить в концентрированный раствор хлорида железа(III) кусочек карбоната кальция. Опыт 4. Поместить в раствор сульфата алюминия немного (на кончике шпателя) оксида меди(II) и нагреть смесь. Опыт 5. Учащимся предлагается более сложное задание. УЧИТЕЛЬ. Вы знаете, что металлы, основные оксиды и нерастворимые соли могут взаимодействовать с растворами средних солей, хотя на первый взгляд это противоречит теоретическим представлениям. Подумайте, какую еще необычную для средних солей реакцию можно провести. Проведите ее и объясните наблюдаемые явления (о п ы т 5). Учитель предлагает проанализировать продукты реакции, объяснить происходящие явления, написать уравнения соответствующих реакций. Обсуждение результатов эксперимента Опыт 1. Соль Na2CO3 в растворе подвергается гидролизу по аниону: CO32– + H2O <=>HCO3– + OH–, Na2CO3 + Н2O <=>NaHCO3 + NaOH. (1) Амфотерный оксид алюминия, образующий защитную пленку на поверхности алюминия, взаимодействует со щелочью, полученной по уравнению (1): Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Al(OH)4]. (2) Алюминий, лишенный оксидной пленки, взаимодействует с водой: 2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 ↓ + 3H2  . (3)Гидроксид алюминия, образовавшийся в реакции (3), взаимодействует с гидроксидом натрия, полученным по реакции (1), т.к. Al(OH)3 – амфотерный гидроксид: Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4], (4) Al(OH)3 + OH– = [Al(OH)4]–. Поскольку гидроксид-ионы связываются гидроксидом алюминия, равновесие гидролиза (1) смещается вправо, идет вторая ступень гидролиза: HCO3– + H2O <=>OH– + H2CO3 (H2O + CO2 ),NaHCO3 + H2O <=>NaOH + H2CO3 (H2O + CO2 ). (5)В ходе эксперимента учащиеся наблюдают выделение газов, которые представляют собой смесь водорода и углекислого газа. Кроме того, наблюдается выпадение осадка. Если раствор карбоната натрия был разбавленным и взят не в избытке, то этот осадок не растворяется до конца. Поэтому есть возможность проанализировать этот осадок. Учащиеся предполагают, что в осадке Al2(CO3)3. Однако при добавлении кислоты к осадку, промытому от раствора Na2CO3, углекислый газ не выделяется. Надо догадаться, что осадок – Al(OH)3. Гидроксид алюминия – амфотерный, он должен взаимодействовать и с кислотами, и со щелочами. При экспериментальной проверке, действительно, осадок растворяется и в соляной кислоте, и в растворе гидроксида калия: Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O, Al(OH)3 + 3H+ = Al3+ + 3H2O; Al(OH)3 + KOH = K[Al(OH)4], Al(OH)3 + OH– = [Al(OH)4]–. Мы считаем, что не следует писать суммарное уравнение реакции алюминия с карбонатом натрия. Достаточно обсудить процессы, которые идут в исследуемой системе, описанные уравнениями реакций (1–5). Опыт 2. Алюминий реагирует с раствором хлорида железа(III). Во-первых, алюминий более активный металл, чем железо, поэтому алюминий вытесняет железо из раствора его соли: Al + FeCl3 = AlCl3 + Fe. В осадке можно обнаружить частички железа, например, с помощью магнита. Кроме того, было замечено выделение газа, и в осадке наряду с частицами железа обнаружены бурые частицы другого вещества. Анализ газа (характерный хлопок при поджигании) показал, что этот газ – водород. Логично предположить, что хлорид железа(III) подвергается гидролизу по катиону: Fe3+ + H2O <=>FeOH2+ + H+, FeCl3 + H2O <=>FeOHCl2 + HCl. (1) Получившаяся в результате реакции (1) кислота взаимодействует с алюминием и с образующимся железом с выделением водорода: 2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2  , (2)2Al + 6H+ = 2Al3+ + 3H2 ;Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 , (3)Fe + 2H+ = Fe2+ + H2 .Алюминий и железо связывают ионы H+, равновесие гидролиза смещается в сторону его продуктов, гидролиз идет по 2-й и 3-й ступеням: FeOH2+ + H2O <=>Fe(OH)2+ +H+, FeOHCl2 + H2O <=>Fe(OH)2Cl + HCl; Fe(OH)2+ + H2O <=>Fe(OH)3↓ + H+, Fe(OH)2Cl + H2O <=>Fe(OH)3↓ + HCl. Следовательно, бурые частицы осадка – это гидроксид железа(III), не растворимый в воде и щелочах, но растворимый в кислотах. Это можно проверить экспериментально: 2Fe(OH)3 + 3H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 6H2O, Fe(OH)3 + 3H+ = Fe3+ + 3H2O. В растворе щелочи осадок Fe(OH)3 не растворяется. Опыт 3. Учащиеся знают, что нерастворимые соли (СaCO3) не должны взаимодействовать с другими солями. Однако в системе FeСl3 + CaCO3 они наблюдают бурное выделение газа и выпадение бурого осадка. Для выяснения, какой это газ, в реакционную пробирку вносят горящую лучину, она гаснет. Следовательно, выделяющийся газ – CO2. Анализ осадка проводят аналогично опыту 2. Итак, при взаимодействии FeCl3 c CaCO3 образовались углекислый газ и гидроксид железа(III). Учащиеся объясняют, что образовавшаяся при гидролизе FeCl3 соляная кислота реагирует с CaCO3: FeCl3 + H2O <=>FeOHCl2 + HCl, Fe3+ + H2O <=>FeOH2+ + H+; 2HCl + CaCO3 = CaCl2 + H2O + CO2 ,2H+ + CaCO3 = Ca2+ + H2O + CO2 .Поскольку ионы H+ реагируют с CaCO3, то гидролиз FeCl3 идет по 2-й и 3-й ступеням: FeOH2+ + H2O <=>Fe(OH)2+ + H+, Fe(OH)2+ + H2O <=>Fe(OH)3 + H+. Опыт 4. Учащиеся замечают изменение окраски раствора. Бесцветный раствор становится голубым, что явно свидетельствует о появлении в растворе гидратированных ионов меди Cu2+. Как это объяснить, если известно, что средние соли не реагируют с основными оксидами? Сульфат алюминия гидролизуется по катиону: Al3+ + H2O <=>AlOH2+ + H+, Al2(SO4)3 + 2H2O <=>2AlOHSO4 + H2SO4; AlOH2+ + H2O <=>Al(OH)2+ + H+, 2AlOHSO4 + 2H2O <=> (Al(OH)2)2SO4 + H2SO4. Образующаяся серная кислота при нагревании взаимодействует с оксидом меди(II). Ионы Cu2+ переходят в раствор и придают ему голубую окраску. CuO + H2SO4 = СuSO4 + H2O, CuO + 2H+ = Сu2+ + H2O. Учащиеся анализируют раствор на содержание ионов Cu2+. Для этого прибавляют к фильтрату раствор щелочи, наблюдается выпадение голубого осадка: CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4, Cu2+ + 2OH– = Cu(OH)2↓. Опыт 5. Учащиеся исходят из следующих представлений. При гидролизе соли может образоваться кислота. Кислоты взаимодействуют с металлами, стоящими в ряду активности до водорода, основными оксидами, нерастворимыми солями (если при этом образуется газ), нерастворимыми основаниями и амфотерными гидроксидами. Первые три случая рассмотрены выше (см. опыты 2–4), следовательно, можно предположить, что растворы солей, гидролизующихся по катиону, будут растворять основания и амфотерные гидроксиды. Продукт такого гидролиза – кислота – будет взаимодействовать с основаниями и амфотерными гидроксидами. Например, в растворе Al2(SO4)3 растворится основание Cu(OH)2, а в растворе FeCl3 растворится амфотерный гидроксид Al(OH)3: Al2(SO4)3 + 2H2O <=>2AlOHSO4 + H2SO4, H2SO4 + Cu(OH)2 = CuSO4 + 2H2O; FeCl3 + H2O <=>FeOHCl2 + HCl, 3HCl + Al(OH)3 = AlCl3 + 3H2O. Учащиеся проводят эти реакции, доказывая, что их гипотеза верна: Cu(OH)2 растворяется в растворе сульфата алюминия, а Al(OH)3 растворяется в растворе хлорида железа(III). Можно показать такой «фокус». Нерастворимое основание Fe(OH)3 взаимодействует с раствором FeCl3, осадок растворяется: FeCl3 + H2O <=>FeOHCl2 + HCl, Fe(OH)3 + 2HCl = FeОНCl2 + 2H2O. (Советуем учителю заранее подобрать нужные концентрации растворов, чтобы ожидаемые эффекты реакций, которые будут проводить учащиеся и сам учитель, наблюдались.) Вывод. Если к раствору соли, подвергающейся гидролизу, добавить вещество, способное взаимодействовать с кислотами или щелочами, то это вещество взаимодействует с продуктами гидролиза – кислотами или щелочами. Занятие № 8. Тема «Гидролиз солей» Предлагаемая форма проведения проблемного эксперимента может быть осуществлена на уроке, в классе с углубленным изучением химии или на факультативном занятии. Работу можно провести в парах учащихся, а обсуждение ведется в форме эвристической беседы. Возможно также выполнение эксперимента в группах, с последующей защитой каждого опыта. Цель работы: изучение совместного гидролиза солей Реактивы и оборудование: 20%-ые растворы: карбоната натрия, нитрата бария, сульфата алюминия, хлорида бария, хлорида алюминия, сульфата меди (II), хлорида железа(III); пробирки. Ход работы: Учащиеся получают задание – выполнить 5 опытов. Опыт 1. К раствору карбоната натрия добавить раствор нитрата бария. Описать наблюдаемые явления, объяснить их, написать уравнение происходящей реакции в молекулярной, полной и сокращенной ионных формах. Проанализировать полученные вещества. Опыт 2. К раствору сульфата алюминия добавить раствор хлорида бария. Описать наблюдаемые явления, объяснить их, написать уравнение происходящей реакции в молекулярной, полной и сокращенной ионных формах. Проанализировать полученные вещества. Опыт 3. К раствору карбоната натрия добавить раствор хлорида алюминия. Описать наблюдаемые явления, объяснить их, написать уравнение происходящей реакции в молекулярной, полной и сокращенной ионных формах. Проанализировать полученные вещества. Опыт 4. К раствору сульфата меди (II) добавить раствор карбоната натрия. Описать наблюдаемые явления, объяснить их, написать уравнение происходящей реакции в молекулярной, полной и сокращенной ионных формах. Проанализировать полученные вещества. Опыт 5. К раствору хлорида железа (III) добавить раствор карбоната натрия. Описать наблюдаемые явления, объяснить их, написать уравнение происходящей реакции в молекулярной, полной и сокращенной ионных формах. Проанализировать полученные вещества. Обсуждение результатов эксперимента Опыты 1 и 2. Первые два опыта не вызывают у детей удивления, это обычные обменные реакции. Учащиеся фиксируют выпадение осадков, записывают уравнения реакций в молекулярной, полной и сокращенной ионных формах. Опыт 3. Смешав растворы хлорида алюминия и карбоната натрия, учащиеся наблюдают выделение газа и выпадение осадка. Если предположить, что идет реакция обмена, то газа быть не должно. Внесение в реакционный сосуд горящей лучины и ее угасание служит доказательством того, что образуется углекислый газ. Учащиеся полагают, что выпадающий осадок – карбонат алюминия. Чтобы определить состав осадка, они добавляют к промытому от исходного карбоната натрия осадку соляную кислоту. Газ при этом не образуется, осадок же растворяется. Если к осадку добавить раствор щелочи, то осадок тоже растворяется. Следовательно, осадок – гидроксид алюминия. В ходе дискуссии учащиеся приходят к объяснению этого процесса. Хлорид алюминия гидролизуется по катиону: Al3+ + H2O <=>AlOH2+ + H+, (1) AlOH2+ + H2O <=>Al(OH)2+ + H+. Карбонат натрия гидролизуется по аниону: CO32– + H2O <=>HCO3– + OH–. (2) Ионы H+ и OH– связываются в молекулы воды, их концентрация понижается, равновесие реакций гидролиза (1) и (2) смещается в сторону продуктов реакций. Идут и последние ступени реакций гидролиза: Al(OH)2+ + H2O <=>Al(OH)3↓ + H+, HCO3– + H2O <=>OH– + H2CO3 (H2O + CO2 ).Суммарное уравнение реакции совместного гидролиза имеет вид: 2AlCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Al(OH)3↓ + 3CO2 + 6NaCl.Опыт 4. Учащиеся приливают раствор карбоната натрия к раствору сульфата меди(II). После проведения опыта 3 их уже не удивляет выделение газа, не поддерживающего горение. Они предполагают, что осадок – CuCO3 или Сu(OH)2. В таблице растворимости кислот, солей и оснований в воде указано, что соединение CuCO3 в водном растворе не существует. Учащиеся делают вывод, что осадок – это гидроксид меди(II). Смущает только цвет осадка бирюзовый. Учитель просит получить гидроксид меди(II) взаимодействием сульфата меди(II) и гидроксида натрия. Выпавший осадок имеет голубой цвет. Учащиеся предполагают, что осадок, полученный при взаимодействии растворов CuSO4 и Na2CO3, это основная соль (СuOH)2CO3. Однако учитель может показать образец гидроксокарбоната меди(II), который имеет зеленый цвет. Учащиеся делают вывод, что осадок, полученный при взаимодействии CuSO4 и Na2CO3, – это смесь голубого Сu(OH)2 и зеленого (СuOH)2CO3. Процесс можно описать следующими уравнениями реакций: 2CuSO4 + 2Na2CO3 + H2O = (СuOH)2CO3 + CO2  + 2Na2SO4,CuSO4 + Na2CO3 + H2O = Сu(OH)2 ↓+ CO2 + Na2SO4.Опыт 5. В реакции солей FeCl3 и Na2CO3 учащиеся наблюдают выпадение бурого осадка и выделение газа, не поддерживающего горение. Довольно быстро они делают вывод, что совместный гидролиз хлорида железа, гидролизующегося по катиону, и карбоната натрия, гидролизующегося по аниону, приводит к гидроксиду железа(III) и оксиду углерода(IV). Эти вещества являются продуктами последних ступеней гидролиза исходных солей: 2FeCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Fe(OH)3↓ + 3CO2 + 6NaCl,2Fe3+ + 3CO32– + 3H2O = 2Fe(OH)3↓ + 3CO2 .Занятие 9. Амфотерные соединения Приведённые ниже опыты проводились при объяснении нового материала в изучении темы «Амфотерные оксиды и гидроксиды» у учеников 9-х классов (см. тематическое планирование для 9 класса, урок 3). Использовался теоретический материал учебника 9 класса О. С. Габриеляна Химия-9 [10], методическое пособие для учителя [9], настольная книга для учителя [6], рабочая тетрадь [11]. Цель работы: используя проблемный эксперимент, дать понятие об амфотерности оксидов и гидроксидов металлов и особенностях их химических свойств. Форма проведения эксперимента: фронтальная (демонстрационный эксперимент) Оборудование и реактивы: Ход работы: Проведение работы начинают с эвристической беседы. Учитель: приведите классификацию простых веществ, оксидов, гидроксидов. Ученик: простые вещества: металлы и неметаллы; оксиды: оксиды неметаллов (кислотные) и оксиды металлов (основные); гидроксиды: гидроксиды металлов и кислородсодержащие кислоты (гидроксиды неметаллов). Учитель: предложите соответствующие друг другу химические формулы представителей простых веществ, оксидов и гидроксидов (для дальнейшего обсуждения учитель выбирает те соединения, которые необходимы ему для работы) Ученик: простые вещества: металлы – Na, Ca, Zn, Fe, Al, Cr; неметаллы: S, O2, N2, Cl2; оксиды: основные – Na2О, CaО, ZnО, FeО, Fe2О3, Al2О3, Cr2О3, CrО; кислотые – SО3, SО2, N2О5, Cl2О7; гидроксиды: металлов – NaОН, Ca(ОН)2, Zn(ОН)2, Fe(ОН)2, Fe(ОН)3, Al(ОН)3, Cr(ОН)2, Cr(ОН)3 ; неметаллов – Н2SО4, Н2SО3, НNО3, НClО4, HCl. Учитель: составьте возможные уравнения реакций между веществами: Ca, Zn, Al; CaО, ZnО, Al2О3; SО3; Ca(ОН)2, Zn(ОН)2, Al(ОН)3, Н2SО4 Ученик: Са + SО3→ ; Са + Н2SО4→ ; Zn + SО3→ ; Zn + Н2SО4→ ; Al + SО3→ ; Al + Н2SО4→ ; и т.д. Учитель: учитель все предложенные вами реакции вписываются в правило, что вещества металлической природы реагируют с веществами неметаллической природы. Получим некоторые из этих гидроксидов и подтвердим это утверждение реакциями с мерной кислотой. Опыт 1. Получение гидроксида кальция и опыты с ним Учитель получает гидроксид кальция взаимодействием хлорид кальция, приливая по каплям гидроксид натрия, обращая внимание при этом, что избыток щёлочи приводит к увеличению объёма осадка. Затем проводит реакцию полученного осадка с раствором серной кислоты. Учащиеся записывают уравнения. Ученик: СaCl2 + 2NaOH → Ca(ОН)2 ↓+ 2NaCl; Ca(ОН)2 ↓+ Н2SО4 → CaSО4 + 2Н2О; Ca(ОН)2 ↓+ NaOH ≠ Опыт 2. Получение гидроксида цинка и гидроксида алюминия и опыты с ними Учитель получает гидроксид цинка взаимодействием хлорид цинка, приливая по каплям гидроксид натрия, обращая внимание на получаемый осадок, затем учитель целенаправленно приливает избыток щелочи. Ученик: осадок растворился. Уравнение реакции получения гидроксида цинка: ZnCl2 + 2NaOH → Zn(ОН)2 ↓+ 2NaCl; Учитель: проведём реакцию получения гидроксида алюминия: учитель получает гидроксид алюминия взаимодействием хлорид алюминия, приливая по каплям гидроксид натрия, обращая внимание на получаемый осадок. Ученик: предлагает приливать щёлочь осторожно, чтобы провести реакцию с серной кислотой, подтвердив их предположение. Составляет уравнение реакции получения гидроксида алюминия: AlCl3 + 3NaOH → Al(ОН)3 ↓+ 3NaCl Учитель: во время из беседы приливает избыток щелочи, что опять приводит к растворению осадка гидроксида алюминия. О чём говорит признак растворение осадка в других ранее изученных процессах? Ученик: следовательно, происходит химическая реакция Учитель: добавление какого вещества приводит к растворению осадка гидроксидов цинка и алюминия Ученик: гидроксида натрия Учитель: ранее мы не встречались с подобными реакциями при которых гидроксид металла реагирует с гидроксидом другого металла. Составим уравнение реакции, с получением комплексной соли (дать только понятие о комплексных солях): Zn(ОН)2 ↓+ 2NaOH → Na2[Zn(ОН)4] (раствор) Al(ОН)3 ↓+ NaOH → Na[Al(ОН)4] (раствор) Учитель: постараемся получить эти гидроксиды аккуратно, по каплям добавляя гидроксид натрия. Мы ещё не подтвердили ранее изученное свойство: способность гидроксидов металлов реагировать с кислотами. Вероятно, что если гидроксиды цинка и алюминия способны реагировать со щелочами, то они не реагируют с кислотами? Учитель проводит реакцию гидроксидов цинка и алюминия с серной кислотой. Ученик: осадки растворились. Zn(ОН)2 ↓+ Н2SО4 → ZnSО4 + 2Н2О; 2Al(ОН)3 ↓+ 3Н2SО4 → Al2(SО4)3 + 6Н2О Учитель: такая способность гидрокисидов цинка и алюминия взаимодействовать и с растворами кислот и с растворами щелочей, характерна и для их оксидов и алюминия и цинка – простых веществ. Это свойство амфотерность. Записывают определение в тетрадь. Учитель: проанализируем результаты других опытов: Опыт 3. Получение гидроксида хрома (II) и (III) и изучение их свойств Учитель получает гидроксид хрома (II) взаимодействием хлорида хрома (II), приливая по каплям гидроксид натрия, обращая внимание при этом, что избыток щёлочи приводит к увеличению объёма осадка. Затем проводит реакцию полученного осадка с раствором серной кислоты. Учащиеся записывают уравнения. Ученик: CrCl2 + 2NaOH → Cr(ОН)2 ↓+ 2NaCl; Cr(ОН)2 ↓+ Н2SО4 → CrSО4 + 2Н2О; Cr(ОН)2 ↓+ NaOH ≠ Учитель получает гидроксид хрома (III) взаимодействием хлорида хрома (III) и по каплям приливаемого гидроксида натрия. Учитель обращает внимание на получаемый осадок, затем учитель пробует прилить избыток щелочи. Ученик: осадок растворился. Уравнение реакции получения гидроксида хрома (III): CrCl3 + 3NaOH → Cr(ОН)3 ↓+ 3NaCl; Учитель: таким образом, гидроксид хрома (II) ведёт себя в растворе так же как гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов, т.е. обладает основными свойствами. А гидроксид хрома (III) проявляет амфотерные свойства. Сr(ОН)3 ↓+ 3NaOH → Na3[Cr(ОН)6] (раствор) Опыт 4. Получение гидроксида железа (II) и (III) и изучение их свойств Учитель получает гидроксид железа (II) взаимодействием хлорид железа (II), приливая по каплям гидроксид натрия, обращая при этом внимание, что избыток щёлочи приводит к увеличению объёма осадка. Затем проводит реакцию полученного осадка с раствором серной кислоты. Учащиеся записывают уравнения. Ученик: FeCl2 + 2NaOH → Fe(ОН)2 ↓+ 2NaCl; Fe(ОН)2 ↓+ Н2SО4 → FeSО4 + 2Н2О; Fe(ОН)2 ↓+ NaOH ≠ Учитель получает гидроксид железа (III) взаимодействием хлорид железа (III), приливая по каплям гидроксид натрия, обращая внимание на получаемый осадок, затем учитель целенаправленно приливает избыток щелочи. Ученик: осадок не растворился. Вероятно и гидроксид железа (II) и гидроксид железа (III) проявляют основные свойства. Уравнение реакции получения гидроксида цинка: FeCl3 + 3NaOH → Fe(ОН)3 ↓+ 3NaCl; Учитель: проверим ваше предположение, несколько изменив условия реакции: прильём к свежеприготовленному гидроксиду железа (III) горячей концентрированной щелочи. Ученик: осадок растворяется Учитель: таким образом, гидроксид железа (III) так же амфотерен, но проявляет это свойство при более жёстких условиях. Таким образом, к соединениям, проявляющим амфотерные свойства относятся: цинк, оксид цинка, гидроксид цинка, алюминий, оксид алюминия, гидроксид алюминия, оксид и гидроксид хрома (III), оксид и гидроксид железа (III). Кроме того, амфотерными являются оксид и гидроксид олова (II) и оксид и гидроксид свинца (II). Каково место положения всех названных элементов в таблице и к каким элементам (s, p, d, f) они относятся. Оформим в виде таблицы:
|