РЕШАЕМ ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНЫЕ ЗАДАЧИ ПО ХИМИИ Жукова Н.И.,Арсентьева А.С.

Дальневосточный федеральный университет, Школа педагогики


Номер: 9-
Год: 2014
Страницы: 286-292
Журнал: Актуальные проблемы гуманитарных и естественных наук

Ключевые слова

экспериментальные задачи, химический эксперимент, реактивы и оборудование, формулы химических веществ, уравнение реакции, experimental tasks, chemical experiment, reagents and equipment, sorts chemical formula, reaction equation

Просмотр статьи

⛔️ (обновите страницу, если статья не отобразилась)

Аннотация к статье

Работа посвящена методике решения экспериментальных задач по химии в школе. Приводятся примеры различных исследовательских заданий, решение которых позволит учащимся закрепить умения решать качественные и экспериментальные химические задачи, формировать исследовательские навыки, составлять алгоритм деятельности, анализировать и делать выводы.

Текст научной статьи

Наряду с расчётными экспериментальные задачи являются обязательными в курсе химии средней школы. Экспериментальные задачи, прежде всего, предусматривают выполнение химического эксперимента и поэтому требуют определённых элементарных навыков и умений в обращении с химической посудой и реактивами. Для повышения осознанности теоретических знаний учащихся необходимо формировать у них личностный смысл познания [1]. Важно научить школьников своими руками выполнять опыты. Цель настоящей работы - показать методические приемы формирования умения решать экспериментальные задачи. Решение экспериментальных задач начинается с прочтения и анализа условия задачи. Учащимся предлагается записать в тетради основные этапы выполнении экспериментальной задачи. Выбрать оптимальный вариант решения задачи. Составить план решения задачи, записать необходимые уравнения реакций. После теоретического решения задачи учащиеся приступают к практической части задачи. Подбирают необходимые реактивы и оборудование, собирают установку, проводят реакции и соответствующие наблюдения, получают нужный результат. Проверяют правильность решения и составляют отчет. В процессе решения экспериментальных задач учащиеся глубже вникают в суть химических явлений и законов, знакомятся со свойствами веществ, сравнивают свойства соединений разных классов, совершенствуют навыки работы с химическим оборудованием и химическими веществами, анализируют, развивают умения проводить эксперимент и работать самостоятельно, находить причинно - следственные связи. Рассмотрим на конкретных примерах методику выполнения различных экспериментальных задач [2]. Задача 1. Проведите реакции, подтверждающие качественный состав хлорида бария. Составьте уравнения реакций. Для выполнения заданий такого типа необходимо хорошо знать качественные реакции на катионы и анионы неорганических веществ. Решение. Химическая формула вещества - ВаС12. Следовательно, надо доказать, что хлорид бария содержит катионы Ва2+ и хлорид-ионы СI- 1. Обнаружение катионов бария Ва2+ а) в пробирку налейте 1 - 2 мл раствора хлорида бария ВаС12 и добавьте к нему несколько капель раствора серной кислоты Н2SО4. Сразу же появляется мелкокристаллический осадок сульфата бария белого цвета. Уравнение реакции: ВаС12 + Н2SО4 → ВаSО4↓ + 2HCI молекулярное уравнение Ва2+ +2СI- + 2H+ + SО42- → ВаSО4↓ + 2H++ +2СIполное ионное уравнение Ва2+ + SО42- → ВаSО4↓ сокращённое ионное уравнение Из сокращённого ионного уравнения этой реакции следует, что вместо раствора Н2SО4 можно использовать раствор сульфата (например, Na2SО4, ZnSО4 и др.); б) прокалите платиновую (нихромовую) проволоку в пламени газовой горелки или спиртовки. Затем охладите её, опустите в раствор хлорида бария и внесите в бесцветное пламя горелки. Пламя окрашивается в зелёный цвет. 2. Обнаружение хлорид-ионов СI- В пробирку налейте 1-2 мл раствора хлорида бария ВаС12 и добавьте к нему несколько капель раствора нитрата серебра АgNO3. Наблюдается выпадение белого творожистого осадка AgCI. Уравнение реакции: ВаС12 + 2АgNO3 → 2AgCI↓ +Ва(NO3)2 молекулярное уравнение Ва2+ + 2СI- +2Аg+ + 2 NO3- → 2AgCI↓+Ва2+ +2NO3полное ионное уравнение Аg+ + СI- → AgCI↓ сокращённое ионное уравнение Задача 2. Выданы три пробирки с растворами следующих веществ: а) гидроксида натрия; б) хлорида натрия; в) сульфата натрия. С помощью характерных реакций определите каждое из веществ. Напишите соответствующие уравнения реакций. Для определения с помощью характерных реакций каждого из трёх предложенных неорганических веществ, прежде всего, необходимо обратить внимание на природу указанных веществ, к каким классам неорганических соединений они относятся: основаниям, кислотам, солям. Если это соли, то обращается внимание на то, какими основаниями и кислотами они образованы. Затем предлагается схема анализа. Она должна быть простой, с минимальным количеством операций и использованием наиболее доступных реактивов. Решение. Химическая природа веществ: гидроксид натрия NaОН - основание (щёлочь); хлорид натрия NaCI - соль соляной кислоты, образована сильным основанием и сильной кислотой, значит не подвергается гидролизу; сульфат натрия Na2SO4 - соль серной кислоты, образована сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергается. Все три вещества - соединения натрия, поэтому качественными реакциями на ион натрия их определить невозможно. Следовательно, используем качественные реакции на анионы. 1. Определение гидроксида натрия NаОН а) в пробирке помещают пробы выданных веществ (1-2 мл) и добавляют к каждой из них 2-3 капли фенолфталеина. В пробирке с раствором гидроксида натрия NаОН появляется малиновое окрашивание, обусловленное наличием гидроксид-ионов ОН-: NaOH ↔ Na+ + OHб) к каждой пробе выданных веществ добавляют лакмус. В пробирке со щёлочью NаОН лакмус окрашивается в синий цвет. 2. Определение сульфата натрия Na2SO4 Из оставшихся двух пробирок берут новые пробы веществ и к каждой из них добавляют по 5-6 капель раствора хлорида бария. В пробирке с сульфатом натрия появляется белый кристаллический осадок сульфата бария ВаSО4. ВаС12 + Н2SО4 → ВаSО4↓ + 2HCI молекулярное уравнение Ва2+ +2СI- + 2H+ + SО42- → ВаSО4↓ + 2H++ +2СIполное ионное уравнение Ва2+ + SО42- → ВаSО4↓ сокращённое ионное уравнение 3. Определение хлорида натрия NaCI Поскольку два вещества определены, то в оставшейся пробирке будет раствор NaCI, что подтверждается реакцией с раствором нитрата серебра. При этом образуется белый творожистый осадок хлорида серебра AgCI, нерастворимый в азотной кислоте. NaС1 + АgNO3 → AgCI↓ +NaNO3 молекулярное уравнение Na+ + СI- +Аg+ + NO3- → AgCI↓ + Na+ +NO3полное ионное уравнение Аg+ + СI- → AgCI↓ сокращённое ионное уравнение Задача 3. Получите амфотерный гидроксид и выполните реакции, характеризующие его свойства. Составьте уравнения соответствующих реакций. Гидроксиды, проявляющие как основные, так и кислотные свойства, называются амфотерными. К ним относятся гидроксиды алюминия, цинка, хрома, свинца и других металлов. Они, как правило, нерастворимы в воде и выпадают в осадок в момент получения. Характерными свойствами амфотерных гидроксидов является взаимодействие их как с кислотами, так и с основаниями (щелочами) с образованием соли и воды. Решение. Приводим два варианта решения этой экспериментальной задачи. 1. Получение гидроксида алюминия В пробирку помещают 2-3 мл раствора хлорида алюминия (можно использовать нитрат или сульфат алюминия) и осторожно по каплям добавляют к нему раствор щелочи до выпадения студенистого осадка гидроксида алюминия АI(ОН)3. AICI3 + 3КОН → АI(ОН)3↓ + 3КСI AI3+ + 3CI- + 3K+ + 3OH- → АI(ОН)3 + 3К+ + 3СI- AI3+ + 3OH- → АI(ОН)3 Полученный осадок делят на две части для следующих опытов. Реакции, характеризующие свойства гидроксида алюминия: а) взаимодействие с кислотами. В одну из пробирок с полученным осадком гидроксида алюминия добавляют раствор соляной кислоты (можно использовать растворы серной, азотной кислот). Осадок растворяется, гидроксид алюминия проявляет в реакциях с кислотами свойства оснований. АI(ОН)3 + 3HCI → AICI3 + 3H2O АI(ОН)3 + 3H+ + CI-→ АI3+ + 3CI- + 3H2O АI(ОН)3 + 3H+→ АI3+ + 3H2O б) взаимодействие с основаниями (щелочами). Во вторую пробирку с осадком гидроксида алюминия добавляют избыток раствора щелочи (NаОН или КОН). Осадок растворяется, гидроксид алюминия проявляет в реакциях со щелочами свойства кислот. АI(ОН)3 + NаОН → Na[АI(ОН)4] АI(ОН)3 + Nа+ + ОН- → Na+ + [АI(ОН)4]- АI(ОН)3 + ОН- → [АI(ОН)4]- Результатом реакции является образование солей-алюминатов, в данном случае образуется тетрагидроксоалюминат натрия. 2. Получение гидроксида цинка В пробирку помещают 2-3 мл раствора хлорида цинка и осторожно по каплям добавляют к нему раствор щелочи до выпадения студенистого осадка гидроксида цинка Zn(OH)2. ZnCI2 + 2NаОН → Zn(OH)2↓ + 2NаСI Zn2+ + 2CI- + 2Nа+ + 2ОН → Zn2+ + 2OH- + 2Nа+ + СI- Zn2+ + 2ОН → Zn(OH)2 Полученный осадок делят на две части для следующих опытов; Реакции, характеризующие свойства гидроксида цинка: а) взаимодействие с кислотами. В пробирку с осадком гидроксида цинка добавляют раствор серной кислоты. Осадок растворяется. При взаимодействии с кислотами гидроксид цинка проявляет свойства оснований. Zn(OH)2 + Н2SO4 → Zn SO4 +2Н2О Zn(OH)2 + 2Н+ + SO42- → Zn2+ + SO42- +2Н2О Zn(OH)2 + 2Н+ → Zn2+ +2Н2О б) взаимодействие со щелочами. Во вторую пробирку с гидроксидом цинка добавляют избыток раствора гидроксида натрия. Осадок растворяется. При взаимодействии со щелочами гидроксид цинка ведёт себя как кислота, проявляя кислотные свойства. Zn(OH)2 + 2NаОН → Na2[Zn(ОН)4] Zn(ОН)2 + 2Nа+ + 2ОН- → Na+ + [Zn(ОН)4]2- Zn(ОН)2 + 2ОН- → [Zn(ОН)4]2- В результате образуется соль - тетрагидроксоцинкат натрия. Задача 4. Испытайте индикаторами растворы следующих солей: а) карбонат аммония; б) ацетат аммония; в) сульфит аммония. Объясните результаты испытаний и оформите в таблицу. Выполнение заданий такого типа связано со знанием темы «Гидролиз». Гидролиз солей - это реакции ионного обмена между солью и водой, приводящие к разложению соли. При гидролизе с водой реагируют составные части соли, то есть ионы (катионы металлов и анионы кислоты), из которых соль состоит. Поэтому начальной стадией гидролиза является процесс диссоциации соли на составные ионы. Эти ионы в дальнейшем и будут взаимодействовать с молекулами воды, связываясь либо с ионами водорода H+, освобождая при этом ионы ОН- и обусловливая щелочную реакцию среды, либо с гидроксид-ионами ОН- , освобождая при этом ионы Н+ и обусловливая кислую реакцию среды. Решение. Нетрудно заметить, что указанные соли (NН4)2СО3, NН4СН3СОО, (NН4)2SО3 образованы слабым основанием NН4OH и слабыми кислотами: угольной H2СО3 уксусной СН3СООН и сернистой Н2SО3 соответственно. Они будут подвергаться гидролизу, и гидролиз будет происходить как по катиону NН4+ , так и по анионам СН3СОО-, СО32-, SО32-. Окраска индикаторов будет зависеть от реакции среды растворов этих солей, которая в свою очередь будет определяться силой основания и кислоты, образующихся при гидролизе. Реакцию среды будет определять более сильный электролит, а это можно выяснить, сравнивая их константы диссоциации (К), значения которых можно найти в химическом справочнике. а) Карбонат аммония, (NН4)2СО3. В растворе эта соль находится в виде ионов, благодаря диссоциации: (NН4)2СО3 ↔ 2NН4+ + СО32- Гидролиз пойдёт как по катиону NН4+, так и по аниону СО32-: NН4+ + HOH → NH4OH + H+ СО32- + HOH → HCO3- + OH- Реакция среды будет зависеть от того, каких ионов - H+ или ОН- - будет больше в растворе, а для этого сравниваем константы диссоциации основания NН4ОН и кислоты Н2СО3. Из справочника находим, что K (NН4OH) = 1,8∙10-5, K (H2СО3) = 4,5-10-7. Из этого следует, что основание NН4OH является более сильным электролитом, чем кислота Н2СО3 (его константа диссоциации намного больше), поэтому реакция среды будет щелочной. (NН4)2СО3 +HOH → NH4HCO3 + NH4OH б) ацетат аммония, NH4CH3COO. В растворе соль диссоциирует на ионы: NH4CH3COO ↔ NH4+ + CH3COO- Гидролиз пойдёт как по катиону, так и по аниону: NH4+ + HOH ↔ NH4OH + H+ CH3COO- + HOH ↔ CH3COOH +OH- Сравниваем константы диссоциации основания NH4OH K (NН4OH) = 1,8∙10-5 и кислоты CH3COOH K (CH3COOH) = 1,8∙10-5 они равны между собой, следовательно, концентрации ионов Н+ и ОН- в растворе этой соли будут одинаковы. Поэтому реакция среды раствора этой соли будет нейтральной, и индикаторы не изменят окраски. в) сульфит аммония, (NH4)2SO3 В растворе соль подвергается распаду на ионы: (NH4)2SO3 ↔ 2 NH4+ + SO32- Гидролиз пойдёт с участием и катионов, и анионов: NH4+ + HOH ↔ NH4OH + H+ SО32- + HOH → HSO3- + OH- Находим в справочнике константы диссоциации основания NH4OH K (NН4OH) = 1,8∙10-5 и кислоты H2SO3 K (H2SO3) = 1,3∙10-2. Сравнивая их между собой, отмечаем, что сернистая кислота более сильный электролит, чем гидроксид аммония, следовательно, реакция среды раствора этой соли будет кислой, лакмус окрасится в красный цвет, а фенолфталеин не изменит окраски. Сведем полученные экспериментальные данные в таблицу: № п/п Растворы солей Окраска индикаторов лакмуса фенолфталеина 1. Карбонат аммония, (NН4)2СО3 синяя малиновая 2. Ацетат аммония, NН4СН3СОО окраска не изменяется окраска не изменяется 3. Сульфит аммония (NН4)2SО3 красная окраска не изменяется Задача 5. Проведите реакции, характеризующие химические свойства фенола. Составьте уравнения соответствующих реакций. Выполнение заданий на определение органических веществ, требует знания их качественных реакций. Следует обращать внимание на физические свойства предложенных веществ. Решение. Фенол малорастворимое в холодной воде вещество, водный раствор его представляет взвесь. 1. Взаимодействие фенола с бромной водой В пробирку помещают 1-2 мл раствора фенола и добавляют к нему 5-6 капель бромной воды. Раствор бромной воды обесцвечивается и выпадает осадок белого цвета. Данная реакция является характерной на фенол. 2. Взаимодействие фенола с хлоридом железа (III). К 1-2 мл водного раствора фенола добавляют 1-2 капли раствора хлорида железа. Смесь окрашивается в фиолетовый цвет. Качественным реактивом на фенол является хлорид железа (III). C6H5OH + FeCl3 → (C6H5O)3Fe + HCl 3.Взаимодействие фенола со щелочью. К 10 каплям разбавленного раствора гидроксида натрия прибавляют две капли фенолфталеина. Обратите внимание на окраску раствора (должен иметь слабо-малиновую окраску). Затем добавляют к нему по каплям раствор фенола до исчезновения окраски. После каждой капли фенола взбалтывают содержимое пробирки. Фенол обладает кислотными свойствами. Задача 6. Выданы две пробирки: а) с раствором муравьиной кислоты; б) с раствором уксусной кислоты. Определите каждое из веществ. Решение. Поскольку оба вещества одинаково окрашивают индикаторы, их определяют специфическими реакциями. 1. Определение муравьиной кислоты Особенностью муравьиной кислоты является то, что она обладает как свойствами кислот, так и свойствами альдегидов. Поэтому её определяют по реакции с гидроксидом меди и реакции «серебряного зеркала», не характерных для уксусной кислоты. а) К 1-2 мл раствора каждой пробы веществ добавляют 1 мл свежеприготовленного Сu(ОН)2. Смесь нагревают до кипения. В пробирке с муравьиной кислотой появляется кирпично-красный осадок: HCOOH + 2 Cu(OH)2 → CO2 + H2O + Cu2O↓ б) К 1-2 мл раствора каждой пробы веществ добавляют 1 мл раствора нитрата серебра и столько же гидроксида аммония. При нагревании в пробирке с муравьиной кислотой появляется блестящий налёт металлического серебра: HCOOH + [Ag(NH3)2]OH → CO2 + H2O + 2Ag↓ Задачи и упражнения для самостоятельного решения 1. В отдельных пробирках находятся растворы хлорида натрия, карбоната натрия, нитрата серебра и ортофосфорной кислоты. Идентифицируйте каждое вещество с помощью реакций между веществами, содержащимися в пробирках. Составьте уравнения этих реакций. 2. В пробирках находятся растворы фосфата натрия, нитрита калия, сульфата меди, хлорида аммония и хлорида железа (III). Используя качественные реакции, определите, в какой пробирке находится каждое из этих веществ. Напишите соответствующие уравнения реакций. 3. В отдельных пробирках находятся глицерин, ацетальдегид, стирол и этанол. Определите, в какой пробирке находится каждое вещество, основываясь на химических свойствах. Составьте уравнения реакций. В заключении следует отметить, что длительный педагогический эксперимент в школах города Уссурийска и на кафедре естественнонаучного образования ДВФУ выявил доступность и значительное преимущество предлагаемого метода решения экспериментальных задач. В процессе обучения создаются условия формирования у учащихся не только информационной компетентности - способности искать, отбирать, анализировать информацию, но и, прежде всего, химической - способности умением управлять химическими процессами, анализировать химические явления, грамотному обращению с химическими веществами и материалами.

Научные конференции

 

(c) Архив публикаций научного журнала. Полное или частичное копирование материалов сайта возможно только с письменного разрешения администрации, а также с указанием прямой активной ссылки на источник.