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⁺ + SO₄^2-.

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 SO₄^2- 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 ?С 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 влияние катализатора 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 з > 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 Al₂O_3. 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. Тема «Металлы»

Этот опыт проводится на уроке № 21 (см. тематическое планирование 9 класс) по теме «Соединения алюминия».

Цель опыта: изучить химические свойства солей алюминия

Форма проведения опыта: фронтальная (демонстрационный эксперимент).

Реактивы и оборудование: Na, 10 % раствор сульфата (хлорида) алюминия, фенолфталеин; пробирки, кристаллизатор.

Ход опыта:

В кристаллизатор с раствором хлорида алюминия и несколькими каплями фенолфталеина поместить небольшой кусочек натрия.

Наблюдения: выделение пузырьков газа, розово-малиновое окрашивание раствора и осадка белого цвета.

Учитель: натрий - это более активный металл, чем алюминий. Следовательно, натрий должен вытеснять алюминий из растворов его солей по уравнению:

3Na + AlCl₃ > Al + 3NaCl

Проблема: Согласно этому уравнению реакции мы не должны наблюдать выделение газа и осадка белого цвета. Кроме того, ни полученное по нашей схеме вещество NaCl, ни исходное вещество AlCl₃ не имеет щелочной реакции среды (можно для сравнения предложить раствор хлорида натрия и раствор хлорида алюминия с фенолфталеином). То есть, активный металл натрий не вытесняет менее активный алюминий из растворов его солей?

Учащиеся: натрий активно реагирует с водой растворяющей хлорид алюминия по уравнению: 2Na + 2 H₂O > 2 NaOH + H₂^. Таким образом, мы объясняем выделение газа (водорода).

Учитель: как объяснить выделение осадка? Обратимся к таблице растворимости (растворимость исходных и продуктов).

Учащиеся: все исходные вещества и предполагаемые продукты реакции растворимы в воде.

Учитель: какие ионы имеются в предложенном растворе?

Учащиеся: ионы Na⁺, OH-, Al³⁺, Cl-.

Учитель: запишите возможные уравнения реакций взаимодействия между этими ионами:

Учащиеся:

Na⁺ + OH- > NaOH;

Na⁺ + Cl- > NaСl;

Al³⁺+ 3Cl- > AlСl₃;

Al³⁺+ 3OH- > Al(OH)₃v .

Таким образом, все вещества находятся в одной пробирке, следовательно, вступать во взаимодействие могут не только исходные вещества, но и продукты их взаимодействия.

Учитель: запишем оба уравнения и суммируем их:

2Na + 2 H₂O > 2 NaOH + H₂^

3NaOH + AlCl₃ > Al(OH)₃v + 3NaCl

Суммарно: Na + AlCl₃ + H₂O > Al(OH)₃v + NaCl + H₂^

Расставим коэффициенты методом электронного баланса:

Na⁰ + AlCl₃ + H⁺₂O > Al(OH)₃v + Na⁺Cl + H₂⁰ ^

Na⁰ - е- > Na⁺ 2

2 H⁺ + 2 е- > H₂⁰ 1

2Na⁰ + AlCl₃ + H⁺₂O > Al(OH)₃v + 2Na⁺Cl + H₂⁰ ^

Занятие № 5. Тема: Металлы

Приведённые ниже опыты проводятся в 9 классе при изучении темы «Металлы» на уроке № 23 «Генетические ряды Fe²⁺ и Fe³⁺» (см. тематическое планирование 9 класс).

Цель работы: изучить свойства солей железа (III), как окислителей

Форма работы: фронтальная (демонстрационный эксперимент).

Реактивы и оборудование: кристаллический хлорид аммония и хлорид железа (Ш), колба Вюрца, известковая вода, лучинка, склянки Дрекселя, спиртовка, индикаторная бумага.

Опыт 1. Взаимодействие хлорида железа (III) с хлоридом аммония

Хлорид Fe (III) проявляет окислительные свойства по отношению к различным восстановителям. В беседе предшествующей проведению опыта, перед учащимися ставим вопрос: возможно ли химическое взаимодействие между двумя кристаллическими солями хлоридом железа трехвалентного и хлоридом аммония? В поиске ответа на данный вопрос ученики обращаются к таблице растворимости, так как, им известно, что соли взаимодействуют между собой при условии, что они хорошо растворимы, а в результате реакции обмена получается новая нерастворимая соль. В процессе беседы учитель поясняет, что таблицу растворимости в данном случае, при использовании кристаллических вещест, применять нельзя. Таким образом, предварительное обсуждение приводит учащихся к выводу о невозможности химического взаимодействия между указанными веществами.

Далее проводим эксперимент. Он представляет интерес не только для выяснения окислительных свойств хлорида железа (III), но и как способ получения азота в лабораторных условиях.

Ход опыта:

В соответствии с стехиометрическими коэффициентами в уравнении реакции: 6FeCl₃ + 2NH₄Cl = 6FeCl₂ + 8HCl + N₂, учитель готовит смесь кристаллических солей хлорида железа (III) и хлорида аммония. Эту смесь помещают в колбу Вюрца, которую соединяют с двумя склянками Дрекселя, заполненными водой (рис. 1). Промывные склянки необходимы для того, чтобы поглотить выделяющийся в ходе реакции хлороводород. Соблюдая технику безопасности, проводят нагревание. Образовавшийся азот можно собрать в 2-3 пробирки над водой.

Рис. 1. Взаимодействие хлорида железа (III) с хлоридом аммония

Далее проверяем отсутствие примеси хлороводорода, поднеся влажную индикаторную бумагу к отверстию пробирки с азотом. Она не изменяет цвет. Проводим опыт подтверждающий, что собранный газ действительно азот.

а) В первую пробирку с азотом опускаем горящую лучинку она гаснет, не оставляя даже раскаленного уголька.

б) Во вторую - наливаем известковую воду, в отличие от углекислого газа, известковая вода от азота не мутнеет.

Доказав учащимся, что получен азот, отвергаем их мнение о невозможности взаимодействия хлорида железа (III) с хлоридом аммония.

Создается проблемная ситуация. Далее ученики должны выдвинуть свои предположения о роли каждого вещества в данной химической реакции. Анализ состава исходных веществ и результатов опыта приводит к выводу, что хлорид железа (III) выступает в роли окислителя, а соль аммония, имея в своем составе атомы азота в низшей степени окисления (- 3), проявляет восстановительные свойства. Подтверждаем этот вывод и напоминаем учащимся другие примеры проявления данными веществами указанных свойств. Затем предлагаем учащимся самостоятельную работу по составлению уравнения окислительно-восстановительной реакции между хлоридом железа (III) и хлоридом аммония. При составлении уравнения реакции учащиеся должны учесть, что один из продуктов реакции - хлороводород.

6FeCl₃ + 2NH₄Cl = 6FeCl₂ + 8HCl + N₂

Fe³⁺ + e^- Fe²⁺ 6

2N^3- - 6e^- N₂⁰ 1

Опыт 2. Взаимодействие роданида железа (III) с фосфорной кислотой

Этот опыт очень эффектен и может быть использован в процессе эвристической беседы не только при изучении темы «Металлы», но и при рассмотрении качеств реакции на фосфат-ионы. В аналитической химии известна реакция взаимодействия растворимых солей железа (III) с фосфат-ионами, сопровождающаяся образованием желтовато-белого осадка фосфата железа трехвалентного. Этот опыт рекомендуем провести на уроке, как пример качественной реакции на фосфат-ионы и с целью подготовки учащихся к обсуждению проблемного эксперимента.

Учитель: будет ли роданид железа (III) взаимодействовать с фосфорной кислотой?

Ученики: такая реакция невозможна, поскольку эта соль железа - малодиссоциированное соединение, и ионы железа (III), необходимые для образования осадка фосфата железа (III), в растворе отсутствуют.

Реактивы и оборудование: раствор роданида железа (Ш), раствор фосфорной кислоты, пробирки.

Ход опыта:

Для проведения опыта получен роданид железа (III) путем взаимодействия растворимой соли железа (III) с роданидом калия или аммония. Этому процессу соответствует краткое ионное уравнение реакции.

Fe³⁺ + 3SCN^- = Fe(SCN)₃

К винно-красному раствору роданида железа (III) приливаем фосфорную кислоту. Протекает эффектная реакция, сопровождающаяся обесцвечиванием реакционной смеси с одновременным образованием желтовато-белого осадка фосфата железа (III).

Результаты опыта вызывают проблемную ситуацию.

Учитель: роданид железа (III), как и любое малодиссоциирующее соединение, очень плохо, но подвергается диссоциации.

Ученики:

Fe(SCN)₃ <=> Fe³⁺ + 3SCN^-

Учитель: Диссоциация процесс обратимый, следовательно, его равновесие можно сместить, добавив в раствор вещество, способное связывать ионы в соединение с меньшей степенью диссоциации. В данном случае происходит разрушение комплексного соединения роданида железа (III) вследствие образования осадка фосфата железа (III).

Fe(SCN)₃ + PO₄^3- = FePO₄ + 3SCN^-

Занятие № 6. Тема: «Гидролиз солей»

Предложенные ниже опыты рекомендуется проводить при изучении темы «Строение вещества и их свойства» у учащихся 11 классов, обучающихся по учебнику О. С. Габриеляна «Химия-11» на уроке по теме «Гидролиз неорганических веществ» (см. тематическое планирование 10 класс)

Цель работы: получить представления о гидролизе неорганических веществ, используя проблемный эксперимент.

Форма работы: Работа выполняется в группах (4-5 человек) или в парах учащихся.

Оборудование и реактивы: растворы веществ: HCl, HNO₃, H₂SO₄, NaOH, KOH, Ba(OH)₂, NaCl, K₂SO₄, Na₂CO₃, CuSO₄, CuCl₂, Pb(NO₃)₂, FeCl₃, Na₂S, K₂SO₃, CH₃COONa, KBr, NaNO₃, лакмус, фенолфталеин.

Ход опыта:

В подписанные пробирки с предложенными веществами прилить соответствующие индикаторы.

Учащиеся знакомы со свойствами кислот и щелочей изменять окраску индикаторов. Поэтому они быстро проводят соответствующие реакции с кислотами и щелочами и объясняют изменение окраски лакмуса и фенолфталеина взаимодействием индикатора с ионами H⁺ и OH-. При диссоциации средних солей образуются катионы металлов и анионы кислотных остатков, которые с индикаторами не взаимодействуют.

Проблема возникает тогда, когда цвет индикатора изменяется в растворах карбоната натрия и сульфата меди (II). Причем цвет лакмуса в растворе Na₂CO₃ становится синим, а в растворе CuSO₄ - красным.

Учитель: составим таблицу «Окраска лакмуса в растворах солей»

Соль	Окраска раствора соли при добавлении индикатора (лакмуса)	Реакция среды
Na2CO3	синий	щелочная
CuSO4	красный	кислая

Учащиеся: Для объяснения наблюдаемых явлений учащиеся выдвигают ряд гипотез, одна из которых - посторонние примеси в растворах солей Na₂CO₃ и CuSO₄.

Учитель: Для проверки этой гипотезы учитель предлагает для анализа растворы других солей: CuCl₂, Pb(NO₃)₂, FeCl₃, Na₂S, K₂SO₃, CH₃COONa, KBr, NaNO₃.

Учащиеся: продолжают таблицу «Окраска лакмуса в растворах солей»

Соль	Окраска раствора соли при добавлении индикатора (лакмуса)	Реакция среды
Na2CO3	синий	щелочная
CuSO4	красный	кислая
CuCl2	красный	кислая
Pb(NO3)2	красный	кислая
FeCl3	красный	кислая
Na2S	синий	щелочная
K2SO3	синий	щелочная
CH3COONa	синий	щелочная
KBr	фиолетовый	нейтральная
NaNO3	фиолетовый	нейтральная

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.

CO₃^2- + 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 ⁺ + S^2- + 2HOH > 2NH₄ ⁺ + 2OH ^- + H₂S^

S^2- + 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»:

Соль	Окраска раствора соли при добавлении индикатора (лакмуса)	Реакция среды
Na2CO3	синий	щелочная
CuSO4	красный	кислая
CuCl2	красный	кислая
Pb(NO3)2	красный	кислая
FeCl3	красный	кислая
Na2S	синий	щелочная
K2SO3	синий	щелочная
CH3COONa	синий	щелочная
KBr	фиолетовый	нейтральная
NaNO3	фиолетовый	нейтральная
CH3COONH4	фиолетовый	нейтральная
(NH4)2S	синий	щелочная

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.

Соль	Окраска раствора соли при добавлении фенолфталеина	Окраска раствора соли при добавлении метилоранжа	Уравнение реакций гидролиза (молекулярная, полная и краткая ионная форма)	Реакция среды
Na2CO3
CuSO4
CuCl2
Pb(NO3)2
FeCl3
Na2S
K2SO3
CH3COONa
KBr
NaNO3
CH3COONH4
(NH4)2S

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⁺ + CO₃^2- + 2НОН > 2Na⁺ + 2OH^- + CO₂^ + H₂O

CO₃^2- + 2НОН > 2OH^- + CO₂ ^+ H₂O

2) Al₂(SO₄)₃ + 6HOH > 2Al(OH)₃v + 3H₂SO₄

2Al³⁺ + 3SO₄^2- + 6HOH > 2Al(OH)₃v + 6 H⁺ + SO₄^2-

Al³⁺ + 3HOH > Al(OH)₃v + 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

PO₄^3- + HOH <=> HPO₄ ^2- + OH^-

Образующийся при гидролизе ион НРО₄^2- 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 обра-зуются дигидрофосфат-ионы, что видно из следующих уравнений:

Na₂HPO₄ + HOH <=> NaH₂PO₄ + NaOH

HPO₄^2- + HOH <=> H₂PO₄^- + OH^-

Образующиеся ионы Н₂РО₄^- заметно диссоциируют:

Н₂РО₄^- <=> Н⁺ + НРО₄^2- .

Являющиеся продуктом этой диссо-циации ионы водорода частично нейтрализуют ионы ОН^-, образующиеся при гидролизе, и поэтому среда гидрофос-фатов является слабощелочной.

Что касается дигидрофосфатов, то в их растворах наря-ду с гидролизом:

NaH₂PO₄ + HOH <=> H₃PO₄ + NaOH

H₂PO₄ ^- + HOH <=> H₃PO₄ + OH^-

идет процесс диссоциации дигидрофосфат-ионов: Н₂РО₄^- <=> Н⁺ + НРО₄^2-

Причем второй процесс превалирует, поэтому все ионы ОН^- (продукт гидролиза) нейтрализуются ионами Н⁺ (про-дукт 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.