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:

CO₃^2- + 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 v + 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)₃v + H⁺,

Fe(OH)₂Cl + H₂O <=>Fe(OH)₃v + 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)₂v + Na₂SO₄,

Cu²⁺ + 2OH- = Cu(OH)₂v.

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:

CO₃^2- + 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)₃v + H⁺,

HCO₃- + H₂O <=>OH- + H₂CO₃ (H₂O + CO₂).

Суммарное уравнение реакции совместного гидролиза имеет вид:

2AlCl₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O = 2Al(OH)₃v + 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 + 2Na₂SO_4,

CuSO₄ + Na₂CO₃ + H₂O = Сu(OH)₂ v+ 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)₃v + 3CO₂ + 6NaCl,

2Fe³⁺ + 3CO₃^2- + 3H₂O = 2Fe(OH)₃v + 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 v+ 2NaCl;

Ca(ОН)₂ v+ Н₂SО₄ > CaSО₄ + 2Н₂О;

Ca(ОН)₂ v+ 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 v+ 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 v+ 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 v+ 2NaOH > Na₂[Zn(ОН)₄] (раствор)

Al(ОН)₃ v+ 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 v+ Н₂SО₄ > ZnSО₄ + 2Н₂О;

2Al(ОН)₃ v+ 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 v+ 2NaCl;

Cr(ОН)₂ v+ Н₂SО₄ > CrSО₄ + 2Н₂О;

Cr(ОН)₂ v+ 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 v+ 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 v+ 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 v+ 2NaCl;

Fe(ОН)₂ v+ Н₂SО₄ > FeSО₄ + 2Н₂О;

Fe(ОН)₂ v+ 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 v+ 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:

Элемент	Вид элемента	Степень окисления	Амфотерность	Вывод
Zn	d-элемент	Высшая	+	Амфотерными свойствами обладают p- и d-элементы. При непостоянных степенях окисления амфотерными являются соединения с промежуточной степенью окисления
Al	p-элемент	Постоянная	+
Сr (III)	d-элемент	Промежуточная	+
Fe (III)	d-элемент	Промежуточная	+
Sn (II)	p-элемент	Промежуточная	+
Pb (II)	p-элемент	Промежуточная	+

Глава 4. Исследование эффективности методической системы проблемного подхода к обучению химии с применением школьного химического эксперимента

Апробация материалов экспериментов, созданных для использования в системе проблемного обучения, проводилась на базе МОУ Лицей информационных систем и технологий № 73 г. Пензы.

Исследование эффективности методической системы проблемного подхода к обучению химии, с применением школьного химического эксперимента, проводилось нами в урочной деятельности с учащимися 9 и 10 классов при изучении тем «Скорость химических реакций» и «Гидролиз солей», соответственно.

Апробацию нашего эксперимента начинали с формирования двух групп учащихся, с исходно одинаковым уровнем подготовки по химии.

Схема эксперимента приведена на рис. 2.

Рис. 2. Схема эксперимента

Конспект урока по теме «Гидролиз солей» для учащихся, обучавшихся с применением объяснительно-иллюстративной формы обучения представлен в приложении 4. После проведения урока по теме «Гидролиз солей» с применением объяснительно-иллюстративной формы обучения и без химического эксперимента у учащихся группы 1 и 2, нами было проведено тестирование (Приложение 5).

Анализ проведённого тестирования показал, что показатель «Степени обученности» в группе 1 и 2 на момент начала эксперимента составил 43 %, что соответствует второй (низкой) степени обученности (по В. П. Симонову) [41].

После проведения урока по теме «Гидролиз солей» с применением объяснительно-иллюстративной формы обучения и с химическим экспериментом у учащихся группы 1, нами вновь было проведено тестирование (Приложение 5).

Анализ проведённого тестирования показал, что показатель «Степени обученности» в группе 1 составил 60 %, что соответствует третьей (средней) степени обученности (по В. П. Симонову) [41].

Конспект урока по теме «Гидролиз солей» для учащихся группы 2 приведён в Главе 3, занятие № 6. Для того, чтобы эксперимент в системе проблемного обучения не приобрел развлекательный характер, учащимся с самого начала должна быть ясна цель проводимых опытов. Наш небольшой опыт показал, что учащиеся глубоко вникают в сущность проводимых опытов, задумываются над их результатами и пытаются ответить на вопросы только в том случае, если эксперимент поражает воображение и сильно влияет на эмоциональную сферу.

После проведения урока по теме «Гидролиз солей» в группе 2 с применением химического эксперимента и проблемного подхода к обучению, нами было проведено тестирование (Приложение 6).

Анализ проведённого тестирования показал, что показатель «Степени обученности» в группе 2 составил 94 %, что соответствует четвёртой (высокой) степени обученности (по В. П. Симонову) [41].

Таким образом, полученные в результате нашего исследования данные, показывают, что проблемное обучение при демонстрации опытов, способствует повышению эффективности обучения химии. Подобные опыты являются благодатной почвой для формирования диалектического и системного мышления учащихся. А включение таких опытов в процесс обучения позволяет учащимся овладевать логическими методами познания.

В дальнейшем у учащихся группы 1 и 2 нами было проведено анкетирование (Приложение 7) с целью исследования образовательного потенциала эксперимента - как средства позволяющего реализовать проблемный подход к обучению.

Анализ проведённого анкетирования показал, что все анкетируемые учащиеся проявили заинтересованность к проблемному моделированию ситуации при воспроизведении химических опытов. Большинство их опрашиваемых, при этом, отметили, что эта заинтересованность обусловлена предоставляемой возможностью логически и самостоятельно (в результате беседы) выявить и сформулировать правила и закономерностей химических явлений (процессов).

Все анкетируемые отметили, что они не испытывали сложности при восприятии нового материала, преподаваемого в системе проблемного обучения и хотели, чтобы подобные уроки чаще использовались при объяснении нового материала. Не исключено, что это связано с тем, что именно такая постановка эксперимента позволяет учащимся ощущать себя в роли исследователей-первооткрывателей.

Выводы

1. Проведён анализ психолого-педагогической, методической и химической литературы для определения современного состояния проблемы применения эксперимента в системе проблемного обучения.

2. Разработано содержание двадцати опытов по общей и неорганической химии для использования в системе проблемного обучения.

3. Разработаны методические рекомендации к опытам для учителя, использующего в своей работе проблемный подход к обучению.

4. Для исследования эффективности проблемного обучения при демонстрации опытов, в группах учащихся применяли метод педагогического тестирования учебных достижений по химии, с последующей его оценкой с помощью критерия «Степень обученности» (по В. П. Симонову).

5. «Степень обученности» в группах учащихся‚ обучавшихся по объяснительно-иллюстративной системе без применения химического эксперимента (группа 1 и 2), по объяснительно-иллюстративной системе с применением химического эксперимента (группа 1), в системе проблемного обучения при демонстрации химического эксперимента составила 43 % (низкий уровень), 60 % (средний уровень) и 94 % (высокий уровень), соответственно.

6. Для исследования образовательного потенциала эксперимента, как средства позволяющего реализовать проблемный подход к обучению, в группах учащихся применяли метод выборочного‚ группового‚ очного анкетирования.

7. Апробация материалов экспериментов проведена на уроках у учащихся 9 и 10 классов МОУ Лицей информационных систем и технологий № 73 г. Пензы.

Заключение

Проведённое нами исследование показало, что проблемное обучение при демонстрации опытов позволят ученикам активно применять полученные ранее знания и умения, помогает повысить уровень знаний, глубину понимания химических явлений, а также даёт возможность приобрести опыт конкретного решения проблемных и творческих заданий. Многие исследователи отмечают, что применение проблемного обучения при демонстрации опытов помогает преодолеть некоторые «издержки» использования концентрического принципа в обучении. Кроме того, такой эксперимент дает возможность не только устанавливать новые факты, но также исправлять ошибки в знаниях учащихся.

список Литературы

1. Баксанский О. Е. Проблемное обучение: обоснование и реализация // Наука и школа. - 2000. - № 1. - С. 19-25.

2. Брушлинский А.В. Психология мышления и проблемное обучение.- М., 1983 г.- 350 с.

3. Бурнашев С.И. Исследовательский метод // Биология (приложение к Первому сентября) 2002 г., № с.27-28

4. Выготский Л.С. Собрание сочинений в 6 томах. Т. 2- М.,- 1982г.- С.437

5. Габриелян О.С. Настольная книга для учителя. 8 класс. М., Дрофа, 2002. 65с.

6. Габриелян О. С.‚ Остроумов Г. Химия 9 класс: Настольная книга учителя. М.: Дрофа. 2003. - 400с.

7. Габриелян О. С. и др. Рабочая тетрадь. 8 класс. М., Дрофа, 2001-2002.

8. Габриелян О.С. Химия. 8 класс: Учебник. М., Дрофа, 2001.146с.

9. Габриелян О.С. Химия. 8-9 класс: Методическое пособие. М., Дрофа 1999-2001. 44-52с.

10. Габриелян О. С. и др. Химия. 9 класс: Учебник для общеобразовательных учеждений. М.: Дрофа,2003. - 224с.

11. Давыдов В.В. Проблемы развивающего обучения: Опыт теоретического, экспериментального психологического исследования. -- М.: Педагогика 1986.-С. 165.

12. Дружинин В. Н. Экспериментальная психология. СПб.: Питер, 2002. 45 с

13. Дьюи Дж. Психология и педагогика мышления - Берлин., 1922 г.с. 345.

14. Зайцев О.С. Методика обучения химии. Химия в школе, 1990, № 3, с. 39-40

15. Ильницкая И.А. Проблемные ситуации.- М.,- 1985- с.356

16. Ингенкамп К. Педагогическая диагностика М.: «Педагогика» 1991г. 239 с.

17. Исследования познавательной деятельности/ Дж. Брунер, Р. Оливер, П. Гринфилд.- М., 1971 г.-с. 365

18. Кобардин О.Ф., Земляков А.Н., Тестирование знаний и умений учащихся// Советская педагогика. 1991. №12. С. 26-33.

19. Крайг Г. Психология развития.- Спб., 2000 г.- с. 560

20. Кудрявцев В.Т. Проблемное обучение: истоки, сущность, перспективы // Педагогика и психология. 1991 г.,- № 4- с. 201

21. Кудрявцев Т.В. Проблемное обучение - понятие и содержание // Вестник высшей школы.- 1984 г.- № 4-с. 24-32

22. Кудрявцев Т.В. Психология технического мышления.- М., 1975 г.-с.370

23. Левитес Д. Г. Практика обучения: современные образовательные технологии // п/р Давыденко - Мурманск.- 1997 г.- 221с.

24. Лернер И. Л. Проблемное обучение.- М., 1974 г.- с.267

25. Леонтьев А.Н. Деятельность, сознание, личность. -- М.: Политиздат, 1975. - с.304.

26. Матюшкин А.М. Проблемные ситуации в мышлении и обучении. М., 1972 г.-с.325

27. Махмутов М.И. Организация проблемного обучения в школе., М., 1977 г.- с.374

28. Махмутов М.И. Теория и практика проблемного обучения. Казань, 1972 г.- с.365

29. Мельникова Е. Л. Проблемное обучение // Первое сентября- №2- 2002 г.- с.2

30. Мельникова Е. Л. Проблемный урок в начальной школе, или как открывать знания вместе с детьми// Начальная школа - плюс-минус.- 1999 г.., № 5., с. 31-37.

31. Мельникова Е.Л. Технология проблемного обучения// Школа 2100. образовательная программа. № 3. М., 1999 с. 85- 93.

32. Мочалова Н.М. Методы проблемного обучения и границы их применимости.- Казань., 1979 г.-с.385

33. Мутик М.А. Организация учебно-исследовательской деятельности учащихся.//Биология.- № 40- 2002 г.-с.7.

34. Ожегов С. И. Словарь русского языка. Советская энциклопедия. М.: 1964. - С. 595

35. Оконь В. Введение в общую дидактику.- М.,1990 г.-с.246

36. Петрушин О.В. Методы проблемного обучения на уроках биологии //Образование в современной школе. 2003 г.-№ 6-с.9-11.

37. Поддубный А.В. Еще раз о проблемном обучении// Биология в школе.- 1997 г.- № 5.-с.31-34.

38. Программа курса химии для 8-11 классов общеобразовательных учреждений. Дрофа, 2000-2002

39. Рубинштейн С.Л. О мышлении и путях его исследования-М.,1958.

40. Рубинштейн С.Л. Основы общей психологии. М.,1988 г.-с.450

41. Симонов В. П. Диагностика степени обученности учащихся: учебно-справочное пособие // Моск. пед. ун-т. фак. повышения квалификации преподавателей вузов. М.‚ 1999. 45 c.

42. Сурин Ю.В., Балезина С.С. Проблемный эксперимент при изучении гидролиза солей в ХI классе.

Приложение 1

Примерное календарно-тематическое планирование учебного материала по химии в 9 классах при 2-х уроках в неделю (по учебнику химии автора Габриеляна О.С.) (всего 68 часов) [6, 9, 10, 38]

№ урока	Содержание учебного материала
1-2	Характеристика химического элемента на основании его положения в Периодической системе Д.И. Менделеева
3	Амфотерные оксиды и гидроксиды
4	Периодический закон и система элементов Д.И.Менделеева
Тема 1.Скорость химических реакций. Химическое равновесие (6ч) по учебнику 8 класса
5	Скорость химических реакций
6	Зависимость скорости химических реакций от природы реагирующих веществ, концентрации и температуры
7	Катализ и катализатор
8	Обратимые и необратимые реакции
9	Химическое равновесие и способы его смещения
10	Обобщение и систематизация знаний по теме
Тема 2 . Металлы (15 ч)
11	Положение элементов металлов в Периодической системе Д.И.Менделеева и особенности строения их атомов Физические свойства металлов
12	Химические свойства металлов
13	Общие понятия о коррозии металлов
14	Сплавы
15	Металлы в природе. Общие способы их получения
16	Общая характеристика элементов главной подгруппы I группы
17	Соединения щелочных металлов
18	Общая характеристика элементов главной подгруппы II группы
19	Соединения щелочноземельных металлов
20	Алюминий, его физические и химические свойства
21	Соединения алюминия
22	Железо, его физические и химические свойства
23	Генетические ряды Fe2+ и Fe3+
24	Обобщение по теме «Металлы»
25	Контрольная работа по теме «Металлы»
Тема 3 . Неметаллы (20ч.)
26	Общая характеристика неметаллов
27	Общая характеристика галогенов
28	Соединения галогенов
29	Сера, ее физические и химические свойства
30	Оксиды серы (IV) и (VI)
31	Серная кислота и ее соли
32	Азот и его свойства
33	Аммиак и его свойства
34	Соли аммония
35	Азотная кислота и ее свойства
36	Соли азотистой и азотной кислот. Азотные удобрения
37	Фосфор
38	Соединения фосфора
39	Углерод
40	Оксиды углерода(II) и (IV)
41	Карбонаты
42	Кремний
43	Силикатная промышленность
44	Обобщение по теме «Неметаллы»
45	Контрольная работа по теме «Неметаллы»
Тема 4. Практикум по неорганической химии (5 ч)
46	Получение амфотерного гидроксида и изучение его свойств
47	Получение аммиака и исследование
48-49	Решение экспериментальных задач на распознавание важнейших катионов и анионов
50	Решение экспериментальных задач на распознавание важнейших катионов и анионов
Тема 5 . Органические вещества (12ч.)
51	Предмет органической химии. Строение атома углерода
52	Алканы. Химические свойства и применение алканов
53	Алкены. Химические свойства этилена
54	Понятие о спиртах на основе реакции гидратации этилена и взаимодействия этилена с раствором перманганата калия
55	Окисление альдегида в кислоту и понятие об одноосновных карбоновых кислотах
56	Понятие о сложных эфирах. Жиры
57	Понятие об аминокислотах
58	Реакция поликонденсации аминокислот. Белки
59	Углеводы
60	Полимеры
61	Обобщение знаний учащихся по органической химии
62	Решение экспериментальных задач на распознавание органических веществ с использованием качественных реакций на альдегиды, многоатомные спирты, крахмал и непредельные соединения
Тема 7. Обобщение знаний по химии за курс основной школы (6ч.)
63	Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева в свете учения о строении атома
64	Строение вещества (виды химических связей и типы кристаллических решеток)
65	Химические реакции
66	Классы химических соединений в свете ТЭД.
67	Контрольная работа по теме «Органические вещества» и «Обобщение знаний по химии за курс основной школы»
68	Подведение итогов

Приложение 2

Примерное календарно-тематическое планирование учебного материала по химии в 8 классах при 2 - х уроках в неделю (по учебнику химии автора Габриеляна О.С.) (всего 68 часов)

№ урока	Содержание учебного материала
1	Предмет химии. Вещества.
2	Превращение веществ. Роль химии в жизни человека. Краткие сведения по истории химии. Основоположники отечественной химии.
3	Знаки (символы) химических элементов. Периодическая таблица химических элементов Д.И. Менделеева
4	Химические формулы. Относительная атомная и молекулярная массы

Тема 1. Атомы химических элементов (10 часов)

1	Основные сведения о строении атомов. Состав атомных ядер: протоны, нейтроны
2	Изменение числа протонов в ядре - образование новых химических элементов. Изменение числа нейтронов в ядре - образование изотопов
3	Электроны. Строение электронных оболочек атомов элементов №1 - 20
4	Периодическая таблица химических элементов Д.И. Менделеева и строение атомов.
5	Изменение числа электронов на внешнем электронном уровне атома химического элемента - образование положительных и отрицательных ионов. Ионная химическая связь.
6	Взаимодействие атомов элементов неметаллов между собой - образование молекул простых веществ. Ковалентная неполярная связь.
7	Взаимодействие атомов элементов- неметаллов между собой - образование молекул соединений Электроотрицательность (ЭО). Ковалентная полярная химическая связь
8	Взаимодействие атомов элементов-металлов между собой - образование металлических кристаллов
9	Обобщение и систематизация знаний об элементах: металлах и неметаллах, о видах химической связи
10	Контрольная работа №1

Тема 2. Простые вещества (7 часов)

1	Простые вещества - металлы. Общие физические свойства металлов. Аллотропия
2	Простые вещества - неметаллы. Физические свойства неметаллов - простых веществ
3	Количество вещества
4	Молярная масса вещества
5	Молярный объем газообразных веществ
6	Урок- упражнение
7	Обобщение и систематизация знаний по теме

Тема 3.Соединения химических элементов (13 часов)

1	Степень окисления. Бинарные соединения металлов и неметаллов: оксиды, хлориды, сульфиды и др.
2	Важнейшие классы бинарных соединений - оксиды, летучие водородные соединения
3	Основания
4	Кислоты
5 - 6	Соли как производные кислот и оснований.
7	Урок - упражнение
8	Аморфные и кристаллические вещества. Межмолекулярные взаимодействия. Молекулярные кристаллические решетки. Ионные, атомные и металлические решетки
9	Чистые вещества и смеси
10	Массовая и объемная доля компонентов смеси, в том числе и доля примесей
11-12	Расчеты, связанные с понятием «доля»
13	Контрольная работа №2

Тема 4. Изменения, происходящие с веществами (10 часов)

1	Физические явления
2	Химические реакции. Закон сохранения массы вещества
3	Химические уравнения. Реакции разложения
4	Реакции соединения
5	Реакции замещения
6	Реакции обмена
7 - 8	Расчёты по химическим уравнениям
9	Обобщение и систематизация знаний по теме
10	Контрольная работа №3

Тема 5. Простейшие операции с веществами. Химический практикум (6 часов)

1	Правила по технике безопасности при работе в химическом кабинете. Приёмы обращения с нагревательными приборами и лабораторным оборудованием
2	Признаки химических реакций. Наблюдения за изменениями, происходящими с горящей свечой, и их описание
3	Анализ почвы и воды
4	Получение водорода и изучение его свойств
5	Получение кислорода и изучение его свойств
6	Приготовление раствора сахара и определение массовой доли сахара в растворе

Тема 7. Растворение. Растворы. Свойства растворов электролитов (18 часов)

1	Растворение как физико-химический процесс. Растворимость. Типы растворов
2	Электролитическая диссоциация
3	Основные положения теории электролитической диссоциации
4	Ионные уравнения реакций
5 - 6	Кислоты в свете ТЭД, и их классификация и свойства
7	Основания в свете ТЭД, их классификация и свойства.
8	Оксиды
9	Соли в свете ТЭД и их свойства
10	Генетическая связь между классами неорганических веществ
11	Обобщение и систематизация знаний по теме Контрольная работа №4 .
13	Классификация химических реакций. Окислительно-восстановительные реакции.
14	Упражнения в составлении окислительно -восстановительных реакций .
15	Свойства изученных классов веществ в свете окислительно-восстановительных реакций
16	Обобщение и систематизация знаний по теме
17	Практическая работа «Решение экспериментальных задач на распознавание катионов и анионов»
18	Контрольная работа №5.

Приложение 3

Примерное календарно-тематическое планирование учебного материала по химии в 11 классах при 2 - х уроках в неделю (по учебнику химии автора Габриеляна О.С.) (всего 68 часов) [5, 7, 8, 9, 38]

	Содержание учебного материала
Тема №1 Строение атома
1.	Основные сведения о строении атома.
2.	Электронная оболочка. Особенности строения электронных оболочек переходных элементов.
3.	Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева.
4.	Значение периодического закона Д.И. Менделеева.
5.	Виды химической связи. Ионная связь.
6.	Ковалентная полярная и неполярная химическая связь.
7.	Металлическая связь.
8.	Водородная химическая связь.
9.	Повторение и обобщение знаний по теме «Строение атома. Химическая связь»
10.	Контрольная работа №1 по теме «Строение атома»
Тема №2 Строение вещества и их свойства
11.	Полимеры.
12.	Органические полимеры. Волокна.
13.	Органические полимеры. Волокна.
14.	Неорганические полимеры.
15.	Вещества молекулярного строения. Газообразные вещества.
16.	Жидкие вещества.
17.	Твердые вещества.
18.	Чистые вещества и смеси.
19.	Дисперсные системы.
20.	Состав смесей. Разделение смесей.
21.	Истинные растворы. Способы выражения концентрации.
22. 23. 24. 25.	Решение задач на массовую долю растворимого вещества. Решение задач на массовую долю растворимого вещества. Решение задач на массовую долю растворимого вещества. Решение задач на массовую долю растворимого вещества.
26.	Урок-зачет «Решение задач»
27.	Классификация химических реакций. Реакции, которые идут без изменения состава.
28.	Классификация химических реакций, которые идут с изменением состава вещества.
29.	Тепловой эффект химической реакции.
30.	Скорость химической реакции.
31.	Обратимость химических реакций. Химическое равновесие.
32.	Условия смещения химического равновесия.
33.	Электролитическая диссоциация.
34.	Реакции ионного обмена.
35.	Гидролиз. Гидролиз неорганических веществ.
36.	Гидролиз органических веществ.
37.	Среда водных растворов. Водородный показатель.
38. 39.	Окислительно-восстановительные реакции.
40. 41.	Электролиз.
42.	Обобщение знаний по теме «Строение вещества и их свойства»
43.	Контрольная работа №2 по теме «Строение вещества и их свойства»
Тема №3 Вещества и их свойства
44.	Металлы и их свойства.
45.	Металлотермия. Коррозия металлов
46.	Общие способы получения металлов
48	Общая характеристика инертных газов.
49	Общая характеристика галогенов.
50	Классификация неорганических и органических веществ.
51	Оксиды.
52	Кислоты. Химические свойства кислот. Неорганические и органические кислоты.
53.	Особые свойства серной кислоты.
54.	Особые свойства азотной кислоты.
55.	Основания.
56.	Соли.
57.	Химические свойства солей.
58.	Генетическая связь между классами неорганических соединений
59.	Генетическая связь между классами органических соединений
60.	Повторение и обобщение темы «Вещества и их свойства»
61.	Урок-зачет по теме «Вещества и их свойства».
62.	Контрольная работа №3 по теме «Вещества и их свойства»
63.	Практическая работа №1
64.	Практическая работа №2
65.	Химия в жизни общества (урок- конференция) · Химия и промышленность · Химия и сельское хозяйство · Химия и экология · Химия и повседневна жизнь человека
Резерв
66. 67. 68	Решение задач и упражнений
	Общее число по курсу
	Демонстрации
	Лабораторные опыты
	Практические работы
	Контрольные работы

Приложение 4

Конспект урока по теме «Гидролиз солей»

Метод: объяснительно-иллюстративный

Учитель Ученик Учитель Запись на доске Запись в тетради Запись в тетради Вопрос Ученик Учитель Закрепление	Водные растворы солей имеют разные значения pH и показывают различную реакцию среды- кислую, щелочную и нейтральную. Например: водный раствор AlCl3 (pH<7) K2CO3 (pH>7) NaCl (pH=7) Чем же можно объяснить различные среды водных растворов солей? Ведь они не содержат в своем составе ионы H+ и OH-, которые определяют среду расвора. Это объясняется тем, что в водных растворах соли подвергаются гидролизу. Слово «гидролиз» означает разложение водой. «гидро» - вода, «лизис» - разложение Гидролиз - одно из важнейших химических свойств солей. Гидролизом соли называется взаимодействие ионов соли с H2O, в результате которого образуются слабые электролиты. Гидролиз - процесс обратимый для большинства солей. В состоянии равновесия только небольшая часть ионов соли гидролизуется. Количественно гидролиз характеризуется степенью гидролиза (h). Степень гидролиза равна отношению числа гидролизованных молекул соли к общему числу растворенных молекул: n h = * 100% N n - число молекул соли, подвергшихся гидролизу; N - общее число растворенных молекул. Степень гидролиза зависит от природы соли, концентрации раствора, температуры. При разбавлении раствора, повышении его температуры степень гидролиза увеличивается. Как можно представить любую соль? Как продукт взаимодействия кислоты с основанием. Например: NaCl образована сильной кислотой HCl и сильным основанием NaOH. В зависимости от силы исходной кислоты и исходного основания соли можно поделить на 4 типа, это соли образованные: 1. Сильным основанием + слабой кислотой (NaCN; Ba(NO2)2); 2. Сильной кислотой + слабым основанием (CuCl2; FeSO4); 3. Сильным основанием + сильной кислотой (NaCl; K2SO4); 4. Слабой кислотой + слабым основанием (CH3COONH4; NH4CN). Соли 1, 2, 4 типов подвергаются гидролизу, соли 3 типа нет. Рассмотрим примеры: 1. Сильное основание + слабая кислота (подвергается гидролизу по аниону) KOH-сильное основание KNO2 HNO2 -слабая кислота KNO2 + HOH KOH + HNO2 При добавлении фенолфталеина раствор окрасился в малиновый цвет. Эти соли при растворении в H2O показывают щелочную среду pH>7. 2. Сильная кислота + слабое основание (гидролиз по катиону) NH4OH -слабое основание NH4I HI - сильная кислота NH4 I + HOH NH4OH + HI При добавлении метилоранжа раствор окрашивается в розовый цвет; pH<7. 3. Слабая кислота + слабое основание (гидролиз по катиону и аниону) CH3COOH - слабая кислота CH3COONH4 NH4OH - слабое основание CH3COONH4 +НОН CH3COOH+ NH4OH Реакция среды нейтральная; pH=7 (используем универсальную индикаторную бумагу) 4. Сильное основание + сильная кислота Не гидролизуется; pH=7 1. Какую реакцию среды показывают водные растворы различных солей? 2. Что такое гидролиз? 3. Что называют степенью гидролиза? 4. От чего зависит степень гидролиза? 5. На какие группы можно разделить соли?

Приложение 5

Тест № 1. Тема «Гидролиз», для учащихся обучавшихся по объяснительно-иллюстративной форме обучения