Методика преподавания химии

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 № 43 (см. тематическое планирование 9 класс, Приложение 1) по теме «Соединения алюминия» [41].

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)₃↓ .

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)₃↓ + 3NaCl

Суммарно: Na + AlCl₃ + H₂O → Al(OH)₃↓ + NaCl + H₂↑

Расставим коэффициенты методом электронного баланса:

Na⁰ + AlCl₃ + H⁺₂O → Al(OH)₃↓ + Na⁺Cl + H₂⁰ ↑

Na⁰ – е^– → Na⁺ 2

2 H⁺ + 2 е^– → H₂⁰ 1

2Na⁰ + AlCl₃ + H⁺₂O → Al(OH)₃↓ + 2Na⁺Cl + H₂⁰ ↑

Занятие № 5. Тема: Металлы

Приведённые ниже опыты проводятся в 9 классе при  изучении темы «Металлы» на уроке № 35 «Генетические ряды Fe²⁺ и Fe³⁺» (см. тематическое планирование 9 класс, Приложение 1).

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 (Рисунок 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.

 

Рисунок 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 9 классов, обучающихся по учебнику Н. Н. Нурахметова Химия-9 на уроке по теме «Гидролиз неорганических веществ» (см. тематическое планирование 9 класс, Приложение 1)

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.