Решаем экспериментальные задачи по химии

Жукова Н.И.1, Арсентьева А.С.2 ©

1 Кандидат биологических наук, доцент, 2магистрант, кафедра естественнонаучного образования, Дальневосточный федеральный университет, Школа педагогики

РЕШАЕМ ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНЫЕ ЗАДАЧИ ПО ХИМИИ

Аннотация

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

анализировать и делать выводы.

Ключевые слова: экспериментальные задачи, химический эксперимент, реактивы и

оборудование, формулы химических веществ, уравнение реакции.

Keywords: experimental tasks, chemical experiment, reagents and equipment, sorts chemical formula, reaction equation.

Наряду с расчётными экспериментальные задачи являются обязательными в курсе химии средней школы. Экспериментальные задачи, прежде всего, предусматривают выполнение химического эксперимента и поэтому требуют определённых элементарных навыков и умений в обращении с химической посудой и реактивами. Для повышения осознанности теоретических знаний учащихся необходимо формировать у них личностный смысл познания [1]. Важно научить школьников своими руками выполнять опыты.

Цель настоящей работы - показать методические приемы формирования умения решать экспериментальные задачи.

Решение экспериментальных задач начинается с прочтения и анализа условия задачи. Учащимся предлагается записать в тетради основные этапы выполнении экспериментальной задачи. Выбрать оптимальный вариант решения задачи. Составить план решения задачи, записать необходимые уравнения реакций. После теоретического решения задачи учащиеся приступают к практической части задачи. Подбирают необходимые реактивы и оборудование, собирают установку, проводят реакции и соответствующие наблюдения, получают нужный результат. Проверяют правильность решения и составляют отчет. В процессе решения экспериментальных задач учащиеся глубже вникают в суть химических явлений и законов, знакомятся со свойствами веществ, сравнивают свойства соединений разных классов, совершенствуют навыки работы с химическим оборудованием и химическими веществами, анализируют, развивают умения проводить эксперимент и работать самостоятельно, находить причинно - следственные связи.

Рассмотрим на конкретных примерах методику выполнения различных экспериментальных задач [2].

Задача 1. Проведите реакции, подтверждающие качественный состав хлорида бария. Составьте уравнения реакций.

Для выполнения заданий такого типа необходимо хорошо знать качественные реакции на катионы и анионы неорганических веществ.

Решение. Химическая формула вещества - ВаСЬ. Следовательно, надо доказать, что хлорид бария содержит катионы Ва2+ и хлорид-ионы С1-

1. Обнаружение катионов бария Ва2+

а) в пробирку налейте 1 - 2 мл раствора хлорида бария ВаС12 и добавьте к нему несколько капель раствора серной кислоты ^БО4.

©© Жукова Н.И., Арсентьева А.С., 2014 г.

Сразу же появляется мелкокристаллический осадок сульфата бария белого цвета. Уравнение реакции:

ВаС12 + H2SO4 ^ Ва8О^ + 2HCI молекулярное уравнение Ва2+ +2СГ + 2H+ + SO42- ^ BaS04i + 2H++ +2CI-

полное ионное уравнение Ва2+ + S042- ^ BaS04i сокращённое ионное уравнение

Из сокращённого ионного уравнения этой реакции следует, что вместо раствора Н28О4 можно использовать раствор сульфата (например, Кя28О4, 2п8О4 и др.);

б) прокалите платиновую (нихромовую) проволоку в пламени газовой горелки или спиртовки. Затем охладите её, опустите в раствор хлорида бария и внесите в бесцветное пламя горелки. Пламя окрашивается в зелёный цвет.

2. Обнаружение хлорид-ионов CI-

В пробирку налейте 1-2 мл раствора хлорида бария ВаС12 и добавьте к нему несколько капель раствора нитрата серебра AgN03. Наблюдается выпадение белого творожистого осадка AgCI. Уравнение реакции:

ВаС12 + 2AgNO3 2AgCI{ +Ва(т3)2

молекулярное уравнение Ва2+ + 2СГ +2Ag+ + 2 NOi ^ 2AgCIi+Ва2+ +2NOi

полное ионное уравнение Ag+ + СГ ^ AgCIl сокращённое ионное уравнение

Задача 2. Выданы три пробирки с растворами следующих веществ: а) гидроксида натрия; б) хлорида натрия; в) сульфата натрия. С помощью характерных реакций определите каждое из веществ. Напишите соответствующие уравнения реакций.

Для определения с помощью характерных реакций каждого из трёх предложенных неорганических веществ, прежде всего, необходимо обратить внимание на природу указанных веществ, к каким классам неорганических соединений они относятся: основаниям, кислотам, солям. Если это соли, то обращается внимание на то, какими основаниями и кислотами они образованы. Затем предлагается схема анализа. Она должна быть простой, с минимальным количеством операций и использованием наиболее доступных реактивов.

Решение. Химическая природа веществ: гидроксид натрия NaOH - основание (щёлочь); хлорид натрия NaCI - соль соляной кислоты, образована сильным основанием и сильной кислотой, значит не подвергается гидролизу; сульфат натрия Na2804 - соль серной кислоты, образована сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергается. Все три вещества - соединения натрия, поэтому качественными реакциями на ион натрия их определить невозможно. Следовательно, используем качественные реакции на анионы.

1. Определение гидроксида натрия №ОН

а) в пробирке помещают пробы выданных веществ (1-2 мл) и добавляют к каждой из них 2-3 капли фенолфталеина. В пробирке с раствором гидроксида натрия №ОН появляется малиновое окрашивание, обусловленное наличием гидроксид-ионов ОН-:

NaOH ^ Na+ + OH-

б) к каждой пробе выданных веществ добавляют лакмус. В пробирке со щёлочью №ОН лакмус окрашивается в синий цвет.

2. Определение сульфата натрия Na2S04

Из оставшихся двух пробирок берут новые пробы веществ и к каждой из них добавляют по 5-6 капель раствора хлорида бария. В пробирке с сульфатом натрия появляется белый кристаллический осадок сульфата бария Ва8О4.

ВаС12 + H2SO4 ^ ВаSО4l + 2HCI

молекулярное уравнение Ва2+ +2CI- + 2H+ + SO42- ^ ВаSО4l + 2H++ +2CI-

полное ионное уравнение

Ва2+ + SO42- — BaS04 сокращённое ионное уравнение

3. Определение хлорида натрия NaCI

Поскольку два вещества определены, то в оставшейся пробирке будет раствор NaCI, что подтверждается реакцией с раствором нитрата серебра. При этом образуется белый творожистый осадок хлорида серебра AgCI, нерастворимый в азотной кислоте.

NaCI + AgNO3 — AgCIi +NaNO3 молекулярное уравнение Na+ + Cl- +Ag+ + NO3' — AgCIi + Na+ +NO3-полное ионное уравнение Ag+ + С1- — AgCIi сокращённое ионное уравнение

Задача 3. Получите амфотерный гидроксид и выполните реакции, характеризующие его свойства. Составьте уравнения соответствующих реакций.

Гидроксиды, проявляющие как основные, так и кислотные свойства, называются амфотерными. К ним относятся гидроксиды алюминия, цинка, хрома, свинца и других металлов. Они, как правило, нерастворимы в воде и выпадают в осадок в момент получения. Характерными свойствами амфотерных гидроксидов является взаимодействие их как с кислотами, так и с основаниями (щелочами) с образованием соли и воды.

Решение. Приводим два варианта решения этой экспериментальной задачи.

1. Получение гидроксида алюминия

В пробирку помещают 2-3 мл раствора хлорида алюминия (можно использовать нитрат или сульфат алюминия) и осторожно по каплям добавляют к нему раствор щелочи до выпадения студенистого осадка гидроксида алюминия А1(ОН)3.

AICI3 + 3К0Н — AI(0H)3i + 3KCI AI3+ + 3CI + 3K+ + 3OH — AI(0H)3 + 3К+ + 3CI AI3+ + 3OH — AI(0H)3

Полученный осадок делят на две части для следующих опытов.

Реакции, характеризующие свойства гидроксида алюминия:

а) взаимодействие с кислотами.

В одну из пробирок с полученным осадком гидроксида алюминия добавляют раствор соляной кислоты (можно использовать растворы серной, азотной кислот). Осадок растворяется, гидроксид алюминия проявляет в реакциях с кислотами свойства оснований.

AI(0H)3 + 3HCI — AICI3 + 3H2O AI(0H)3 + 3H+ + CI-— AI3+ + 3CI + 3H2O AI(0H)3 + 3H+— AI3+ + 3H2O

б) взаимодействие с основаниями (щелочами).

Во вторую пробирку с осадком гидроксида алюминия добавляют избыток раствора щелочи (№ОН или КОН). Осадок растворяется, гидроксид алюминия проявляет в реакциях со щелочами свойства кислот.

AI(0H)3 + Ш0Н — Na[AI(0H)4]

AI(0H)3 + Nu++ 0H- — Na+ + [.AI(0H)4]

AI(0H)3 + 0H- — [AI(0H)4]

Результатом реакции является образование солей-алюминатов, в данном случае образуется тетрагидроксоалюминат натрия.

2. Получение гидроксида цинка

В пробирку помещают 2-3 мл раствора хлорида цинка и осторожно по каплям добавляют к нему раствор щелочи до выпадения студенистого осадка гидроксида цинка Zn(OH)2.

ZnCI2 + 2Ш0Н — Zn(OH)2i + 2mCI Zn2+ + 2CI + 2NO+ + 20H — Zn2+ + 2OH + 2Nd+ + CI-Zn2+ + 20H — Zn(OH)2

Полученный осадок делят на две части для следующих опытов;

Реакции, характеризующие свойства гидроксида цинка:

а) взаимодействие с кислотами.

В пробирку с осадком гидроксида цинка добавляют раствор серной кислоты. Осадок растворяется. При взаимодействии с кислотами гидроксид цинка проявляет свойства оснований.

Zn(OH)2 + H2SO4 — Zn SO4 +2Н2О Zn(OH)2 + 2Н+ + SO42- — Zn2+ + SO42- +2Н2О Zn(OH)2 + 2Н+ — Zn2+ +2Н2О

б) взаимодействие со щелочами.

Во вторую пробирку с гидроксидом цинка добавляют избыток раствора гидроксида натрия. Осадок растворяется. При взаимодействии со щелочами гидроксид цинка ведёт себя как кислота, проявляя кислотные свойства.

Zn(OH)2 + 2NaOH — Na2[Zn(OH)4]

Zn(OH)2 + 2Na+ + 2ОН- — Na+ + [Zn(OH)4]2-Zn(OH)2 + 2ОН — [Zn(OH)4]2'

В результате образуется соль - тетрагидроксоцинкат натрия.

Задача 4. Испытайте индикаторами растворы следующих солей: а) карбонат аммония; б) ацетат аммония; в) сульфит аммония. Объясните результаты испытаний и оформите в таблицу.

Выполнение заданий такого типа связано со знанием темы «Гидролиз». Гидролиз солей -это реакции ионного обмена между солью и водой, приводящие к разложению соли. При гидролизе с водой реагируют составные части соли, то есть ионы (катионы металлов и анионы кислоты), из которых соль состоит. Поэтому начальной стадией гидролиза является процесс диссоциации соли на составные ионы. Эти ионы в дальнейшем и будут взаимодействовать с молекулами воды, связываясь либо с ионами водорода H+, освобождая при этом ионы ОН- и обусловливая щелочную реакцию среды, либо с гидроксид-ионами ОН- , освобождая при этом ионы Н+ и обусловливая кислую реакцию среды.

Решение. Нетрудно заметить, что указанные соли (КН^СОз, КШСНзСОО, (КН^ЗОз образованы слабым основанием N^OH и слабыми кислотами: угольной Н2СО3 уксусной СН3СООН и сернистой Н2БО3 соответственно.

Они будут подвергаться гидролизу, и гидролиз будет происходить как по катиону КН4+ , так и по анионам СН3СОО-, СО32-, БО32-. Окраска индикаторов будет зависеть от реакции среды растворов этих солей, которая в свою очередь будет определяться силой основания и кислоты, образующихся при гидролизе. Реакцию среды будет определять более сильный электролит, а это можно выяснить, сравнивая их константы диссоциации (К), значения которых можно найти в химическом справочнике.

а) Карбонат аммония, (ЫН4)2СО3.

В растворе эта соль находится в виде ионов, благодаря диссоциации:

(NH)2COs ^ 2NH+ + СОз2-

Гидролиз пойдёт как по катиону КН4+, так и по аниону СО32-:

NH4+ + HOH — NH4OH + H+

СОз2- + HOH — HCO3 + OH-

Реакция среды будет зависеть от того, каких ионов - Н+ или ОН- - будет больше в растворе, а для этого сравниваем константы диссоциации основания КН4ОН и кислоты Н2СО3. Из справочника находим, что K (N^OH) = 1,840-5, K (Н2СО3) = 4,5-10-7.

Из этого следует, что основание N^OH является более сильным электролитом, чем кислота Н2СО3 (его константа диссоциации намного больше), поэтому реакция среды будет щелочной.

(NH)2C03 +HOH — NH4HCO3 + NH4OH

б) ацетат аммония, NH4CH3COO.

В растворе соль диссоциирует на ионы:

NH4CH3COO ^ NH4+ + CH3COO

Гидролиз пойдёт как по катиону, так и по аниону:

NH4++HOH ^ NH4OH + H+

CHiCOO + HOH ^ CH3COOH +OH

Сравниваем константы диссоциации основания NH4OH K (NH4OH) = 1,8^10-5 и кислоты CH3COOH K (CH3COOH) = 1,8^10-5 они равны между собой, следовательно, концентрации ионов Н+ и ОН" в растворе этой соли будут одинаковы. Поэтому реакция среды раствора этой соли будет нейтральной, и индикаторы не изменят окраски.

в) сульфит аммония, (NH4)2SO3

В растворе соль подвергается распаду на ионы:

(NH4)2SOs ~ 2 NH4+ + SO32 3 Гидролиз пойдёт с участием и катионов, и анионов:

NH4+ + HOH ^ NH4OH + H+

SO32- + HOH HSO3- + OH-

Находим в справочнике константы диссоциации основания NH4OH K (NH4OH) = 1,840" 5 и кислоты H2SO3 K (H2SO3) = 1,3 -10"2. Сравнивая их между собой, отмечаем, что сернистая кислота более сильный электролит, чем гидроксид аммония, следовательно, реакция среды раствора этой соли будет кислой, лакмус окрасится в красный цвет, а фенолфталеин не изменит окраски.

Сведем полученные экспериментальные данные в таблицу:

№ п/п Растворы солей Окраска индикаторов

лакмуса фенолфталеина

1. Карбонат аммония, (NH4)2C03 синяя малиновая

2. Ацетат аммония, NH4CH3COO окраска не изменяется окраска не изменяется

3. Сульфит аммония (NH3)2S03 красная окраска не изменяется

Задача 5. Проведите реакции, характеризующие химические свойства фенола. Составьте уравнения соответствующих реакций.

Выполнение заданий на определение органических веществ, требует знания их качественных реакций. Следует обращать внимание на физические свойства предложенных веществ.

Решение. Фенол малорастворимое в холодной воде вещество, водный раствор его представляет взвесь.

1. Взаимодействие фенола с бромной водой

В пробирку помещают 1-2 мл раствора фенола и добавляют к нему 5-6 капель бромной воды. Раствор бромной воды обесцвечивается и выпадает осадок белого цвета. Данная реакция является характерной на фенол.

2. Взаимодействие фенола с хлоридом железа (III).

К 1-2 мл водного раствора фенола добавляют 1-2 капли раствора хлорида железа. Смесь окрашивается в фиолетовый цвет. Качественным реактивом на фенол является хлорид железа (III).

C6H5OH + FeCla ^ (C6H5O)3Fe + HC1

3. Взаимодействие фенола со щелочью.

К 10 каплям разбавленного раствора гидроксида натрия прибавляют две капли фенолфталеина. Обратите внимание на окраску раствора (должен иметь слабо-малиновую

окраску). Затем добавляют к нему по каплям раствор фенола до исчезновения окраски. После каждой капли фенола взбалтывают содержимое пробирки.

Фенол обладает кислотными свойствами.

Задача 6. Выданы две пробирки: а) с раствором муравьиной кислоты; б) с раствором уксусной кислоты. Определите каждое из веществ.

Решение. Поскольку оба вещества одинаково окрашивают индикаторы, их определяют специфическими реакциями.

1. Определение муравьиной кислоты

Особенностью муравьиной кислоты является то, что она обладает как свойствами кислот, так и свойствами альдегидов. Поэтому её определяют по реакции с гидроксидом меди и реакции «серебряного зеркала», не характерных для уксусной кислоты.

а) К 1-2 мл раствора каждой пробы веществ добавляют 1 мл свежеприготовленного Си(ОН)2. Смесь нагревают до кипения. В пробирке с муравьиной кислотой появляется кирпично-красный осадок:

HCOOH + 2 Cu(OH)2 ^ CO2 + H2O + CU2OI

б) К 1-2 мл раствора каждой пробы веществ добавляют 1 мл раствора нитрата серебра и столько же гидроксида аммония. При нагревании в пробирке с муравьиной кислотой появляется блестящий налёт металлического серебра:

HCOOH + [Ag(NHa)2]OH ^ CO2 + H2O + 2Agj Задачи и упражнения для самостоятельного решения

1. В отдельных пробирках находятся растворы хлорида натрия, карбоната натрия, нитрата серебра и ортофосфорной кислоты. Идентифицируйте каждое вещество с помощью реакций между веществами, содержащимися в пробирках. Составьте уравнения этих реакций.

2. В пробирках находятся растворы фосфата натрия, нитрита калия, сульфата меди, хлорида аммония и хлорида железа (III). Используя качественные реакции, определите, в какой пробирке находится каждое из этих веществ. Напишите соответствующие уравнения реакций.

3. В отдельных пробирках находятся глицерин, ацетальдегид, стирол и этанол. Определите, в какой пробирке находится каждое вещество, основываясь на химических свойствах. Составьте уравнения реакций.

В заключении следует отметить, что длительный педагогический эксперимент в школах города Уссурийска и на кафедре естественнонаучного образования ДВФУ выявил доступность и значительное преимущество предлагаемого метода решения экспериментальных задач. В процессе обучения создаются условия формирования у учащихся не только информационной компетентности - способности искать, отбирать, анализировать информацию, но и, прежде всего, химической - способности умением управлять химическими процессами, анализировать химические явления, грамотному обращению с химическими веществами и материалами.

Литература

1. Васюкова Е.Ю., Оржековский П.А. К решению проблем повышения осознанности знаний // Химия в школе. - 2010. - № 6. - С. 18-22

2. Жукова Н.И., Куприн А.В., Потенко Е.А. Методика решения химических задач: учебное пособие. -Уссурийск: Изд-во УГПИ, 2008. - 84 с.