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 ^

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

2N3- - 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.

Страницы: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7