«Экспериментальный практикум по химии растворов»

Волгоградский государственный институт

повышения квалификации работников образования

Программа элективного курса

«Экспериментальный практикум

по химии растворов»

Автор: учитель химии МОУ СОШ №2 г. Жирновска

Волгоградской области

Лемешкина Ирина Евгеньевна

Волгоград, 2008 год

Пояснительная записка

Предлагаемый элективный курс предназначен для учащихся 10-11-х классов профильной или общеобразовательной школы, решивших поступать в учебные заведения по химическим, химико-технологическим, медицинским, фармацевтическим и некоторым другим специальностям.

Актуальность данного элективного курса обусловлена:

- необходимостью соединения предметного знания с жизненным контекстом, что является важным условием для формирования внутренней учебной мотивации;

- возможностью формирования надпредметного и межпредметного взгляда на природу изучаемого;

- развитием самообразовательных умений и навыков;

- востребованностью полученных знаний в практической деятельности и в будущей профессии;

- наличием в школе всех необходимых ресурсов для проведения данного курса.

При изучении многих тем химии школьники испытывают затруднения в связи с недостаточным осмыслением материала из-за отрыва его от практики, от эксперимента, на которые в программе отводится сравнительно небольшое количество времени. Предлагаемый элективный курс призван помочь решить эти проблемы. Он ориентирует учащихся на поисковую деятельность, прививает культуру проведения научного эксперимента, дает возможность углубить знания по очень важным вопросам курса химии, помогает ребятам определиться с выбором профессии, поскольку многие современные производства связаны с проведением химических реакций в растворах или с приготовлением растворов с заданными характеристиками.

Цель курса – создание условий для развития познавательной мотивации школьников и расширение возможностей учащихся в усвоении основных вопросов курса химии растворов за счет максимального использования экспериментально-исследовательской деятельности.

Задачи курса:

- ознакомление учащихся с теоретическими вопросами, связанными с количественными и качественными характеристиками растворов и их применением в различных областях деятельности человека;

- привитие навыков химико-аналитической работы;

- развитие культуры оформления результатов эксперимента, обработки полученных данных, умения делать правильные выводы из наблюдений;

- расширение коммуникативных возможностей учащихся: развитие навыков докладчика, организатора, руководителя группы;

- совершенствование умения работы с различными источниками информации и ведения документации.

Содержание курса предусматривает изучение и повторение материала по химии растворов в ходе выполнения расчетных и экспериментальных задач, проведения лабораторных опытов и практических работ, создания исследовательских проектов, экскурсий на производство. При этом максимально полно должна прослеживаться самостоятельная поисковая работа учащихся.

Позиция учителя состоит в том, что он инструктирует учащихся и создает условия для самостоятельной отработки значимых навыков.

Методы проведения занятий выбраны в соответствии с содержанием курса и включают минимум теоретических и максимум практических работ.

Ожидаемый результат. Проверка усвоения тем курса может быть проведена в форме входного, текущего и итогового тестового контроля. Последнее занятие лучше провести в виде презентаций исследовательских работ учащихся, где школьники могут продемонстрировать свое владение навыками проведения химического эксперимента.

При необходимости программа может быть расширена за счет введения семинаров, коллоквиумов, экскурсий на производство и дополнительных практических работ.

Учебно-тематический план

Содержание программы

Раздел №1. Количественные характеристики растворов (4 ч.)

1.1. Растворы. Растворимость (2 ч.)

Актуальность изучения темы. Содержание и задачи курса. Виды растворов: молекулярные, ионные, коллоидные, комплексные. Характеристики растворителей: полярные и неполярные. Важнейшие растворители.

Зависимость растворимости веществ от температуры. Кривые растворимости.

Практическая работа. Определение растворимости веществ. Выращивание кристаллов.

1.2. Массовая доля вещества в растворе. Молярная и нормальная концентрация растворов

(2 ч.)

Расчеты, связанные с понятиями «массовая доля», «молярная концентрация» и «нормальная концентрация». Приготовление растворов. Экскурсия в аптеку.

Практическая работа. Титрование растворов. Определение карбонатной жесткости воды (приложение №1). Определение количественного содержания кислот и щелочей в пищевых продуктах.

Раздел №2. Физические характеристики растворов (4 ч.)

2.1. Температуры кипения и замерзания растворов (1 ч.)

Практическая работа. Температуры плавления и кипения растворов. Составление различных соляных смесей для посыпки дорог в гололед и исследование их эффективности.

2.2 Электролитическая диссоциация (2 ч.)

Теория электролитической диссоциации. Диссоциация веществ с ковалентной полярной и ионной связью. Ступенчатая диссоциация кислот. Степень и константа диссоциации. Гидратация частиц растворенного вещества. Свойства кислот и оснований в свете теории электролитической диссоциации.

Практическая работа. Зависимость степени диссоциации от концентрации раствора и от температуры. Влияние степени диссоциации кислот на интенсивность окрашивания индикаторов.

2.3.Электропроводность растворов (1 ч.)

Практическая работа. Зависимость электропроводности растворов от силы электролита и концентрации раствора. Изучение состава аккумуляторных электролитов.

Раздел №3. Химические реакции, происходящие в растворах (8 ч.)

3.1. Электролиз растворов (2 ч.)

Практическая работа. Электролиз растворов различных солей. Зависимость продуктов электролиза от состава электролита. Проведение электролиза растворов солей с использованием угольного и медного анода. Гальванопластика и гальваностегия, возможности их практического применения (приложение №2)

3.2. Реакции ионного обмена (2 ч.)

Практическая работа. Получение осадков и газов реакцией ионного обмена. Расчет выхода продукта в процентах от теоретически возможного.

Практическая работа. Качественные реакции на ионы. Решение экспериментальных задач на распознавание растворов. Качественный анализ водопроводной воды. Определение содержания ионов железа (II) в питьевой воде методом хроматометрии (приложение №3).

3.3. Гидролиз солей. рН растворов (2 ч.)

Реакции между растворенными веществами и водой. Гидролиз солей и среда растворов. Обратимый и необратимый гидролиз. Водородный показатель. рН различных растворов, в том числе биологических жидкостей.

Практическая работа. Гидролиз солей. Определение рН растворов, используемых в быту и в технике. Сок краснокочанной капусты как универсальный индикатор. Растворы, провоцирующие или замедляющие коррозию металлов.

3.4. Зависимость свойств растворов кислот от концентрации (2 ч.)

Практическая работа. Зависимость течения реакции между азотной кислотой и металлами от природы металла, температуры раствора кислоты и его концентрации.

Практическая работа. Взаимодействие серной кислоты различной концентрации с разными металлами.

Итоговое занятие (1 ч.)

Презентация исследовательских проектов. Подведение итогов проделанной работы.

Темы исследовательских проектов

1. Определение щелочности печенья, кислотности молока и газированных напитков. Содержание фосфорной кислоты в газированных напитках.

2. Составление соляных смесей для посыпки дорог в гололед и исследование их эффективности.

3. Определение качественного и количественного содержания примесей в водопроводной и речной воде.

4. Создание металлических покрытий и изделий гальванотехническими методами.

5. Растворы, провоцирующие или замедляющие коррозию металлов.

6. Гравирование металлов методом электролиза.

Основная литература

Астафуров В.И. Основы химического анализа. М.: «Просвещение», 1986

Воскресенский В.И., Неймарк А.М. Основы химического анализа..М.: «Просвещение», 1971

ГлориозовП.А., Сморгонский А.М. Практические занятия по химии в средней школе. М.: Издательство академии педагогических наук, 1955

Зенчик В.П. Практикум по неорганической химии. М.: «Медицина», 1967

Малолеткова Е.И. Экспериментальные задачи по неорганической химии. М.: «Просвещение», 1964

Назарова Т.С., Грабецкий А.А., Лаврова В.Н. Химический эксперимент в школе. М.:«Просвещение», 1987

Парменов К.Я. Опыты по химии с электрическим током. М.: Учпедгиз, 1962

Подобаев Н.И. Окислительно-восстановительные реакции и гальванические элементы. М.: «Просвещение, 1966

Эпштейн Д.А.,Хацинская Ю.Д., Каверина А.А.. Изучение факультативного курса «Химия в промышленности». М.: «Просвещение», 1976

Дополнительная литература

Рабинович В.А., Хавин З.Я. Краткий химический справочник. Ленинград: «Химия», 1978

Химический энциклопедический словарь. М.: «Советская энциклопедия», 1983

Энциклопедический словарь юного химика. М.: «Педагогика», 1982

Приложение №1

Практическая работа

«Определение карбонатной жесткости воды»

Абсолютно чистой воды в природе не существует. Она всегда содержит различные примеси как в растворенном, так и во взвешенном состоянии. От концентрации и природы этих примесей зависит пригодность воды для бытовых и промышленных нужд.

Вода, в которой растворены соли кальция и магния, обладает особым свойством – жесткостью. Жесткая вода образует плотные слои накипи на внутренних стенках паровых котлов и кипятильников; в ней плохо развариваются пищевые продукты; при мытье рук в жесткой воде расходуется много мыла. Количественно жесткость воды выражают числом миллимолей эквивалентов ионов кальция и магния, содержащихся в 1 л. 1 ммоль (экв. Mg) соответствует 12,16 мг; 1 ммоль (экв. Ca) – 20,04 мг. В зависимости от значения жесткости различают следующие типы воды:

а) очень мягкая – менее 1,5 ммоль (экв.) / л

б) мягкая – 1,5 -3,0 ммоль (экв.) / л

в) среднежесткая – 3,0 – 4,5 ммоль (экв.) / л

г) довольно жесткая – 4,5 – 6,5 ммоль (экв.) / л

д) жесткая – 6,5 – 11, 0 ммоль (экв.) / л

е) очень жесткая – свыше 11,0 ммоль (экв.) / л

Если в воде наряду с ионами Са и Mg присутствуют ионы HCO, то при кипячении её жесткость уменьшается. Это обусловлено разрушением кислых солей и выпадением в осадок малорастворимых карбонатов.

Жесткость, обусловленная содержанием гидрокарбонатов кальция и магния, называется карбонатной (Ж). Её определяют титрованием воды раствором хлороводородной кислоты:

Ca(HCO)+ 2HClCaCl+ 2CO+ 2HO

В качестве индикатора используется метиловый оранжевый.

Жесткость, обусловленная присутствием в воде хлоридов, сульфатов и других солей магния и кальция (кроме гидрокарбонатов), называется некарбонатной (Ж). Общая жесткость воды представляет собой сумму Ж+ Ж. Её можно определить титрованием воды спиртовым раствором нейтрального мыла, например детского (метод осадительного титрования):

CaCl+ 2CHCOONa(CHCOO)Ca+ 2NaCl

Конец реакции устанавливают по образованию устойчивой пены, появляющейся при встряхивании титруемой воды. Предварительно проводят анализ нескольких эталонных растворов, содержащих известное количество катионов кальция.

Указания по проведению экспериментальной работы

«Определение карбонатной жесткости воды».

Поместите в коническую колбу объёмом 250 мл пробу речной или водопроводной воды объёмом 100 мл. Прибавьте 2 – 3 капли раствора метилового оранжевого (0,02%) и титруйте пробу 0,1 М раствором хлороводородной кислоты до перехода желтой окраски в неисчезающую бледно-розовую.

Рассчитайте карбонатную жесткость воды по формуле:

Ж= ммоль (экв.) / л ,

где с - нормальная концентрация раствора HCl; V- объем воды, взятый для анализа, л; V - объем раствора HCl, затраченный на титрование, мл.

Приложение №2

Практическая работа

«Электролиз растворов солей»

Для электролиза солей рекомендуется сделать следующий прибор (рисунок 1). Стеклянную трубку большого диаметра закрывают с обоих концов пробками со вставленными в них электродами из красной меди. Очень пригодны для этой цели медные монеты, к которым следует припаять металлические стержни. В верхней пробке имеется отверстие со стеклянной трубкой, на конец которой надевается резиновая с зажимом. Трубка укрепляется в штативе.

В этом простом приборе можно показать следующие опыты:

а) электролиз раствора сульфата натрия; в трубку предварительно приливается немного спиртового раствора фенолфталеина;

б) электролиз раствора серной кислоты при медных электродах; в этом опыте очень удобно наблюдать вторичные реакции при электролизе – медный электрод окисляется и покрывается чёрным оксидом меди (II), который реагирует с серной кислотой и образует сульфат меди (II), что прекрасно видно по изменению окраски у анода;

в) электролиз раствора иодида калия; в раствор предварительно примешивают немного раствора крахмала; выделяющийся при разложении йод окрашивает крахмал в интенсивно синий цвет.

Все эти и подобные им опыты очень эффектны. Прибор позволяет видеть отчетливо все изменения при электролизе.

На рисунке 2 изображен стандартный прибор с угольными электродами для разложения хлорида меди (II) или медного купороса. В нем можно проводить опыты по электролизу растворов и других солей, например, упоминавшегося выше сульфата натрия. В этом приборе можно показать окислительные свойства кислорода в момент выделения. Обвертывают несколько раз анод полоской голубой ткани. После пропускания тока через 2 – 3 мин вынимают электрод и снимают ткань. Учащиеся легко обнаруживают, что два слоя ткани, непосредственно прилегающие к аноду, обесцветились, а дальше отстоящие – не изменились, что свидетельствует об очень быстром превращении атомарного кислорода в молекулярный.

Употребив несколько иной прием, можно в том же приборе показать и восстановительные свойства водорода в момент его выделения. Для этой цели один угольный электрод заменяют медным, предварительно покрытым слоем сернистой меди. Чтобы получить такой электрод, достаточно подержать его в парах кипящей серы.

Через 10 – 15 мин после включения тока от аккумулятора медный электрод начинает очищаться от сернистой меди и становится блестящим. Одновременно нетрудно обнаружить и образование водорода.

Чтобы продукты электролиза в приборе, изображённом на рисунке 2, не смешивались, в середину трубки, в месте её изгиба, помещают неплотный тампон из ваты, который будет играть роль диафрагмы. Без этой диафрагмы мы, например, в случае электролиза холодного раствора хлорида натрия не получим у электродов едкого натра и хлора, а получим продукты их взаимодействия: гипохлорит натрия и хлорид натрия.

Гипохлорит натрия – ценный антисептик и дегазатор, а также отбеливатель, обычно так и получают. Как известно, раствор гипохлорита и хлорида натрия называется лабараковой водой, а тех же солей калия – жавелевой водой. После окончания электролиза без диафрагмы учащиеся могут пронаблюдать разрушающее действие гипохлоритов на красящие вещества, например, фуксин, индиго, метиловый фиолетовый (чернила) и т. п. Перед опытом нужно показать, что электролит красок не разрушает.

Указания к решению экспериментальных задач.

Задача 1.

Изучение продуктов электролиза раствора уксуснокислого свинца.

В прибор (рисунок 2) налейте раствор ацетат свинца (II) и проведите электролиз на угольных электродах. Наблюдайте выделение газа на аноде и кристаллов металла на катоде. Исследуйте выделившийся газ тлеющей лучинкой. Напишите уравнения анодной и катодной реакции. Поменяйте местами полюса источников тока. Наблюдайте растворение кристаллов металла на аноде и появление их на катоде.

Задача 2.

Электролиз раствора сульфата натрия.

В прибор (рисунок 2) налейте раствор сульфата натрия и добавьте в оба колена по 2 – 3 капли лакмуса. Присоедините угольные электроды к источнику постоянного тока, опустите их в раствор. Объясните причину изменения окраски лакмуса в трубке. Напишите уравнения реакций, протекающих на аноде и катоде.

Задача 3.

Электролиз раствора иодида калия.

В прибор (рисунок 2) налейте раствор йодистого калия. Соедините угольные электроды с источником постоянного тока и опустите их в раствор. Наблюдайте появление бурой окраски у анода. Определите присутствие йода крахмалом. Проверьте характер среды у катода фенолфталеином. Напишите уравнения реакций, протекающих на аноде и катоде.

Приложение №3.

Практическая работа

«Определение содержания железа (II) в растворе».

Содержание солей железа (II) в питьевой воде можно определить не только качественно (с помощью красной кровяной соли), но и количественно, например, методом дихроматометрии. Метод дихроматометрии основан на окислительных свойствах ионов CrO восстанавливаться до катионов Cr:

CrO+ 14H+ 6= 2Cr+ 7HO

Чтобы определить точку эквивалентности, пользуются окислительно-восстановительными индикаторами, изменяющими окраску в присутствии избытка дихромат-ионов.

Экспериментальная задача №1. Приготовление титрованного раствора дихромата калия.

Поместите в бюкс 1,2 г KCrO и взвесьте бюкс с солью на аналитических весах (можно использовать школьные обычные весы). Пересыпьте дихромат калия из бюкса в мерную колбу на 250 мл и вновь взвесьте бюкс на аналитических весах. По разности определите массу KCrOв мерной колбе. Прилейте в колбу 100 – 150 мл дистиллированной воды и растворите соль. Доведите объём раствора до метки, закройте колбу пробкой и перемешайте раствор. Рассчитайте нормальную концентрацию и титр приготовленного раствора дихромата калия.

Экспериментальная задача №2. Определение концентрации ионов железа (II) в питьевой воде.

Поместите в 3 конические колбы на 250 мл по 20 мл анализируемой воды. Прибавьте в каждую колбу 30 мл раствора HCl (1:1), 5 мл раствора фосфорной кислоты (85%-ного) и 6 – 8 капель индикатора (0,1 г дифениламина растворяют в 50 мл концентрированной серной кислоты). Перемешайте раствор в одной из колб и медленно титруйте его раствором KCrOпри непрерывном перемешивании. Как только зеленая окраска раствора в колбе, обусловленная ионами железа (II), станет серо-зеленой, уменьшите скорость титрования. Прибавляйте раствор KCrOпо одной капле. В точке эквивалентности окраска раствора становится сине-фиолетовой. Аналогично перемешайте и оттитруйте растворы в двух других колбах. По результатам трех титрований рассчитайте среднее значение объема раствора дихромата калия, затраченного на титрование. Рассчитайте концентрацию железа в анализируемом растворе.

Нормальную концентрацию с вещества в анализируемом растворе можно рассчитать по формуле: с =,

где V – объем взятой для анализа пробы; V- объем титрованного раствора реагента, затраченный на титрование пробы; с - нормальная концентрация титрованного раствора.

Концентрацию раствора можно также выражать титром. Титр показывает массу вещества в граммах в 1 мл раствора. Связь между нормальной концентрацией и титром Т раствора выражается уравнением: Т = ,

где М- молярная масса эквивалента, равная произведению молярной массы на эквивалент.

Предельно допустимая концентрация ионов железа в питьевой воде составляет 1 мг/л. Можно сделать вывод о безопасности исследованной питьевой воды для здоровья человека.

Приложение №4.

Различные характеристики содержания компонентов в растворах.

Концентрация – относительное количество данного компонента в системе (смеси, растворе, сплаве). Применяют различные способы выражения концентрации.

1) Объемная, массовая и молярная доли компонента – отношение его объема, массы и числа молей соответственно к общим объему, массе и числу молей системы; единицы – процент (%), промилле (тысячная доля, %0), миллионная доля (или часть на миллион, млн), миллиардная доля (или часть на миллиард, млрд).

2) Концентрация по массе, или массовая концентрация, - отношение массы компонента к объему системы (единицы – кг/м).

3) Молярная концентрация (молярность) – отношение количества вещества компонента к объему системы (моль/м). Молярность раствора часто выражают числом молей растворенного вещества в одном литре раствора (моль/л, или М).

4) Моляльная концентрация (моляльность) раствора – отношение количества растворенного вещества к массе растворителя (моль/кг).

5) Нормальность раствора представляет собой число химических эквивалентов растворенного вещества в одном литре раствора.

6) Титр представляет собой число граммов растворенного вещества в одном миллилитре раствора.

7) Концентрация растворов может выражаться массой вещества, растворенного в 100 г растворителя или в 1 л раствора, или числом молей вещества в 1000 молей растворителя.

Согласно Международной системе единиц (СИ), к концентрации следует относить только массовую и молярную концентрации. Все остальные характеристики содержания компонента в системе не являются концентрацией.