Глава 3. Реакции взаимодействия металлов с растворами солей.

             Эксперимент по коллоидным растворам.

 

    Большую роль в формировании знаний учащихся о веществе играет так же понятие о растворах.

    В современном школьном курсе химии изучение растворов на начальном этапе обучения производится с целью ознакомления учащихся со средой, в которой протекают многочисленные химические реакции. Затем с растворами школьники встречаются при изучении вопросов электролитической диссоциации (растворы – электролиты), элементов главной подгруппы IV группы (коллоидные растворы). Обобщение знаний о растворах проводят в курсе химии 11-го класса.

    Если говорить о классификации растворов, то можно выделить:

1. По гемогенности – это однородные системы.

2. По числу компонентов. Двухкомпонентные системы состоят из растворителя и растворенного вещества.

3. По агрегатному состоянию различают: газообразные, жидкие и твердые растворы.

 

Теория растворов достаточно хорошо изложена в научной и методической литературе. В первой главе мы коснулись вопроса создания проблемных ситуаций при изучении реакций в растворах на примере реакций металлов с солями и гидролиза. Тема «Гидролиз» раскрыта полностью. Реакциям металлов с солями и эксперименту по коллоидным системам повещена данная глава.

 

 

Часть 1. Реакция металлов с растворами солей.

Школьникам была поставлена задача:

 

В раствор сульфата меди внесите небольшой кусочек металлического лития и объясните причину образования осадка черного цвета.

Решение можно выразить следующей схемой:

 

 

Схема 1.

 

Решение проблемного эксперимента.

 

 

 

 

 

 

Проверочный эксперимент

Вывод

                                                                                                                              

 

    В общем изучаемый процесс вместе со школьниками изображаем условно:

 

    CuSO₄ + Li ® CuO¯ + H₂­

    исходные вещества  наблюдаемые экспериментально продукты

 

 

    Вспоминаем, какие химические свойства металлов характеризует ряд стандартных электродных потенциалов:

 

1. Чем более отрицателен электродный потенциал металла, тем больше его восстановительная способность.

2. Каждый металл, имеющий более отрицательный потенциал, способен вытеснять (восстанавливать) из раствора солей те металлы, которые имеют более положительный потенциал.

Вспоминаем, что исключение составляют лишь щелочные и щелочноземельные металлы, которые не восстанавливают ионы других металлов из растворов их солей, что связано с тем, что скорость их взаимодействия с водой, т.е. гидратация значительно превышает скорость вытеснения иона металла.

3. Все металлы, имеющие отрицательный стандартный электродный потенциал, т.е. находящиеся в ряду напряжения металлов левее водорода, способны вытеснять его из растворов кислот. К этому добавляем, что самые активные металлы вытесняют водород и из воды.

 

Таким образом, в систему введены - сульфат меди, вода и литий. Исследуем какие возможны процессы:

 

- литий реагирует с водой, при этом выделяется водород, что согласуется с наблюдаемыми признаками реакции:

 

2Li + 2H₂O ® 2LiOH + H₂­

 

    Образовавшийся гидроксид лития, должен реагировать с сульфатом меди с образованием осадка гидроксида меди голубого цвета:

 

CuSO₄ + 2LiOH ® Cu(OH)₂¯ + Li₂SO₄

 

    Образование осадка черного, а не голубого, цвета вызвало удивление у школьников. Проделываем опыт по взаимодействию лития не с солью, а с водой и измеряем выделившуюся при этом температуру (70°С):

 

2Li + 2H₂O ® 2LiOH + H₂­ + Q

 

    Выдвигаем гипотезу, что выделившейся при реакции гидратации лития теплоты, достаточно для разложения образовавшегося гидроксида меди:

 

                  t°

Cu(OH)₂ ® CuO + H₂O (t° разложения 50°С)

осадок           осадок

  голубого       черного

    цвета             цвета

 

⇐ Предыдущая123456Следующая ⇒

Поделиться:

Воспользуйтесь поиском по сайту: