На втором уроке [18], учащиеся решают экспериментальную задачу: установите экспериментальным путем количественную зависимость растворимости нитрата калия от температуры. Составьте план определения коэффициента растворимости нитрата калия при температуре 20, 30, 40, 50° С и осуществите его в лаборатории, имея необходимое оборудование. Используя ваши данные, начертите график зависимости растворимости нитрата калия от температуры, предварительно обсудив с учителем план решения данной экспериментальной задачи. Учащиеся последовательно выполняют следующие операции: взвешивают, пустую фарфоровую чашку – m1

в колбе на 50-100 мл. Готовят в 30-50 мл воды концентрированный раствор нитрата калия при температуре на 5-10° С больше, чем заданная, и следя за показанием термометра, медленно охлаждают раствор до заданной температуры (на дне колбы должны выпадать кристаллы). Быстро отливают во взвешенную чашку 5-10 мл раствора (выпавшие кристаллы должны остаться в колбе). Взвешивают чашку с раствором, предварительно охладив его до комнатной температуры (на дне чашки появляются кристаллы нитрата калия) – m2

. Осторожно выпаривают раствор досуха, охлаждают чашку с оставшимся в ней нитратом калия и взвешивают – m3

. Оставшийся в колбе раствор можно вновь нагреть до растворения выпавших кристаллов, охладить до другой, заданной температуры и повторить все операции.

Расчет осуществляется следующим образом:

1. Масса отлитого раствора: m2 –

m1 =

m4

(г)

2. Масса сухого остатка нитрата калия: m3 –

m1 =

m5

(г)

3. Масса испарившейся воды: m4 –

m5 =

m6

(г)

4. Коэффициент растворимости нитрата калия при данной температуре (растворимостью соли в 100 г воды): в m6

(г) H2O растворяется m5

(г) KNO3; в 100 г H2O растворяется Х(г) KNO3.

Составляем пропорцию и находим Х:

100 × m5

Х = ¾¾¾¾¾¾ .

m6

Одна из важнейших форм проведения экспериментальных занятий, впервые разработанная В.Н. Верховским – лабораторный урок. Задачей такого лабораторного урока может быть проведение небольшой исследовательской экспериментальной работы , направленной на эвристический вывод определенных положений [18].

Оригинальный химический эксперимент предлагается авторами [19], как прекрасное средство для обобщения материала по курсу химии. Так первая серия включает превращение по химии иона Fe3+. В пробирку помещают 30 капель 0,1М раствора хлорида железа (III) FeCl3 и пять капель 2М раствора карбоната натрия Na2CO3. В результате образования нестойкой кислоты и нерастворимого гидроксида железа, происходит необратимый гидролиз соли:

2FeCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Fe(OH)3↓ + 3CO2↑ + 6NaCl

К полученному осадку, кирпично-красного цвета, добавляют семь капель 3М раствора хлороводорода HCl. В результате связывания оставшихся карбонат ионов и растворения осадка раствор становиться прозрачным:

Fe(OH)3 + 3H+ = Fe3+ + 3H2O

Добавление четырех капель 0,05М раствора тиоцината калия KSCN, приводит к окрашиванию раствора в кроваво-красный цвет в следствии образования комплексного иона:

Fe3+ + 6SCN– = Fe(SCN)63–

При добавлении 20 капель 1М раствора фторида натрия NaF раствор обесцвечивается вследствие образования более стабильного фторидного комплекса:

Fe(SCN)63– + 6F– = FeF63– + 6SCN–

Последующее добавление 10 капель 1М раствора гидроксида натрия NaOH, разрушает комплексный ион и приводит к выпадению кирпично-красного осадка:

FeF63– + 3ОН– = Fe(OH)3↓ + 6F–

При добавлении к полученному раствору двух капель 1М раствора сульфида натрия Na2S происходит восстановление трехвалентного железа в двухвалентное, а так же переход железа из одной осажденной формы (гидроксид) в другую – более стойкую (сульфид). В пробирке образуется осадок черного цвета.

Fe(OH)3 + 2S2– = FeS↓ + S↓ + 3ОН–

Вторая серия включает превращение по химии иона меди Cu2+. Для этого в пробирку наливают 20 капель 0,1М раствора сульфата меди (II) CuSO4 происходит необратимый гидролиз и образуется осадок синего цвета:

CuSO4 + Na2CO3 + H2O = Cu(OH) 2↓ + CO2↑ + Na2SO4

Далее пять капель раствора хлороводорода HCl вызывают растворение выпавшего осадка:

Cu(OH) 2 + 2Н+ = Сu2+ + 2H2O