Проведенный комплекс опытов дает возможность сделать вывод о том, что по растворимости в воде вещества делятся на растворимые, малорастворимые и нерастворимые [18].

Учитель демонстрирует учащимся таблицу растворимости веществ в воде и объясняет, как ею пользоваться. После этого они записывают в тетрадь определение растворимости.

Далее от качественной характеристики учитель переходит к количественной. Он предлагает учащимся проверить, насколько хорошо растворима поваренная соль. В пробирку с раствором поваренной соли из предыдущего опыта учащиеся добавляют примерно столько же поваренной соли, сколько было взято ранее. Они взбалтывают пробирки с поваренной солью и наблюдают, что новая порция соли полностью уже не растворяется. При нагревании этого раствора наблюдается тот же эффект. Таким образом, учитель подводит учащихся к понятию “насыщенный раствор” и даёт его определение[18].

Те же операции учащиеся проделывают с квасцами. В результате они убеждаются, что в такой же порции воды при нагревании квасцов растворимость больше, чем поваренной соли. Учащиеся делают вывод: нагревание влияет на растворимость квасцов значительно сильнее, чем на растворимость поваренной соли. Зависимость растворимости солей от повышения температуры определяется природой растворяемого вещества. Изменение растворимости некоторых видов с изменением температуры наглядно показывают кривые растворимости. Учитель демонстрирует график кривых растворимости и разъясняет учащимся, как им пользоваться, раскрывает смысл коэффициентов растворимости, т.е. рассматривает количественную характеристику растворимости.

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

Добавляем в пробирку пять капель 1М раствора иодита калия KJ, что приводит к восстановлению ионов Сu2+ до Сu+ и вызывает образование осадка коричневого цвета, представляющего особую смесь белого иодита меди (I) и свободного иода:

2 Сu2+ + 4J– = 2CuJ↓ + J2

Еще одна окислительно-восстановительная реакция происходит при помещении в образовавшийся раствор пять капель 1М раствора тиосульфата натрия Na2S2O3 . Тиосульфат натрия связывает свободный йод, в результате цвет осадка становится белым – это оставшийся CuJ :

2S2O32– + J2 = S4O62– + 2J–

При добавлении двадцати капель 3М раствора аммиака NH4 осадок растворяется вследствие образования бесцветного комплексного соединения меди:

CuJ + 2NH3 = Cu(NH3) 2+ + J–

Добавление одной капли 3% раствора перекиси водорода вновь окисляется Сu+ и Сu2+ , что приводит к окрашиванию раствора в глубокий синий цвет из- за образования окрашенного комплексного иона Cu(NH3) 42+

2Cu(NH3) 2+ + H2O2 + 4NH3 = 2Cu(NH3) 42+ + 2OH–