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Elementi e atomi, presi nella cerchia di Mendeleev, hanno reso la chimica la più ricca e la più creativa delle scienze. G. Sannikov

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La chimica è una scienza straordinaria. Da un lato, è molto specifico e si occupa di innumerevoli sostanze benefiche e nocive intorno e dentro di noi. Pertanto, tutti hanno bisogno della chimica: un cuoco, un autista, un giardiniere, un muratore.

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La ricerca a casa in cucina sotto la guida di un insegnante Obiettivi della ricerca: Didattica: fornire informazioni aggiuntive su acidi e basi, per usarli correttamente; formazione delle capacità di redazione di report; insegnare agli studenti a pensare in modo indipendente, trovare e risolvere problemi. Sviluppo: sviluppare la capacità di evidenziare la cosa principale, generalizzare, classificare; acquisire conoscenze in autonomia. Educativo: insegnare a valutare in modo indipendente, osservare i fenomeni; sviluppare l'interesse cognitivo per la materia e la creatività nel processo di lavoro indipendente; la formazione di interesse per un nuovo argomento.

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La relazione sul lavoro di ricerca si svolge secondo i piani. 1. Il titolo del tema del lavoro. Il titolo deve riflettere accuratamente il contenuto dell'opera. Data, luogo, cognome e nome dell'autore. 2. Lo scopo del lavoro ei suoi compiti. 3. Metodo di lavoro. I risultati del lavoro dipendono dal numero di esperimenti, osservazioni e dalla loro elaborazione. In che modo sono state fatte le osservazioni, quante sono state effettuate, con quali sostanze. 4. Risultati e discussione. Più studenti possono ricevere lo stesso compito. Pertanto, è necessario discutere i risultati di esperimenti, osservazioni, confronto di rapporti.

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Metodologia di ricerca. 1. Fase preparatoria: per gli esperimenti sarà necessaria una piccola quantità di verdura, frutta, bicarbonato di sodio, aceto, succhi, quindi è necessario chiedere ai genitori di non scusarsi se il bambino li vizia nei suoi esperimenti, perché il bambino impara il mondo che lo circonda, e questo è un passo verso la grande scienza. 2. Conoscenza dell'oggetto di studio. Lo studente riceve una carta - un compito. 3. Familiarizzazione con le precauzioni di sicurezza.

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Istruzioni per la tubercolosi: non bere o mangiare mai le sostanze che usi nei tuoi esperimenti e inoltre non lasciarle entrare negli occhi e nella bocca. Annusali con attenzione, portando gradualmente la sostanza al naso fino a sentirne l'odore.

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Condurre ricerche. Lavoro 1. Acidi e basi in cucina. Avrai bisogno di: aceto, succo di limone, succo d'arancia, succo di mela, acido citrico, acqua frizzante, bicarbonato di sodio, detersivo, bicchieri. Versare un cucchiaio pieno di bicarbonato di sodio in un bicchiere vuoto. Versa un po' di aceto in un bicchiere. Cosa osservi? Prova limone, arancia, succo di mela, soda, detersivo. Mescola una goccia di detersivo con qualsiasi acido liquido (aceto, succo di frutta o soda). Aggiungi una piccola quantità della miscela risultante a un cucchiaio di bicarbonato di sodio. Questo crea schiuma? La formazione di schiuma indica che la soluzione continua ad essere un acido. Aggiungere altro detersivo alla miscela precedentemente preparata. Continuare a testare le proprietà acide della miscela osservando il rilascio di schiuma. Fermare la formazione di schiuma significherà la neutralizzazione dell'acido.

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Lavoro 2. Cristalli in crescita. Avrai bisogno di: sale, zucchero, acqua, bicchieri di plastica trasparenti, cucchiaio, corda, matita. Mettere alcuni cucchiai colmi di sale da cucina in un bicchiere. Riempi il bicchiere per tre quarti con acqua. Mescolare il sale con un cucchiaio. Se il sale si è sciolto, aggiungere un altro cucchiaio di sale, mescolare e salare fino a quando la soluzione è satura. Lega la corda al centro della matita e abbassa l'estremità libera della corda con un cucchiaio sul fondo del bicchiere. Il giorno dopo vedrai che i cristalli risaltano sulle pareti del vetro e sulla corda. Ripeti l'esperimento usando lo zucchero o un altro sale. Lasciare la configurazione sperimentale per una settimana, consentendo così il tempo per la massima cristallizzazione. Studia attentamente i cristalli formati e noterai che hanno forme diverse. Sostituire la corda con il filo. Separa un singolo cristallo e osservalo. Ogni giorno aumenterà di dimensioni.

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Lavoro 3. Moneta lucida. Avrai bisogno di: qualsiasi moneta contenente rame, sale, aceto, tovagliolo di carta, cucchiaio. Metti la moneta su un tovagliolo di carta. Cospargilo di sale. Versare l'aceto sopra con un cucchiaio. Strofina una moneta e brillerà davanti ai tuoi occhi! Ripetere questo esperimento con a) un sale. b) un aceto. c) con succo di limone. d) con sale e succo di limone. Una delle combinazioni di cui sopra pulisce la moneta con la stessa efficacia dell'uso di aceto e sale?

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Le lezioni di ricerca stanno diventando popolari tra gli insegnanti di chimica. Tali lezioni richiedono molta preparazione, che, come dimostra la pratica, si giustifica. Tali lezioni sono costruite secondo la logica dell'approccio all'attività e comprendono le seguenti fasi: motivazionale-orientativo, operativo-esecutivo (analisi, previsione e sperimentazione), valutativo-riflessivo.

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Condurre un esperimento mentale. Aiuta a sviluppare capacità di ragionamento. Questi sono compiti in cui è necessario ottenere una sostanza specifica da quelle offerte; ottenere la sostanza in diversi modi; effettuare tutte le reazioni caratteristiche e qualitative inerenti a questa classe di sostanze; rivelare la relazione genetica tra le classi di sostanze inorganiche.

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Esempi di compiti per un esperimento mentale. La polvere di zinco è stata versata nella storta, il tubo di uscita del gas è stato chiuso con un morsetto, la storta è stata pesata e il contenuto è stato calcinato. Quando la storta si è raffreddata, è stata nuovamente pesata. La massa è cambiata e perché? Quindi il morsetto è stato aperto. La massa è cambiata e perché? 2. Le tazze con soluzioni di idrossido di sodio e cloruro di sodio sono bilanciate sulla bilancia. La posizione della freccia della bilancia cambierà dopo qualche tempo e perché?

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Compiti creativi per prevedere le proprietà delle sostanze. Tali compiti contribuiscono alla formazione di capacità di ricerca, stimolano l'interesse, consentono agli studenti di conoscere i risultati degli scienziati, vedere esempi vividi ed eleganti del lavoro del pensiero creativo.

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Ad esempio, quando si studia l'argomento "Carboidrati", agli studenti vengono poste domande: 1. Il chimico tedesco Christian Schönbein ha accidentalmente versato una miscela di acido solforico e nitrico sul pavimento. Puliva automaticamente il pavimento con il grembiule di cotone di sua moglie. "L'acido può dar fuoco al grembiule", pensò Shenbein, sciacqui il grembiule in acqua e lo appese ad asciugare sopra la stufa. Il grembiule si è prosciugato, ma poi c'è stata un'esplosione silenziosa e ... il grembiule è scomparso. Perché è avvenuta l'esplosione? 2. Cosa succede se mastichi a lungo il pane grattugiato?

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Argomento della lezione: Proprietà chimiche dell'acido nitrico. L'obiettivo didattico generale della lezione è creare le condizioni per la consapevolezza e la comprensione primaria delle informazioni educative al fine di sviluppare le capacità di ricerca degli studenti attraverso la tecnologia dell'apprendimento basato sui problemi. Obiettivo didattico trino: Aspetto educativo: promuovere la formazione del concetto di “acido” negli studenti utilizzando l'esempio dell'acido nitrico; creare le condizioni per rivelare le proprietà generali e specifiche dell'acido nitrico risolvendo problemi sperimentali e cognitivi, sviluppare abilità nella scrittura di equazioni di reazione. Aspetto di sviluppo: promuovere lo sviluppo delle capacità di ricerca degli studenti nel processo di esecuzione e osservazione dell'esperimento. Aspetto educativo: mantenere l'interesse per lo studio dell'argomento attraverso un lavoro autonomo; favorire la cooperazione; promuovere lo sviluppo di un linguaggio chimico competente. Forme di attuazione dei metodi: seminario sul problema. Tecniche di attuazione dei metodi: creazione di compiti di natura di ricerca; compiti di confronto e analisi delle informazioni precedentemente ricevute; incarichi per il trasferimento indipendente delle conoscenze in una nuova situazione di apprendimento. Forme di organizzazione dell'attività cognitiva: classe generale, gruppo (in questa lezione prevede di facilitare l'attuazione del lavoro di ricerca sperimentale, contribuisce alla creazione di un ambiente educativo adattivo e al salvataggio dei reagenti), individuale. Risultato atteso: tutti gli studenti impareranno le proprietà generali e specifiche dell'acido nitrico, nonché il motivo per cui una soluzione di acido nitrico interagisce con i metalli in modo diverso dalle soluzioni di altri acidi.

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Conclusioni pedagogiche 1. Studenti di diversi livelli di preparazione e di diverse età sono coinvolti in attività di ricerca con piacere e interesse, l'affermazione che questa sia un'area di interesse e di opportunità per gli studenti delle scuole superiori e che questo tipo di attività sia possibile solo per i bambini dotati non è corretta. Gli insegnanti coinvolti nelle attività di ricerca di studenti con diversi livelli di preparazione dovrebbero tenere conto delle capacità del bambino, prevedere il livello del risultato, il tasso di attuazione del programma di ricerca. 2. Nel corso dell'attività di ricerca, lo sviluppo delle capacità del bambino avviene a determinate condizioni: - se l'argomento e l'oggetto dell'attività di ricerca corrispondono ai bisogni del bambino; - la formazione si svolge nella “zona di sviluppo prossimale e con un livello di difficoltà sufficientemente elevato”; - se il contenuto dell'attività è basato sull'“esperienza soggettiva del bambino”; - se c'è un apprendimento delle modalità di attività. 3. La capacità di insegnamento della ricerca inizia con una lezione che si costruisce secondo le leggi della ricerca scientifica. La tecnologia dell'attività di ricerca è incentrata sullo sviluppo delle competenze: - determinare gli scopi e gli obiettivi dello studio, la sua materia; - ricerca indipendente della letteratura e dei suoi appunti; - analisi e sistematizzazione delle informazioni; - annotare le fonti studiate; - avanzare un'ipotesi, condurre uno studio pratico in conformità con essa dalla classificazione del materiale; - descrivere i risultati dello studio, trarre conclusioni e generalizzazioni.

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Nella sua forma pura, l'ossigeno fu ottenuto per la prima volta da Scheele nel 1772, poi nel 1774 Priestley lo isolò dall'ossido di mercurio.

Il nome latino dell'ossigeno "oxygenium" deriva dal greco antico "oxys", che significa "aspro", e "gennao" - "parto"; da qui il latino "oxygenium" significa "produttore di acido".

Nello stato libero l'ossigeno si trova nell'aria e nell'acqua. Nell'aria (atmosfera) contiene il 20,9% in volume o il 23,2% in peso; il suo contenuto in acqua allo stato disciolto è di 7-10 mg/l.

In una forma legata, l'ossigeno è incluso nella composizione dell'acqua (88,9%), vari minerali (sotto forma di vari composti dell'ossigeno). L'ossigeno fa parte dei tessuti di ogni pianta. È essenziale per la respirazione degli animali.

L'ossigeno si trova in natura allo stato libero in una miscela con altri gas e sotto forma di composti, quindi vengono utilizzati metodi sia fisici che chimici per ottenerlo.

Il metodo generale per ottenere ossigeno dai composti si basa sull'ossidazione di uno ione bivalente caricato negativamente secondo lo schema:

2O 2- - 4e - \u003d O 2.
Poiché l'ossidazione può essere eseguita in vari modi, esistono molti metodi diversi (di laboratorio e industriali) per ottenere l'ossigeno.

1. METODI A SECCO PER OTTENERE OSSIGENO MEDIANTE DISOCIAZIONE TERMICA

La dissociazione termica di varie sostanze può essere effettuata in provette, provette, flaconi e storte in vetro refrattario o in storte di ferro.

OTTENERE OSSIGENO MEDIANTE DECOMPOSIZIONE TERMICA DI ALCUNI OSSIDI METALLICI (HgO, Ag 2 O, Au 2 O 3, IrO 2, ecc.)

Esperienza. Decomposizione termica dell'ossido di mercurio rosso.

2HgO \u003d 2Hg + O 2 - 2x25 kcal.
Da 10 g di ossido di mercurio rosso si ottengono 500 ml di ossigeno.

Per l'esperimento viene utilizzata una provetta di vetro refrattario di 17 cm di lunghezza e 1,5 cm di diametro con un'estremità inferiore di 3-4 cm piegata, come mostrato in . Nella parte inferiore vengono versati 3-5 g di ossido di mercurio rosso fine. Un tappo di gomma con tubo di scarico viene inserito in una provetta fissata su un supporto in posizione inclinata, attraverso la quale l'ossigeno rilasciato durante il riscaldamento viene rimosso nel cristallizzatore con acqua.

Quando l'ossido di mercurio rosso viene riscaldato a 500°, l'ossigeno viene rilasciato dal tubo di uscita e sulle pareti della provetta compaiono goccioline di mercurio metallico.

L'ossigeno è scarsamente solubile in acqua e quindi viene raccolto utilizzando il metodo di spostamento dell'acqua dopo la completa rimozione dell'aria dal dispositivo.

Alla fine dell'esperimento, il tubo di uscita viene prima rimosso dal cristallizzatore con acqua, quindi il bruciatore viene spento e, tenendo conto della tossicità dei vapori di mercurio, il tappo viene aperto solo dopo che il tubo si è completamente raffreddato.

Invece di una provetta, puoi usare una storta con un ricevitore per il mercurio.

Esperienza. Decomposizione termica dell'ossido d'argento. Equazione di reazione:

2Ag 2 O \u003d 4Ag + O 2 - 13 kcal.

Quando la polvere nera di ossido d'argento viene riscaldata in una provetta con un tubo di uscita, viene rilasciato ossigeno, che viene raccolto sull'acqua e uno strato lucido di argento rimane sulle pareti della provetta sotto forma di specchio.

PRODUZIONE DI OSSIGENO PER DECOMPOSIZIONE TERMICA DI OSSIDI CHE, QUANDO RECUPERATI, PASSANO AD OSSIDI DI VALENZA INFERIORE, RILASCIO PARTE DI OSSIGENO

Esperienza. Decomposizione termica degli ossidi di piombo. Come risultato delle reazioni redox intermolecolari, l'ossigeno viene rilasciato:

A) 2PbO 2 \u003d 2PbO + O 2;
b) 2Pb 3 O 4 \u003d 6PbO + O 2;
PbO2 290-320°→ Pb 2 O 3 390-420°→ Pb 3 O 4 530-550°→ PbO.

Cavo rosso (Pb 3 O 4 o 2PbO PbO 2)

Piombo rosso

Ossido di piombo (IV) PbO 2

Ossido di piombo (IV) PbO 2

Durante la decomposizione termica si ottengono circa 460 ml di ossigeno da 10 g di biossido di piombo e circa 160 ml di ossigeno da 10 g di Pb 3 O 4.

Ottenere ossigeno dagli ossidi di piombo richiede un riscaldamento più intenso.

Con un forte riscaldamento della polvere marrone scuro PbO 2 o arancione Pb 3 O 4, nella provetta si forma una polvere gialla di ossido di piombo PbO; con l'aiuto di una scheggia fumante, puoi assicurarti che l'ossigeno venga rilasciato.

La provetta dopo questo esperimento non è adatta per un ulteriore utilizzo, poiché. se riscaldato fortemente, l'ossido di piombo si combina con il vetro.

Esperienza. Decomposizione termica del biossido di manganese.

3MnO 2 \u003d Mn 3 O 4 + O 2 - 48 kcal.
Da 10 g di biossido di manganese (pirolusite) si ottengono circa 420 ml di ossigeno. In questo caso, la provetta viene riscaldata a un calore rosso chiaro.

Per ottenere una grande quantità di ossigeno, il processo di decomposizione della pirolusite viene effettuato in un tubo di ferro lungo 20 cm chiuso ad un'estremità, la seconda estremità è chiusa con un tappo con un tubo attraverso il quale viene rimosso l'ossigeno.

Il tubo di ferro viene riscaldato utilizzando un forno di incenerimento o un bruciatore a gas Teklu con ugello a coda di rondine.

Esperienza. Decomposizione termica dell'anidride cromica. L'ossigeno si forma come risultato di una reazione redox intramolecolare:

4CrO 3 \u003d 2Cr 2 O 3 + 3O 2 - 12,2 kcal.

Ossido di cromo (VI) CrO 3 [anidride cromica]

Ossido di cromo (III) Cr 2 O 3

Ossido di cromo (III) Cr 2 O 3

La decomposizione termica dell'anidride cromica (un solido igroscopico di colore rosso scuro) rilascia ossigeno e forma una polvere di ossido di cromo verde, Cr 2 O 3 .

PRODUZIONE DI OSSIGENO PER DECOMPOSIZIONE TERMICA DEI PEROSSIDI

Esperienza. Decomposizione termica del perossido di bario BaO 2 . La reazione reversibile procede come segue:

2ВаO 2 + 38 kcal ← 500° 700°→ 2ВаО + O 2 .
Con un forte riscaldamento del perossido di bario BaO 2, il legame del perossido viene rotto con la formazione di ossido di bario e il rilascio di ossigeno.

Da 10 g di perossido di bario si ottengono circa 660 ml di ossigeno.

Al posto del perossido di bario, può essere utilizzato anche il perossido di sodio. Quindi l'espansione va secondo l'equazione

2Na 2 O 2 \u003d 2Na 2 O + O 2.
L'esperimento viene condotto in una provetta con un tubo di uscita.

Esperienza. Decomposizione termica del clorato di potassio. Il clorato di potassio si decompone in modo diverso a seconda della temperatura. Quando viene riscaldato a 356°, fonde e a 400° si decompone secondo l'equazione

2KSlO 3 \u003d KClO 4 + KCl + O 2.

In questo caso viene rilasciato solo un terzo dell'ossigeno contenuto nel composto e il fuso solidifica. Questo fenomeno è spiegato dal fatto che il composto risultante KClO 4 è più stabile e refrattario.

Quando il clorato di potassio viene riscaldato a 500°, la formazione di perclorato di potassio è una reazione intermedia. L'espansione in questo caso procede secondo le equazioni:

A) 4KSlO 3 = 3KSlO 4 + KCl + 71 kcal;
b) 3KSlO 4 = 3KSl + 6O 2 - 24 kcal;
4KSlO 3 \u003d 4KSl + 6O 2 + 52 kcal.
La decomposizione termica del clorato di potassio avviene in una piccola storta, che è collegata tramite un tubo di scarico con tubo di sicurezza ad un cristallizzatore riempito d'acqua (o un bagno pneumatico). Il dispositivo è assemblato secondo. Per evitare un'esplosione, nella storta viene versato KClO 3 puro, senza aggiunta di sostanze organiche.

Per evitare una violenta decomposizione, che potrebbe causare lo scoppio della storta, il riscaldamento viene eseguito con cautela.

L'ossigeno rilasciato viene raccolto in vari vasi sopra l'acqua. Quando vogliono ottenere un lento flusso di ossigeno, il clorato di potassio viene diluito mescolandolo con sale da cucina secco.

Esperienza. Decomposizione termica del clorato di potassio in presenza di un catalizzatore. In presenza di catalizzatori (MnO 2 , Fe 2 O 3 , Cr 2 O 3 e CuO), il clorato di potassio si decompone facilmente e completamente a una temperatura inferiore (senza formazione di un composto intermedio, perclorato di potassio) secondo l'equazione:

2KSlO 3 \u003d 2KSl + 3O 2 + 19,6 kcal.
Quando si aggiunge biossido di manganese, KClO 3 si decompone già a 150-200°; Il processo prevede le seguenti fasi intermedie:

2KSlO 3 + 6MnO 2 → 2KSl + 6MnO 3 → 2KSl + 6MnO 2 + 3O 2 + 19,6 kcal.
La proporzione di biossido di manganese aggiunto (pirolusite) va dal 5 al 100% in peso di clorato di potassio.

La provetta con clorato di potassio viene chiusa con un tappo, attraverso il quale vengono fatti passare due tubi di vetro. Un tubo serve per rimuovere l'ossigeno nel cristallizzatore con acqua, il secondo, un tubo molto corto, piegato ad angolo retto con un'estremità esterna chiusa, contiene una polvere fine di biossido di manganese nero MnO 2 .

Il dispositivo è assemblato secondo. Quando la provetta viene riscaldata a circa 200°, non vengono rilasciate bolle di ossigeno nel cristallizzatore con acqua. Ma non appena alzi il tubo corto con biossido di manganese e lo batti leggermente, una piccola quantità di biossido di manganese entrerà nella provetta e inizierà immediatamente una rapida evoluzione dell'ossigeno.

Dopo la fine dell'esperimento e il raffreddamento dell'apparecchio, la miscela di biossido di manganese e cloruro di potassio viene versata in acqua. Dopo aver sciolto il cloruro di potassio, il biossido di manganese difficilmente solubile viene filtrato, lavato accuratamente sul filtro, essiccato in un forno e conservato per un ulteriore utilizzo come catalizzatore. Se è necessario ottenere una grande quantità di ossigeno, il processo di decomposizione viene effettuato in storte in vetro refrattario o in storte in ghisa.

La decomposizione termica del clorato di potassio in presenza di biossido di manganese è il più conveniente dei metodi a secco per ottenere ossigeno.

Questo esperimento viene eseguito con altri catalizzatori: Fe 2 O 3 , Cr 2 O 3 e CuO.

Esperienza. Ottenendo ossigeno riscaldando il clorato di potassio, una miscela di clorato di potassio con biossido di manganese e biossido di manganese. Per l'esperimento sono necessari i seguenti strumenti: tre provette in vetro refrattario con tubi di uscita, tre bombole da 100 ml ciascuna, tre bruciatori a gas, tre cristallizzatori e tre rack con fascette.

L'installazione è assemblata secondo. I cristallizzatori e i cilindri sono riempiti con acqua, leggermente colorata con permanganato di potassio o fucsina S.

Versare 1 g di KClO 3 puro nella prima provetta, 0,5 g di KClO 3 e 0,5 g di MnO 2 nella seconda e 1 g di MnO 2 nella terza. Particolare attenzione viene prestata per garantire che le provette siano pulite e che non vi penetrino grani di sughero.

Bruciatori a gas accuratamente regolati, che bruciano con la stessa fiamma, non molto forte, non luminosa ed emettono la stessa quantità di calore, sono posti sotto le provette in modo da riscaldare la sostanza nella provetta con la parte superiore della fiamma.

Presto, l'ossigeno inizia a essere rilasciato dal tubo contenente la miscela di clorato di potassio e biossido di manganese e la reazione termina prima che inizi a essere rilasciato in altri tubi.

Aumentando il riscaldamento delle restanti due provette. Non appena il clorato di potassio si scioglie e inizia a fuoriuscire ossigeno, ridurre la fiamma in modo che non vi siano degassamenti violenti. In una provetta con biossido di manganese, l'ossigeno inizia a essere rilasciato solo dopo che il contenuto della provetta è stato riscaldato al calore rosso. L'ossigeno liberato da ciascuna provetta viene raccolto nei cristallizzatori spostando l'acqua colorata dai cilindri.

Al termine dell'esperimento si spengono i bruciatori, si tolgono i tubi di uscita, quindi si isola il biossido di manganese dalla provetta centrale nel modo sopra descritto.

L'esperimento condotto mostra chiaramente le caratteristiche di questi tre diversi metodi per ottenere ossigeno.

PRODUZIONE DI OSSIGENO PER DECOMPOSIZIONE TERMICA DI BROMI E IODATI

Il comportamento di questi sali durante il riscaldamento è stato considerato nello studio delle proprietà dei bromati e degli iodati. La loro decomposizione avviene in provette con tubi di uscita; l'ossigeno rilasciato viene raccolto sull'acqua.

OTTENERE OSSIGENO PER DECOMPOSIZIONE TERMICA DEI NITRATI

A seconda di come i nitrati si decompongono quando riscaldati, possono essere suddivisi in tre gruppi:

1. I nitrati si decompongono a seguito di reazioni redox intramolecolari ai nitriti e all'ossigeno. Questo gruppo include nitrati di metalli alcalini. Le reazioni procedono secondo le equazioni:

2NaNO 3 \u003d 2NaNO 2 + O 2,
2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2.
2. I nitrati si decompongono a seguito di reazioni redox intramolecolari in ossido di metallo, biossido di azoto e ossigeno. Questo gruppo comprende i nitrati di tutti i metalli, ad eccezione degli alcali e dei metalli nobili. Per esempio:

2Pb (NO 3) 2 \u003d 2PbO + 4NO 2 + O 2,
2Cu(NO 3) 2 \u003d 2CuO + 4NO 2 + O 2,
2Hg (NO 3) 2 \u003d 2HgO + 4NO 2 + O 2.
3. I nitrati si decompongono a seguito di reazioni redox intramolecolari in metallo, biossido di azoto e ossigeno. Questo gruppo include nitrati di metalli nobili:

2AgNO 3 \u003d 2Ag + 2NO 2 + O 2.
La disuguale decomposizione dei nitrati durante il riscaldamento è spiegata dalla diversa stabilità dei corrispondenti nitriti e ossidi.

I nitriti di metalli alcalini sono stabili, i nitriti di piombo (o rame) sono instabili, ma i loro ossidi sono stabili e, come per l'argento, sia i nitriti che gli ossidi sono instabili; pertanto, quando i nitrati di questo gruppo vengono riscaldati, vengono rilasciati metalli liberi.

Esperienza. Decomposizione termica del nitrato di sodio o di potassio. Il nitrato di sodio o di potassio viene riscaldato in una provetta o in una storta con un tubo di uscita. A 314° fonde il nitrato di sodio ea 339° il nitrato di potassio; solo dopo che il contenuto nella provetta o nella storta è diventato rovente, inizia la decomposizione del nitrato secondo le equazioni sopra riportate.

La decomposizione procede molto più facilmente se si impedisce la fusione dei nitrati mescolandoli con biossido di manganese o calce sodata, che è una miscela di NaOH e CaO.

La decomposizione termica dei nitrati di piombo e argento è considerata negli esperimenti sulla produzione di biossido di azoto.

PRODUZIONE DI OSSIGENO PER DECOMPOSIZIONE TERMICA DI PERMANGANATI

Esperienza. Decomposizione termica del permanganato di potassio. Equazione di reazione:

2KMnO 4 \u003d K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2.
Questa reazione redox intramolecolare si verifica a circa 240°. La decomposizione termica viene effettuata in una provetta asciutta (o storta) con un tubo di uscita del gas. Se si desidera ottenere ossigeno puro senza tracce di polvere, che si forma durante la decomposizione termica, si inserisce un tampone di lana di vetro nel collo della provetta (o della storta).

Questo è un modo conveniente per ottenere ossigeno, ma è costoso.

Dopo la fine dell'esperimento e il raffreddamento della provetta (o della storta), vengono versati diversi millilitri di acqua, il contenuto viene accuratamente scosso e si osserva il colore delle sostanze formate (K 2 MnO 4 è verde e MnO 2 è marrone scuro).

A causa della proprietà del permanganato di potassio di rilasciare ossigeno quando riscaldato, viene utilizzato insieme a zolfo, carbone e fosforo in varie miscele esplosive.

Ottenere ossigeno per decomposizione termica del permanganato di potassio

Na 2 MnO 4

Diossido di manganese МnO 2

Diossido di manganese МnO 2

Diossido di manganese МnO 2

PRODUZIONE DI OSSIGENO PER DECOMPOSIZIONE TERMICA DEI PERSOLFATI

Esperienza. Per l'esperimento viene utilizzato persolfato di ammonio appena preparato, poiché cambia la sua composizione durante la conservazione. Il persolfato di ammonio (solido) si decompone per riscaldamento secondo la seguente equazione:

(NH 4) 2 S 2 O 8 \u003d (NH 4) 2 SO 4 + SO 2 + O 2.
Per liberare l'ossigeno dalle impurità di anidride solforosa, la miscela di gas viene fatta passare attraverso una soluzione di NaOH, che lega l'anidride solforosa sotto forma di solfito di sodio. La decomposizione termica viene effettuata in una provetta con un tubo di uscita.

PRODUZIONE DI OSSIGENO PER DECOMPOSIZIONE TERMICA DEI PERCLORATI

Questo metodo viene considerato quando si descrive l'esperienza di ottenere ossigeno mediante decomposizione termica del clorato di potassio senza catalizzatore; in questo caso il perclorato è l'intermedio.

PRODUZIONE DI OSSIGENO PER DECOMPOSIZIONE TERMICA DI PERCARBONATI

Esperienza. Il percarbonato di sodio, quando riscaldato, si decompone secondo l'equazione:

2K 2 C 2 O 6 \u003d 2K 2 CO 3 + 2CO 2 + O 2.
Per liberare l'ossigeno dalle impurità di anidride carbonica, la miscela di gas viene fatta passare attraverso una soluzione di idrossido di calcio o bario.

L'ossigeno può essere ottenuto anche mediante combustione ossigenare. L'ossigenite è chiamata una miscela sottile di 100 wt. compreso KClO 3 , 15 wt. compreso MnO 2 e una piccola quantità di polvere di carbone.

L'ossigeno ottenuto con questo metodo è contaminato da una miscela di anidride carbonica.

Insieme alle sostanze che si decompongono con il rilascio di ossigeno quando riscaldate, ci sono molte sostanze che non rilasciano ossigeno quando riscaldate. Per verificarlo, fanno esperimenti con il riscaldamento di CuO, CaO, Na 2 SO 4, ecc.

II. METODI UMIDI PER OTTENERE OSSIGENO

PRODUZIONE DI OSSIGENO PER DECOMPOSIZIONE DI PEROSSIDI DI METALLI ALCALINI CON ACQUA

La reazione procede secondo l'equazione:

2Na 2 O 2 + 4H 2 O \u003d 4NaOH + 2H 2 O + O 2.
Questa è una reazione altamente esotermica che procede a freddo ed è accelerata da catalizzatori: sali di rame, nichel, cobalto (ad esempio CuSO 4 .5H 2 O, NiSO 4 .7H 2 O e CoSO 4 .7H 2 O).

Conveniente per ottenere ossigeno è l'ossilite, una miscela di perossido di sodio Na 2 O 2, potassio K 2 O 2 e solfato di rame anidro. Questa miscela viene immagazzinata in scatole di ferro ben chiuse, protette dall'umidità atmosferica (che la decompone, vedi l'equazione della reazione precedente) e dall'anidride carbonica, con la quale reagisce secondo l'equazione:

Na 2 O 2 + 2СO 2 = 2Na 2 СO 3 + O 2 + 113 kcal.
Esperienza. Un pizzico di perossido di sodio (o ossilite) viene versato in una provetta (vetro o fiaschetta) con una piccola quantità di acqua fredda; in questo caso si osserva un rapido rilascio di ossigeno e il vaso viene riscaldato.

Se l'esperimento viene eseguito in un recipiente con un tubo di uscita, è possibile raccogliere l'ossigeno rilasciato.

PRODUZIONE DI OSSIGENO PER DECOMPOSIZIONE DI PEROSSIDI CON ACIDI IN PRESENZA DI CATALIZZATORI, AD ESEMPIO MnO 2 O PbO 2

Esperienza. Aggiungere HCl diluito in una provetta con perossido di bario e biossido di manganese; in questo caso, l'ossigeno viene rilasciato come risultato della reazione:

2ВаO 2 + 4НCl = 2ВаСl 2 + 2Н 2 O + O 2.
Quando si usa PbO 2 come catalizzatore, alla miscela viene aggiunto HNO 3 diluito.

PRODUZIONE DI OSSIGENO PER DECOMPOSIZIONE CATALITICA DEL PEROSSIDO DI IDROGENO

Equazione di reazione:

2H 2 O 2 \u003d 2H 2 O + O 2.
Quando si studiano le proprietà del perossido di idrogeno, si notano i fattori che favoriscono la sua decomposizione e vengono condotti esperimenti sulla sua decomposizione sotto l'influenza del biossido di manganese e della soluzione di argento colloidale.

Esperienza. In un cilindro di vetro con 50 ml di acqua e 10-15 ml di peridrolo(soluzione al 30% di H 2 O 2) aggiungere della polvere di biossido di manganese finemente suddivisa; c'è un rapido rilascio di ossigeno con formazione di schiuma (questo fenomeno è molto simile all'ebollizione).

L'esperimento può essere eseguito anche in una provetta e, al posto del peridrolo, può essere utilizzata una soluzione di perossido di idrogeno al 3%.

Invece di MnO 2, puoi usare una soluzione colloidale di argento.

PRODUZIONE DI OSSIGENO PER AZIONE DEL PERMANGANATO DI POTASSIO SU PEROSSIDO DI IDROGENO (IN AMBIENTI ACIDI, NEUTRI ED ALCALINI)

La reazione procede secondo le equazioni seguenti; il perossido di idrogeno è l'agente riducente:

2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 + 5H 2 O 2 \u003d 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O + 5O 2,
2KMnO 4 + 2H 2 O + 3H 2 O 2 \u003d 2MnO 2 + 2KOH + 4H 2 O + 3O 2,
2KMnO 4 + 2KOH + H 2 O 2 \u003d 2K 2 MnO 4 + 2H 2 O + O 2.
Esperienza. Ottenere una corrente continua di ossigeno facilmente regolata ossidando il perossido di idrogeno al freddo permanganato di potassio in ambiente alcalino. Una soluzione al 3-5% di perossido di idrogeno acidificata con una soluzione al 15% di H 2 SO 4 viene versata in una beuta Bunsen e una soluzione al 10% di permanganato di potassio viene versata in un imbuto gocciolante fissato nel collo della beuta.

Con l'aiuto di un rubinetto a imbuto a caduta, è possibile controllare sia il flusso della soluzione di permanganato nel pallone che il flusso di ossigeno. Durante l'esperimento, una soluzione di KMnO 4 viene introdotta goccia a goccia nel pallone.

La fiaschetta Bunsen nell'esperimento può essere sostituita da una fiaschetta Wurtz o da una fiaschetta a due colli.

Esperienza. Produzione di ossigeno mediante ossidazione del perossido di idrogeno con biossido di manganese in ambiente acido. Equazione di reazione:

MnO 2 + H 2 SO 4 + H 2 O 2 \u003d MnSO 4 + 2H 2 O + O 2.
La reazione procede al freddo; quindi, per l'esperimento, si può utilizzare qualsiasi dispositivo che permetta l'interazione al freddo tra una sostanza solida e una liquida per ottenere un flusso costante di gas (apparato di Kipp o fiaschetta Wurtz, borraccia Bunsen o fiaschetta a due colli con un imbuto a caduta).

Durante l'esperimento vengono utilizzati biossido di manganese in pezzi, 15% di H 2 SO 4 e una soluzione di perossido di idrogeno al 3-5%.

Esperienza. Ottenere ossigeno mediante ossidazione del perossido di idrogeno con ferricianuro di potassio in un mezzo alcalino. Equazione di reazione:

2K 3 + H 2 O 2 + 2KOH \u003d 2K 4 + 2H 2 O + O 2.
La reazione procede al freddo; per ottenere una corrente continua di ossigeno si utilizzano i dispositivi indicati nell'esperimento precedente, ferricianuro di potassio solido, una soluzione al 6-10% di ossido di potassio idrato e una soluzione al 3-5% di acqua ossigenata.

Esperienza. Ottenere ossigeno riscaldando il cromato (bicromato o anidride cromica) con acido solforico concentrato. A causa della reazione reversibile che procede secondo l'equazione:

2CrO 4 2- + 2H + ↔ Cr 2 O 7 2- + H 2 O,
in ambiente acido è sempre presente il dicromato, non il cromato.

Tra acido solforico concentrato e bicromato avvengono le seguenti reazioni:

K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 \u003d 2CrO 3 + K 2 SO 4 + H 2 O,
(reazione di doppio scambio e disidratazione)
4CrO 3 + 6H 2 SO 4 \u003d 2Cr 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O + 3O 2.
(reazione redox)
Quando si esegue un esperimento in una provetta, viene rilasciato ossigeno e il colore arancione (caratteristico del bicromato) cambia in verde (caratteristico dei sali di cromo trivalenti).

III. OTTENERE OSSIGENO DALL'ARIA LIQUIDA

Per liquefare l'aria viene utilizzato il principio secondo il quale, quando un gas si espande senza lavoro esterno, si verifica una significativa diminuzione della temperatura (effetto Joule-Thomson).

La maggior parte dei gas si riscalda quando viene compressa e si raffredda quando viene espansa. Viene mostrato un diagramma schematico del funzionamento di una macchina Linde utilizzata per liquefare l'aria.

Il compressore B con l'ausilio di un pistone comprime fino a 200 atm l'aria fornita attraverso la valvola A, depurata da anidride carbonica, umidità e tracce di polvere. Il calore generato durante la compressione viene assorbito nel refrigeratore D raffreddato dall'acqua corrente. Successivamente, la valvola C viene aperta e l'aria entra nel recipiente E, dove si espande fino a una pressione di 20 atm. A causa di questa espansione, l'aria viene raffreddata a circa -30°. Dal vaso E l'aria ritorna al compressore B; passando attraverso il tubo esterno della batteria G, raffredda lungo il percorso una nuova porzione di aria compressa, che va verso di essa lungo il tubo interno della batteria. La seconda porzione di aria viene così raffreddata a circa -60°. Questo processo viene ripetuto fino a quando l'aria non viene raffreddata a -180°; tale temperatura è sufficiente per liquefarla a 20 atm nel recipiente E. L'aria liquida che si accumula nel recipiente E viene scaricata in una bombola attraverso la valvola 1. L'impianto descritto opera in continuo. I dettagli di questa macchina non sono mostrati nel diagramma. Questa macchina è stata migliorata da J. Claude, dopo di che è diventata più produttiva.

Nella sua composizione, l'aria liquida differisce dall'aria atmosferica ordinaria; contiene il 54% in peso di ossigeno liquido, il 44% di azoto e il 2% di argon.

Esperienza. Per mostrare come le proprietà delle sostanze organiche cambiano sotto l'influenza delle condizioni mutevoli (temperatura e concentrazione di ossigeno), le piante con foglie e fiori o un sottile tubo di gomma vengono immerse in un thermos con aria liquida usando una pinza di metallo.

L'ossigeno si ottiene dall'aria liquida nei seguenti modi:

a) distillazione frazionata (il metodo più comune);

b) sciogliere l'aria nei liquidi (ad esempio 33% di ossigeno e 67% di azoto si sciolgono in acqua) ed estrarla sotto vuoto;

c) assorbimento selettivo (il carbone assorbe il 92,5% in volume di ossigeno e il 7,5% in volume di azoto);

d) in base alla differenza nelle velocità di diffusione di ossigeno e azoto attraverso la membrana di gomma.

L'ossigeno ottenuto dalla decomposizione termica di KClO 3 contiene talvolta tracce di cloro; ottenuto da nitrati di metalli pesanti e nobili - biossido di azoto; derivato da persolfati - anidride solforosa; derivato da percarbonati - anidride carbonica; ottenuto per elettrolisi di acqua acidificata - ozono. L'ossigeno prodotto dai processi a umido contiene vapore acqueo.

Per purificare l'ossigeno, viene fatto passare attraverso una bottiglia di lavaggio con alcali, che trattiene tutti i composti volatili acidi che lo accompagnano, attraverso una soluzione di KI (per liberarlo dall'ozono) e attraverso H 2 SO 4 concentrato, che trattiene il vapore acqueo.

PROPRIETÀ DELL'OSSIGENO

PROPRIETÀ FISICHE

L'ossigeno è un gas incolore, inodore e insapore.

La sua densità relativa all'aria è 1,10563; pertanto, può essere raccolto in navi utilizzando il metodo dello spostamento d'aria.

In condizioni normali, un litro di ossigeno pesa 1,43 g e un litro di aria pesa 1,29 g Il punto di ebollizione è -183°, il punto di fusione è -218,88°.

L'ossigeno liquido in uno strato sottile è incolore, gli strati spessi sono blu; il peso specifico dell'ossigeno liquido è 1.134.

L'ossigeno solido è blu e sembra neve; il suo peso specifico è 1.426.

La temperatura critica dell'ossigeno è -118°; pressione critica 49,7 atm. (L'ossigeno viene immagazzinato in bombole di acciaio con una capacità di 50 litri, ad una pressione di 150 atm. I metodi per lo stoccaggio di vari gas in bombole di acciaio sono descritti nel primo capitolo.)

In acqua l'ossigeno si dissolve in piccolissima quantità: in un litro d'acqua a 20° e ad una pressione di 760 mm Hg. Arte. 31,1 ml di ossigeno si dissolvono. Pertanto, può essere raccolto in provette, cilindri o gasometri utilizzando il metodo dello spostamento dell'acqua. L'ossigeno si dissolve meglio nell'alcol che nell'acqua.

Per utilizzare un gasometro (), è necessario essere in grado di riempirlo con acqua e gas a pressione atmosferica, oltre che al di sopra e al di sotto della pressione atmosferica; essere in grado di rilasciare gas dal gasometro.

Innanzitutto, il gasometro A viene riempito d'acqua attraverso l'imbuto B, con i rubinetti C e D aperti e il foro E chiuso. L'acqua, entrando nel gasometro dall'imbuto B attraverso il rubinetto C, sposta l'aria da esso attraverso il rubinetto D.

Per riempire il gasometro di gas ad una certa pressione, chiudere le valvole C e B e aprire il foro E: se entrambe le valvole superiori sono ben serrate, l'acqua non fuoriesce dal gasometro. L'estremità del tubo è inserita attraverso il foro E, attraverso il quale scorre gas a pressione superiore a quella atmosferica. Il gas si accumula nella parte superiore del gasometro, spostando l'acqua da esso, che fuoriesce attraverso il foro E. Dopo che il gas è stato riempito quasi completamente con il gasometro, il foro E viene chiuso. Quando si riempie il gasometro con gas a pressione atmosferica o ridotta, il tubo attraverso il quale entra il gas viene collegato ad una valvola B aperta, quindi si apre il foro E e si lascia chiusa la valvola C. L'acqua che esce dal foro E aspira il gas nel gasometro. Dopo che il gasometro è quasi completamente riempito di gas, chiudere il foro E e la valvola B.

Per scaricare il gas riempire d'acqua l'imbuto B, aprire il rubinetto C; L'acqua, entrando nel gasometro, ne sposta il gas, che esce attraverso il rubinetto aperto E).

Allo stato fuso, alcuni metalli, come platino, oro, mercurio, iridio e argento, dissolvono circa 22 volumi di ossigeno, che viene rilasciato quando solidificano con un suono specifico, caratteristico soprattutto dell'argento.

La molecola di ossigeno è molto stabile, è composta da due atomi; a 3000° solo lo 0,85% delle molecole di ossigeno si dissocia in atomi.

I gasometri non sono solo laboratori. La foto mostra i Gasometri di Vienna - si tratta di 4 grandi strutture situate a Vienna (Austria) e costruite nel 1896-1899. Si trovano a Simmering, l'undicesimo distretto della città. Nel 1969-1978 la città abbandonò l'uso del gas di cokeria a favore del gas naturale e i contatori del gas furono chiusi. Nel 1999-2001 sono stati ricostruiti e sono diventati complessi multifunzionali (Wikipedia).

PROPRIETÀ CHIMICHE

Secondo la sua attività chimica, l'ossigeno è secondo solo al fluoro.

Si combina con altri elementi direttamente o forma composti indirettamente. Il collegamento diretto dell'ossigeno può procedere vigorosamente e lentamente. La combinazione di ossigeno con elementi o sostanze complesse è chiamata ossidazione o combustione. Procede sempre con il rilascio di calore, e talvolta di luce. La temperatura alla quale avviene l'ossidazione può variare. Alcuni elementi si combinano con l'ossigeno al freddo, altri solo quando riscaldati.

Nel caso in cui durante una reazione chimica la quantità di calore rilasciata superi le sue perdite per irraggiamento, conducibilità termica, ecc., si verifica una forte ossidazione (ad esempio combustione di metalli e non metalli in ossigeno), altrimenti si verifica una lenta ossidazione (ad esempio fosforo, carbone, ferro, tessuti animali, pirite, ecc.).

Se la lenta ossidazione procede senza perdita di calore, si ha un aumento della temperatura, che porta ad un'accelerazione della reazione, e la lenta reazione può diventare vigorosa a causa dell'autoaccelerazione.

Esperienza. Un esempio di autoaccelerazione di una reazione lenta. Prendi due piccoli pezzi di fosforo bianco. Uno di questi è avvolto con carta da filtro. Dopo un po', un pezzo di fosforo avvolto nella carta si accende, mentre uno scartato continua ad ossidarsi lentamente.

Non esiste una linea netta tra ossidazione vigorosa e lenta. Una vigorosa ossidazione è accompagnata dal rilascio di una grande quantità di calore e luce; la lenta ossidazione è talvolta accompagnata da una luminescenza fredda.

Anche la combustione procede diversamente. Le sostanze che, durante la combustione, si trasformano in uno stato di vapore (sodio, fosforo, zolfo, ecc.), bruciano con formazione di fiamma; le sostanze che non formano gas e vapori durante la combustione bruciano senza fiamma; la combustione di alcuni metalli (calcio, magnesio, torio, ecc.) è accompagnata dal rilascio di una grande quantità di calore, e gli ossidi caldi formati in questo caso hanno la capacità di emettere molta luce nella regione visibile del spettro.

Le sostanze che rilasciano una grande quantità di calore durante l'ossidazione (calcio, magnesio, alluminio) sono in grado di spostare altri metalli dai loro ossidi (l'alluminotermia si basa su questa proprietà).

La combustione in ossigeno puro avviene in modo molto più vigoroso che nell'aria, in cui rallenta per il fatto che contiene circa l'80% di azoto, che non supporta la combustione.

COMBUSTIONE DI VARIE SOSTANZE IN OSSIGENO

Gli esperimenti che illustrano la combustione in ossigeno vengono condotti in palloni a pareti spesse e a bocca larga con una capacità di 2,5-3 l (), sul fondo dei quali deve essere versato un sottile strato di sabbia (se ciò non viene fatto, quando una goccia di metallo fuso colpisce il fondo del recipiente, il recipiente potrebbe scoppiare).

Per la combustione in ossigeno, la sostanza viene posta in un apposito cucchiaio costituito da uno spesso filo di ferro (o rame) appiattito all'estremità, oppure un campione da bruciare viene attaccato all'estremità del filo.

Esperienza. Accensione e combustione in ossigeno di una scheggia (o candela) fumante. Quando una scheggia (o una candela) fumante viene introdotta in una nave con ossigeno, la scheggia si accende e brucia con una fiamma brillante. A volte una scheggia si accende con una piccola esplosione. L'esperienza descritta serve sempre per scoprire l'ossigeno libero ( * Il protossido di azoto dà una reazione simile).

Esperienza. Combustione del carbone in ossigeno. Equazione di reazione:

C + O 2 \u003d CO 2 + 94,3 kcal.
Se un pezzo di carbone fumante, fissato all'estremità di un filo di ferro, viene introdotto in un recipiente con ossigeno, il carbone si esaurisce rilasciando una grande quantità di calore e luce. L'anidride carbonica formata durante la combustione viene scoperta utilizzando cartina tornasole azzurra inumidita con acqua o facendo passare i prodotti gassosi della combustione attraverso una soluzione di idrossido di calcio.

L'esperienza della combustione del carbone nell'ossigeno rilasciato durante la decomposizione termica di KClO 3 è già stata condotta nello studio delle proprietà del clorato di potassio.

Esperienza. Zolfo bruciato in ossigeno. Equazione di reazione:

S + O 2 \u003d SO 2 + 71 kcal.
Quando un colore di zolfo acceso viene introdotto in una nave con ossigeno, si osserva una combustione più intensa di zolfo in ossigeno e si avverte un forte odore di anidride solforosa. Per evitare che questo gas velenoso si diffonda in tutto il laboratorio, il recipiente viene chiuso ermeticamente alla fine dell'esperimento.

La combustione dello zolfo in ossigeno liberato durante la decomposizione termica del clorato di potassio è stata descritta nello studio delle proprietà del KClO 3 .

Esperienza. Combustione di fosforo bianco e rosso in ossigeno. La reazione procede secondo l'equazione:

4P + 5O 2 \u003d 2P 2 O 5 + 2x358,4 kcal.
Il collo corto e largo di una fiaschetta (o barattolo) con una capacità di 0,5-2 litri, posto su un vassoio di sabbia, viene chiuso con un tappo di sughero con un cucchiaio di metallo e un tubo di vetro attraversato, il cui asse dovrebbe passare attraverso il centro del cucchiaio ().

Contemporaneamente al riempimento del pallone con ossigeno (spostando l'aria), un pezzo di fosforo bianco delle dimensioni di un pisello viene tagliato in un mortaio sott'acqua, leggermente compresso con carta da filtro per rimuovere le tracce d'acqua e posto in un cucchiaio di metallo con una pinza di metallo . Si cala il cucchiaio nel pallone, si chiude e si tocca il fosforo con una bacchetta (o filo) di vetro riscaldata a 60-80°C, che viene inserita attraverso un tubo di vetro.

Il fosforo si accende e brucia con una fiamma brillante per formare anidride fosforica sotto forma di fumo bianco (provocando tosse).

A volte il fosforo bianco si accende nell'ossigeno senza essere toccato da una bacchetta o filo di vetro riscaldato. Pertanto, si consiglia di utilizzare il fosforo conservato in acqua molto fredda; dovrebbe essere spremuto con carta da filtro senza alcun attrito e, in generale, tutti i preparativi per introdurlo in una nave con ossigeno dovrebbero essere eseguiti il ​​più rapidamente possibile. Se fosforo Dopo la combustione del fosforo, togliere il tappo con un cucchiaio, versare una piccola quantità d'acqua nella fiaschetta e testarla con cartina tornasole azzurra.

Se parte del fosforo rimane non ossidato, il cucchiaio viene immerso nel cristallizzatore con acqua. Se tutto il fosforo si è esaurito, il cucchiaio viene calcinato sotto una corrente d'aria, lavato con acqua e asciugato sulla fiamma di un bruciatore.

Nell'effettuare questo esperimento, il fosforo bianco fuso non viene mai introdotto nel recipiente con l'ossigeno. Questo non può essere fatto, in primo luogo, perché il fosforo può essere versato facilmente, e, in secondo luogo, perché in questo caso il fosforo brucia nell'ossigeno in modo troppo violento, spargendo schizzi in tutte le direzioni che possono cadere sullo sperimentatore; schizzi di fosforo fanno esplodere una nave, i cui frammenti possono ferire altri.

Pertanto, dovrebbe esserci un cristallizzatore con acqua sul tavolo, in cui può essere gettato il fosforo nel caso in cui prenda fuoco quando viene schiacciato con carta da filtro; è inoltre necessario disporre di una soluzione concentrata di KMnO 4 o AgNO 3 (1: 10) per il pronto soccorso in caso di ustioni da fosforo.

Il fosforo rosso secco può essere utilizzato al posto del fosforo bianco. Per fare questo, il fosforo rosso viene pre-purificato, lavato accuratamente con acqua e asciugato.

Il fosforo rosso si accende a una temperatura più alta, quindi viene dato alle fiamme con un filo molto caldo.

Dopo aver bruciato, e in questo caso, versare un po' d'acqua nel pallone, testare la soluzione risultante con il tornasole e accendere il cucchiaio sotto tiraggio.

In entrambi gli esperimenti dovrebbero essere usati occhiali di vetro scuro.

Esperienza. Combustione in ossigeno di sodio metallico. La reazione procede secondo l'equazione:

2Na + O 2 = Na 2 O 2 + 119,8 kcal.
Il sodio viene bruciato in un piccolo crogiolo di puro ossido di calcio, gesso o cartone di amianto, ma non in un cucchiaio di metallo, che, dal calore rilasciato quando il sodio viene bruciato in ossigeno, può esso stesso sciogliersi e bruciare.

Il sodio viene dato alle fiamme e portato in un recipiente con ossigeno, in cui brucia con una fiamma molto brillante; la sua combustione va osservata attraverso occhiali scuri protettivi.

Un crogiolo preparato con gesso (o CaO) viene attaccato con due o tre fili sottili a un filo di ferro (o rame) spesso () e vi viene posto un pezzo di sodio metallico, pulito dall'ossido, delle dimensioni di un pisello.

Gesso, amianto, ossido di calcio sono cattivi conduttori di calore e quindi accendono il sodio dirigendo una fiamma del bruciatore dall'alto con una cerbottana. Per proteggersi dagli schizzi di sodio che brucia, un tubo di gomma viene posizionato sulla cerbottana.

Il riscaldamento, la fusione e l'accensione del sodio nell'aria vengono effettuati su un recipiente con ossigeno.

Se il sodio non si accende, la crosta formata sulla superficie del metallo viene rimossa con una cerbottana, ma ciò dovrebbe essere fatto con estrema cautela a causa dei possibili schizzi di sodio fuso.

Esperienza. Combustione in ossigeno di calcio metallico. Equazione di reazione:

2Ca + O 2 \u003d 2CaO + 2x152,1 kcal.
Un fiammifero viene posto in un piccolo crogiolo di cartone di amianto e sopra di esso vengono posizionate delle scaglie di calcio.

Accendi un fiammifero e porta il crogiolo con scaglie di calcio in un recipiente con ossigeno. Attraverso occhiali protettivi, si osserva l'accensione e la combustione del calcio metallico con una fiamma brillante.

Il calcio acceso può anche essere aggiunto a un recipiente con ossigeno (come è stato fatto nel precedente esperimento con sodio).

Esperienza. Combustione di magnesio in ossigeno. La reazione procede secondo l'equazione:

2Mg + O 2 \u003d 2MgO + 2x143,84 kcal.
Un pezzo di esca è attaccato a un'estremità di un nastro di magnesio lungo 20-25 cm, attorcigliato a forma di spirale, e un filo di ferro è attaccato all'altra. Il filo viene preso in mano e, tenendo il nastro di magnesio in posizione verticale, l'esca viene data alle fiamme e il nastro di magnesio viene introdotto in un recipiente con ossigeno. Il magnesio si accende e brucia attraverso gli occhiali per formare ossido di magnesio.

Alla fine dell'esperimento, un po 'd'acqua viene versata nella nave e, con l'aiuto di un indicatore, sono convinti della natura alcalina della soluzione dell'idrossido di magnesio formato.

L'esperimento può essere fatto con polvere di magnesio. Per fare questo, prendi un cucchiaio di polvere di magnesio e inserisci mezzo fiammifero con una testa. Accendi un fiammifero e metti un cucchiaio in un recipiente con l'ossigeno.

Tuttavia, il magnesio brucia con una fiamma abbagliante nell'aria, sebbene qui le reazioni ossidative dell'ossigeno siano notevolmente indebolite a causa del fatto che l'aria contiene una grande percentuale di azoto.

Un recipiente in cui viene bruciato il magnesio può esplodere se il magnesio bruciato non viene introdotto abbastanza rapidamente o se il magnesio bruciato tocca le sue pareti.

La luce brillante del magnesio che brucia ha trovato applicazione per illuminare oggetti fotografati e anche come iniziatore di alcune reazioni che si verificano sotto l'influenza di onde luminose corte, ad esempio la sintesi di HCl dagli elementi.

Considerando le proprietà del clorato di potassio, è stata descritta l'esperienza di bruciare la sua miscela con il magnesio.

Esperienza. Combustione in ossigeno di grosse limature di zinco. Equazione di reazione:

2Zn + O 2 \u003d 2ZnO + 2x83,17 kcal.
Grandi limature di zinco vengono versate in un tubo di vetro refrattario lungo 15 cm e diametro interno di 0,8-1 cm (in loro assenza si può usare anche polvere, ma in modo tale che l'ossigeno possa attraversarlo) e rafforzarlo a un'estremità in posizione orizzontale nel morsetto del treppiede.

L'estremità del tubo fissata su un treppiede è collegata a una fonte di ossigeno e l'estremità opposta viene riscaldata con un bruciatore a gas.

Quando l'ossigeno viene fatto passare attraverso un tubo, lo zinco si accende e brucia con una fiamma brillante per formare ossido di zinco (un solido bianco). L'esperimento è condotto sotto pressione.

Esperienza. Determinazione della quantità di ossigeno consumata durante la combustione del rame.

2Cu + O 2 \u003d 2CuO + 2x37,1 kcal.
Il dispositivo per l'esperimento è mostrato in. Una barchetta di porcellana con 1 g di polvere fine di rame metallico viene inserita in un tubo refrattario lungo 20 cm e di 1,5 cm di diametro interno. La bottiglia di lavaggio con acqua è collegata a una fonte di ossigeno (gasometro o bombola).

Il gasometro con una campana, situato sulla destra, è riempito d'acqua, colorato con una soluzione di indaco o magenta. La valvola del gasometro è aperta in modo che l'ossigeno che passa attraverso il dispositivo possa fluire sotto la campana.

Aprire la fascetta tra la bottiglia di lavaggio e il tubo refrattario e far entrare circa 250 ml di ossigeno sotto la campana. Chiudere il morsetto e annotare il volume esatto di ossigeno.

Con l'aiuto di un bruciatore a coda di rondine Teklu, viene riscaldata la parte del tubo in cui si trova la barchetta di porcellana. Dopo qualche minuto il rame si accende e il livello dell'acqua nella campana sale subito.

Il riscaldamento viene continuato per 35-40 minuti fino a quando il volume del gas nel gasometro smette di cambiare.

Lascia raffreddare il dispositivo. questo imposta un volume costante di gas. Quindi l'acqua viene portata allo stesso livello e il volume di ossigeno non reagito viene determinato dalle divisioni del gasometro.

L'esperimento consente di determinare con precisione la quantità di ossigeno consumata per l'ossidazione del rame pesato prima dell'inizio dell'esperimento.

Non utilizzare questo apparecchio per bruciare polvere di zinco, magnesio o calcio.

Esperienza. Conferma della legge di costanza della composizione. Con precisione, a centesimi di grammo, viene pesato un crogiolo di porcellana vuoto con coperchio, che era stato precedentemente accuratamente pulito, calcinato e raffreddato in un essiccatore. Quindi si versano nel crogiolo circa 3-4 g di polvere di rame fine e si pesa accuratamente il crogiolo con il rame.

Adagiate il crogiolo in posizione inclinata su un triangolo di porcellana e fatelo scaldare a fuoco basso per 15-20 minuti. Il coperchio viene quindi rimosso e riscaldato fortemente con una fiamma ossidante del bruciatore. Dopo 20-25 minuti, coprire il crogiolo con un coperchio e continuare a riscaldare. Dopo aver interrotto il riscaldamento, il crogiolo viene raffreddato in un essiccatore e pesato accuratamente.

g 1 = peso di un crogiolo vuoto con coperchio;

g 2 = peso del crogiolo vuoto con coperchio e rame;

g 3 = peso del crogiolo vuoto con coperchio e ossido di rame.

I dati ottenuti dovrebbero mostrare che il peso dell'ossigeno legato a un grammo atomo di rame è vicino al peso atomico dell'ossigeno.

Ripetendo l'esperimento con rame metallico e altri metalli, trovano che in ogni caso l'ossigeno si combina con vari elementi in un rapporto quantitativo costante, e in pratica sono convinti che il rapporto tra il peso delle sostanze che entrano in un composto chimico sia sempre costante.

Esperienza. Combustione del ferro in ossigeno. Equazione di reazione:

4Fe + 3O 2 \u003d 2Fe 2 O 3 + 2x196,5 kcal.
Per l'esperimento viene utilizzato un filo sottile di acciaio temperato con un diametro di 7-8 mm, un'estremità del quale è infilata in un tappo di sughero e un pezzo di esca è attaccato all'altra estremità o avvolto con filo e immerso in zolfo fuso (stoppino di zolfo). Quando una spirale d'acciaio con un'esca accesa (o stoppino di zolfo) viene introdotta in una nave con ossigeno (in fondo alla quale dovrebbe esserci uno strato di sabbia), la spirale si brucia, spargendo scintille.

angelo.edu

Esperienza. Combustione di polveri metalliche in aria. Sopra la fiamma di un bruciatore a gas installato sotto tiraggio, viene versato un pizzico di polvere di rame, zinco, ferro, magnesio, alluminio, antimonio.

Esperienza. Ossidazione dei metalli in vaso chiuso. L'esperienza ci permette di dimostrare che durante la trasformazione dei metalli in ossidi, parte dell'aria viene consumata e che l'aumento di peso dei metalli durante la loro ossidazione è uguale alla perdita di peso dell'aria.

Una provetta con polvere di ferro fine è chiusa ermeticamente con un tappo di gomma, attraverso il quale è necessario far passare un tubo di vetro con un tubo di gomma posizionato su di esso con un morsetto a vite (). Il tappo e la fascetta devono sigillare ermeticamente il tubo.

Dopo aver pesato l'apparecchio assemblato, la provetta viene riscaldata con una fiamma di un bruciatore a gas agitando continuamente fino a quando si formano scintille nella polvere. Dopo che il tubo si è raffreddato, si controlla pesando su una bilancia se il peso del tubo è cambiato. Quindi un tubo di vetro viene inserito nel tubo di gomma, la cui estremità viene abbassata in un bicchiere d'acqua.

Quando apri il morsetto, osserva come l'acqua sale attraverso il tubo. Ciò è dovuto al fatto che l'ossigeno nell'aria è stato utilizzato per l'ossidazione del ferro e quindi la pressione nel dispositivo è diminuita.

Rilevare una piccola differenza tra il peso del ferro e il peso dell'ossido di ferro è possibile solo con l'aiuto di bilance sufficientemente sensibili.

Invece di una provetta, puoi usare una storta o una fiaschetta a fondo tondo, e invece di un tappo di gomma, puoi usare un tappo di sughero cerato.

Esperimenti simili furono condotti da Lomonosov e Lavoisier per dimostrare la legge di conservazione della materia.

Esperienza. Lenta ossidazione del ferro umido. L'esperienza ci permette di stabilire che il calore viene rilasciato durante l'ossidazione della polvere di ferro bagnata.

Il dispositivo è costituito da un termoscopio collegato a un manometro (). Due tubi vengono introdotti nello spazio di reazione del termoscopio attraverso un tappo di gomma ben montato. Il primo tubo è collegato a una bombola del gas e serve per fornire ossigeno. Il secondo tubo serve per rimuovere il gas; è collegato a una bottiglia di lavaggio Müncke, in cui viene versata acqua, colorata con indaco o magenta.

Una tale quantità di acqua viene versata nel pallone di lavaggio che, una volta aspirata nella camera d'aria e riempita, nel pallone rimane ancora acqua, che chiuderebbe l'uscita del tubo.

Per la fabbricazione di un termoscopio, è possibile utilizzare la parte esterna del flacone di lavaggio Drexel da 300 ml con un tubo laterale. Nel vaso viene inserita una provetta di 23 cm di lunghezza e 2,5 cm di diametro con un collo leggermente ristretto. La parte superiore esterna del tubo deve essere rettificata fino al collo della nave. In assenza delle parti di cui sopra, il termoscopio può essere ricavato da una beuta Bunsen, nel collo della quale viene inserita una grande provetta mediante un anello di gomma. Il termoscopio è collegato a un manometro a forma di U, in cui viene versata acqua colorata di magenta.

Il manometro ha un rubinetto a T con rubinetto, che ne facilita la regolazione.

In un matraccio conico, 100 g di polvere di ferro vengono mescolati con benzene, filtrati attraverso un filtro ripiegato, lavati con etere e rapidamente (la polvere di ferro ossidato non è adatta per l'esperimento) su una piastrella di materiale ceramico poroso.

La polvere di ferro, completamente inumidita con 18 ml di acqua distillata, viene sparsa su lana di vetro e riempita con essa in tutto lo spazio di reazione del termoscopio.

Per rimuovere l'aria dal dispositivo, viene soffiato un forte getto di ossigeno attraverso di esso. La presenza di ossigeno puro nell'apparecchio viene determinata portando una scheggia fumante all'uscita della bottiglia di lavaggio. Quindi interrompere il flusso di ossigeno e equalizzare il liquido in entrambi i tubi del manometro (dietro il manometro è rinforzata la carta millimetrata).

Nel recipiente di reazione, l'ossigeno è parzialmente combinato con il ferro e dopo alcuni minuti si osserva l'assorbimento di liquido nel tubo interno della bottiglia di lavaggio. In questo caso, un po' di ossigeno in più viene fatto passare nel termoscopio per equalizzare i livelli di liquido nei tubi interni ed esterni della bottiglia di lavaggio. Questa operazione viene ripetuta due o tre volte. La variazione di pressione indicata dal manometro indica il rilascio di calore durante l'ossidazione.

La sezione sul fosforo descrive esperimenti che mostrano la lenta ossidazione del fosforo bianco.

Esperienza. Ossidazione catalitica dell'alcool metilico a formaldeide. La reazione procede secondo l'equazione:

H 3 C-OH + 0,5O 2 → H 2 C \u003d O + H 2 O + 36 kcal.
Il dispositivo è assemblato secondo. 50 ml di alcol metilico puro vengono versati in un pallone Wurtz da 150 ml con l'estremità del tubo laterale estesa a un diametro di 1 mm. In un tubo refrattario lungo 25-30 cm e di 1 cm di diametro viene inserito un rotolo di rete di rame lungo 10 cm avvolto su uno spesso filo di rame. L'acqua viene versata nel pallone di lavaggio a sinistra e una soluzione incolore di acido solforoso H 2 SO 3 con fucsina viene versata nel pallone a destra appena prima dell'inizio dell'esperimento. Il bicchiere in cui viene calata la fiaschetta di Wurtz deve contenere acqua riscaldata a 30-40°.

Per condurre l'esperimento, l'acqua viene riscaldata in un bicchiere a 45-48 °, una forte corrente d'aria viene aspirata attraverso il dispositivo utilizzando una pompa a getto d'acqua e un rullo a griglia di rame viene riscaldato con un bruciatore Teklu, prima con una fiamma debole , quindi portato a fuoco rosso.

La corrente d'aria è regolata in modo tale che, una volta rimosso il bruciatore, il rullo della griglia in rame rimanga rovente senza riscaldarsi dall'esterno.

Dopo qualche tempo, la miscela di acido solforoso con fucsina nel giusto flacone si trasforma in un intenso colore rosso-viola.

Parallelamente, è dimostrato che la reazione di una soluzione di formaldeide con una soluzione incolore di acido solforoso e fucsina è caratteristica dell'aldeide.

Per ottenere una soluzione incolore di acido solforoso con fucsina, 0,1 g di fucsina vengono sciolti in 300 ml di acqua distillata e l'anidride solforosa viene fatta passare attraverso la soluzione risultante fino a quando il colore della fucsina scompare. Il reagente risultante viene conservato in una fiala con tappo a terra. L'intera esperienza dura circa cinque minuti. Alla fine dell'esperimento, lasciare raffreddare l'apparato in una debole corrente d'aria.

Quando si utilizza l'alcol etilico, l'acetaldeide si forma secondo l'equazione:

CH 3 CH 2 -OH + 0,5O 2 → CH 3 CH \u003d O + H 2 O.
La riduzione di un rotolo ossidato da una griglia di rame con alcol metilico è descritta nella sezione sull'azoto (un metodo per ottenere l'azoto legando l'ossigeno atmosferico con il rame caldo).

Esperienza. Ossidazione anodica, effetto sbiancante dell'ossigeno al momento del suo rilascio. Un bicchiere con una soluzione di solfato di sodio è coperto da un cerchio di sughero, attraverso il quale vengono fatti passare due elettrodi di carbonio con un diametro di 5-6 mm.

L'anodo viene avvolto più volte con un panno di cotone tinto di blu e gli elettrodi sono collegati a tre batterie collegate in serie.

Dopo 2-3 minuti di passaggio di corrente, i primi due strati di tessuto, direttamente adiacenti all'anodo, vengono scoloriti dall'ossigeno atomico rilasciato durante l'elettrolisi. Il secondo e i successivi strati di tessuto, attraverso i quali passano molecole di ossigeno biatomico già stabili, rimangono colorati.

Esperienza. ossidazione anodica. Una soluzione al 25% di H 2 SO 4 viene versata in un bicchiere e vi vengono abbassati due elettrodi di piombo sotto forma di piastre. Gli elettrodi sono collegati a una sorgente di corrente elettrica continua con una tensione di 10 V. Quando il circuito è chiuso, sull'anodo appare un colore marrone.

L'elettrolisi viene continuata fino a quando diventa visibile il biossido di piombo marrone PbO 2 formato sull'anodo.

Se si utilizza un anodo d'argento, sull'anodo viene rilasciato ossido nero di argento Ag 2 O.

Spegnere il fuoco. Sapendo cos'è la combustione, è facile capire su cosa si basa l'estinzione degli incendi.

Il fuoco può essere estinto con solidi, gas e vapori, liquidi e schiume. Per estinguere l'incendio è necessario isolarlo dall'aria (ossigeno), per cui viene gettato con sabbia, sale, terra o coperto con una spessa coltre.

Gli estintori sono spesso usati per estinguere gli incendi, descritti nella sezione sull'anidride carbonica.

Per estinguere i magazzini di legna in fiamme, vengono utilizzati paglia, tessuti, carta, i cosiddetti estintori a secco, che emettono anidride carbonica solida con una temperatura di -80 ° C. In questo caso la fiamma si spegne per forte diminuzione della temperatura e diluizione dell'ossigeno nell'aria con anidride carbonica, che non favorisce la combustione. Questi estintori sono utili per incendi in centrali elettriche, centrali telefoniche, fabbriche di petrolio e vernici, distillerie, ecc.

Un esempio dell'uso dei gas per estinguere gli incendi è l'uso dell'anidride solforosa, che si forma durante la combustione dello zolfo gettato in una fornace o in una ciminiera, per estinguere la fuliggine che si è accesa nella ciminiera di una fornace.

Il fluido estinguente più comune ed economico è l'acqua. Abbassa la temperatura della fiamma e i suoi vapori impediscono all'aria di raggiungere gli oggetti in fiamme. Tuttavia, l'acqua non viene utilizzata per estinguere olio in fiamme, benzina, benzene, olio e altri liquidi infiammabili più leggeri dell'acqua, poiché galleggiano sulla superficie dell'acqua e continuano a bruciare; l'uso dell'acqua in questo caso contribuirebbe solo alla propagazione dell'incendio.

Gli estintori a schiuma sono usati per estinguere benzina e oli; la schiuma che espellono rimane sulla superficie del liquido e lo isola dall'ossigeno nell'aria.

APPLICAZIONI OSSIGENO

L'ossigeno è utilizzato come agente ossidante nella produzione di acido nitrico, solforico e acetico, nel processo di altoforno, per la gassificazione sotterranea del carbone, per la saldatura a gas e il taglio dei metalli (fiamma idrogeno o acetilene-ossigeno), per la fusione di metalli, quarzo , per ottenere alte temperature nei laboratori, per la respirazione con l'utilizzo di vari dispositivi utilizzati da piloti, subacquei e vigili del fuoco.

Senza ossigeno nessun animale può esistere.

Per preparare alcuni esplosivi vengono utilizzati carbone, petrolio, paraffina, naftalene e una serie di altre sostanze impregnate di ossigeno liquido.

Le miscele di ossigeno liquido con polvere di carbone, farina di legno, olio e altre sostanze combustibili sono chiamate ossiliquiti. Hanno proprietà esplosive molto forti e vengono utilizzate nei lavori di demolizione.

OZONO O 3

L'ozono è una forma allotropica di ossigeno. Il nome deriva dalla parola greca "osein", che significa "puzzolente". L'ozono fu scoperto nel 1840 da Shenbein.

L'ozono si trova in quantità molto piccole nell'atmosfera: sulla superficie terrestre, la sua concentrazione è del 10 -7% e ad un'altezza di 22 km dalla superficie terrestre - 10 -6%. Sulla superficie della terra, l'ozono si trova principalmente vicino alle cascate, in riva al mare (dove, come l'ossigeno atomico, si forma sotto l'influenza dei raggi ultravioletti), nelle foreste di conifere (qui si forma a seguito dell'ossidazione di terpeni e altre sostanze organiche); l'ozono si forma durante le scariche dei fulmini. Ad un'altitudine di circa 22 km dalla superficie terrestre, è formato dall'ossigeno sotto l'influenza dei raggi ultravioletti del sole.

L'ozono è prodotto dall'ossigeno; in questo caso è necessario spendere energia esterna (termica, elettrica, radiante). La reazione procede secondo l'equazione:

3O 2 + 69 kcal ↔ 2O 3.

Pertanto, la conversione dell'ossigeno in ozono è una reazione endotermica in cui il volume dei gas diminuisce.

Le molecole di ossigeno sotto l'influenza dell'energia termica, luminosa o elettrica si decompongono in atomi. Essendo più reattivi delle molecole, gli atomi entrano in combinazione con molecole di ossigeno non dissociate e formano ozono.

La quantità di ozono che si forma è maggiore, minore è la temperatura e quasi non dipende dalla pressione alla quale procede la reazione. È limitato dai tassi di decadimento delle molecole di ozono risultanti e dalla loro formazione a seguito dell'azione fotochimica (durante le scariche elettriche, sotto l'influenza della radiazione delle lampade al quarzo).

Con tutti i metodi per ottenere l'ozono in condizioni prossime alla temperatura ordinaria, è caratteristica la sua bassa resa (circa 15%), a causa dell'instabilità di questo composto.

La decomposizione dell'ozono può essere parziale (quando procede spontaneamente a temperatura ordinaria; in questo caso è proporzionale alla concentrazione) e completa (in presenza di catalizzatori).

La stratosfera ad un'altitudine di 15-35 km contiene lo strato di ozono, che protegge la Terra dalle radiazioni ultraviolette. Molti hanno sentito parlare del cosiddetto "buco dell'ozono". In realtà si tratta solo di una parziale diminuzione del contenuto di ozono, che è significativa solo al polo sud del pianeta. Ma anche qui la distruzione dello strato di ozono è solo parziale. È possibile che il "buco dell'ozono" si sia formato molto prima dell'emergere dell'umanità. Anche vicino alla superficie del pianeta si formano quantità significative di ozono. Una delle principali fonti è l'inquinamento antropico (soprattutto nelle grandi città). Questo ozono è tutt'altro che innocuo - rappresenta un rischio significativo per la salute umana e l'ambiente.- Ed.

Distribuzione dell'ozono nell'emisfero australe 21-30 settembre 2006 Il blu, il viola e il rosso indicano le aree a basso contenuto di ozono, le aree verdi e gialle con un contenuto di ozono più elevato. Dati Nasa. (nota a cura di)

METODI CHIMICI PER LA PRODUZIONE DI OZONO

Tutte le reazioni di produzione di ossigeno provocano la formazione di piccole quantità di ozono.

Esperienza. Produzione di ozono per azione dell'acido solforico concentrato su permanganato di potassio. Equazioni di reazione:

2KMnO 4 + H 2 SO 4 \u003d 2HMnO 4 + K 2 SO 4 (reazione di scambio),

2HMnO 4 + H 2 SO 4 \u003d Mn 2 O 7 + H 2 O + H 2 SO 4 (reazione di disidratazione),

Mn 2 O 7 → 2MnO 2 + 3O,

Mn 2 O 7 → 2MnO + 5O (entrambe le reazioni di decomposizione redox possono verificarsi contemporaneamente; una decomposizione più vigorosa porta alla formazione di MnO),

3O + 3O 2 = 3O 3 (reazione di formazione di ozono).

In una malta con una piccola quantità di KMnO 4, con cautela, senza chinarsi sulla malta, versare alcune gocce di H 2 SO 4 concentrato.

L'anidride di manganese Mn 2 O 7 formata secondo le equazioni di cui sopra è un liquido oleoso bruno-verdastro pesante che si decompone a 40-50 ° in MnO 2, MnO e ossigeno atomico, che, se combinato con l'ossigeno molecolare nell'aria, forma ozono .

Invece di un mortaio, puoi usare una tazza di porcellana, guardare le piastrelle di vetro o di amianto.

Introdotto nell'atmosfera di ozono sulla punta del filo, un pezzo di cotone idrofilo imbevuto di etere si accende immediatamente. Invece dell'etere, il cotone idrofilo può essere inumidito con alcol, benzina o trementina.

La carta indicatrice di amido-ioduro inumidita con acqua diventa blu con ozono. Questo fenomeno è spiegato dalla reazione:

2KI + O 3 + H 2 O \u003d I 2 + 2KOH + O 2.
La carta di amido ioduro si ottiene bagnando strisce di carta da filtro in una miscela di una soluzione concentrata incolore di ioduro di potassio e una soluzione di amido.

Il colore blu della carta di amido di iodio scompare gradualmente man mano che la reazione procede tra iodio e idrossido di potassio:

3I 2 + 6KOH = KIO 3 + 5KI + 3H 2O.
In presenza di ozono in eccesso, lo iodio libero si ossida; si verificano le seguenti reazioni:

I 2 + 5O 3 + H 2 O \u003d 2HIO 3 + 5O 2,
I 2 + 9O 3 \u003d I (IO 3) 3 + 9O 2.

Interazione di Mn 2 O 7 con la lana

Esperienza. Produzione di ozono per azione dell'acido nitrico concentrato su persolfato di ammonio. La fonte di ossigeno atomico in questo esperimento è l'acido persolforico, che si forma come risultato della reazione di scambio tra persolfato di ammonio e acido nitrico, e la fonte di ossigeno molecolare è l'acido nitrico che si decompone quando riscaldato.

Questo metodo di produzione dell'ozono si basa sulle seguenti reazioni:

(NH 4) 2 S 2 O 8 + 2HNO 3 \u003d H 2 S 2 O 8 + 2NH 4 NO 3,

2HNO 3 → 2NO 2 + 0,5O 2 + H 2 O,
O + O 2 \u003d O 3.
Il dispositivo necessario per l'esperimento è mostrato in. Un piccolo pallone contenente 2 g di persolfato di ammonio e 10 ml di acido nitrico concentrato è collegato mediante una sezione sottile ad un tubo di vetro, la cui estremità viene calata in una provetta con una soluzione di ioduro di potassio e una piccola quantità di amido.

Qualche tempo dopo l'inizio del riscaldamento del pallone a fuoco basso, la soluzione nella provetta diventa blu. Tuttavia, a causa dell'interazione dello iodio con l'idrossido di potassio, il colore blu scompare presto.

Una soluzione allo 0,5% di indaco carminio o una soluzione all'1% di indaco in H 2 SO 4 concentrato cambia colore da blu a giallo pallido a causa dell'ossidazione dell'indaco in isatina da parte dell'ozono secondo l'equazione:

C 16 H 10 O 2 N 2 + 2O 3 ← 2C 8 H 5 O 2 N + 2O 2 + 63,2 kcal.
Invece di un cono in questo esperimento, puoi usare una provetta con un tubo di uscita del gas.

Il fosforo bianco, precedentemente pulito dalla pellicola superficiale sott'acqua, viene posizionato utilizzando una pinza metallica in un cilindro di vetro con una capacità di 1,5-2 litri.

L'acqua distillata viene versata nel cilindro in modo da coprire 2/3 dei bastoncini di fosforo e viene posta in un cristallizzatore con acqua riscaldata a 25°.

Il cilindro può essere sostituito da un pallone da 500 ml, in cui il fosforo può essere riscaldato fino allo scioglimento (circa 44°) con agitazione continua.

La presenza di ozono viene rilevata circa due ore dopo l'inizio dell'esperimento da un caratteristico odore che ricorda l'aglio e indicatore di amido di carta iodio; l'ozono può essere rilevato versando alcune gocce di solfato di titanile in una provetta con una soluzione prelevata dal cilindro.

Il solfato di titanilico si ottiene riscaldando sotto tiraggio in una tazza di porcellana 1 g di biossido di titanio con un doppio volume di acido solforico concentrato fino a che non si sprigionano fumi bianchi. Dopo il raffreddamento, il contenuto della tazza viene introdotto gradualmente in 250 ml di acqua ghiacciata. Nell'acqua, il solfato di titanio Ті (SO 4) 2 si trasforma in solfato di titanile.

In presenza di ozono, una soluzione incolore di solfato di titanile si trasforma in una soluzione giallo-arancio di acido pertitanico, la reazione procede secondo l'equazione:

TiOSO 4 + O 3 + 2H 2 O \u003d H 2 TiO 4 + O 2 + H 2 SO 4.

PRODUZIONE DI OZONO PER ELETTROLISI DEGLI ACIDI

Esperienza. Ottenere ozono mediante elettrolisi di acido solforico concentrato (circa il 50%). Durante l'elettrolisi dell'H 2 SO 4 concentrato, i processi redox sugli elettrodi procedono secondo il seguente schema:

H 2 SO 4 → HSO 4 - + H + (ioni di acido solforico concentrato),

H 2 O ↔ OH - + H + (ioni acqua),

Al catodo: 2H + 2e - → 2H → H 2 (viene rilasciato idrogeno),

All'anodo: HSO 4 - - 2e - → H 2 S 2 O 8.

L'acido persolforico si decompone in acqua secondo l'equazione: H 2 S 2 O 8 + 2H 2 O \u003d 2H 2 SO 4 + H 2 O + O (l'ossigeno viene rilasciato nell'anodo).

L'ossigeno atomico risultante si combina con l'ossigeno molecolare per formare ozono:

O + O 2 \u003d O 3.
A seconda delle condizioni (densità di corrente e temperatura), sull'anodo si formano acido persolforico, ozono e ossigeno molecolare.

Durante l'elettrolisi dell'acqua acidificata, si forma ozono quando l'anodo è costituito da un metallo non ossidante e l'acqua non contiene sostanze in grado di assorbire ossigeno.

Il dispositivo è assemblato secondo. 100 ml di una soluzione di acido solforico al 20-50% vengono versati in un bicchiere con una capacità di 150 ml, in cui un catodo costituito da una piastra di piombo (25 x 10 mm) e un anodo, che è un filo di platino con un diametro di 0,5 mm, saldati in una lastra di vetro, sono immersi un tubo di 9 cm di lunghezza e 5 mm di diametro. Il filo è saldato in modo tale che la sua estremità libera fuoriesca dal tubo di 1 cm Il filo di platino è collegato al filo esterno con alcune gocce di mercurio introdotte nel tubo. L'anodo viene inserito attraverso un tappo di sughero cerato in un tubo aperto di 9 cm di lunghezza e 1,5 cm di diametro, che presenta nella parte superiore un tubo laterale.

Dopo aver chiuso il circuito elettrico, con un'intensità di corrente di 1,5 A, l'ozono può essere rilevato all'apertura del tubo laterale dall'odore o utilizzando carta di amido di iodio.

Se si utilizza un anodo di platino e la cella viene raffreddata fino a -14°, l'ozono può essere ottenuto anche in piccola quantità mediante elettrolisi di H 2 SO 4 diluito.

L'ozono si ottiene anche per elettrolisi degli acidi cromico, acetico, fosforico e fluoridrico.

PRODUZIONE DI OZONO CON SCARICA ELETTRICA IN OSSIGENO

Esperienza. Ottenere ozono facendo passare scintille elettriche attraverso l'ossigeno contenuto nell'eudiometro. In un eudiometro Bunsen (vedi la sezione sull'idrogeno) con elettrodi di platino con una capacità di 50 ml, riempito con una soluzione di ioduro di potassio contenente amido, vengono introdotti 5 ml di ossigeno. L'eudiometro è fissato con un treppiede nel cristallizzatore con la stessa soluzione.

Quando i fili dell'eudiometro sono collegati ai terminali secondari della bobina di induzione, le scintille saltano tra i fili di platino e la soluzione inamidata di ioduro di potassio inizia a diventare blu. L'ossidazione della soluzione di ioduro da parte dell'ozono viene potenziata agitandolo.

Al posto dell'eudiometro Bunsen, puoi utilizzare il dispositivo indicato su, realizzato in vetro spesso. Questo dispositivo potrebbe ozonizzare tutto l'ossigeno introdotto se non ci fosse riscaldamento da scariche di scintille, il che accelera la reazione inversa della decomposizione dell'ozono.

Una soluzione di ioduro di potassio con l'aggiunta di amido viene preparata come segue: 0,5 g di amido vengono macinati in un mortaio in una piccola quantità di acqua, l'impasto risultante viene introdotto mescolando in 100 ml di acqua bollente; dopo che la soluzione di amido si è raffreddata, ad essa vengono aggiunti 0,5 g di KI, precedentemente sciolto in una piccola quantità di acqua.

Quando una corrente di ossigeno puro e secco (aria) viene fatta passare attraverso l'ozonizzatore sotto l'azione di una scarica elettrica silenziosa di scariche elettriche senza scintille), parte dell'ossigeno (massimo 12-15% in volume) viene convertito in ozono.

L'aria umida e polverosa non può essere utilizzata per questo scopo, poiché durante le scariche elettriche in questo caso si forma una fitta nebbia, che si deposita sugli elettrodi e sulle pareti di vetro dell'ozonizzatore; di conseguenza, invece di scariche silenziose, le scintille iniziano a saltare nell'ozonizzatore e si forma l'ossido nitrico; l'ossido nitrico in presenza di ossigeno si ossida in biossido di azoto, che distrugge gli elettrodi.

La fonte di ossigeno può essere un gasometro o una bombola di ossigeno; l'ossigeno che entra nell'ozonizzatore viene prima fatto passare attraverso una bottiglia di lavaggio con H 2 SO 4 concentrato.

Sotto l'azione di tali scariche elettriche nello spazio occupato dall'ossigeno, si formano ioni ed elettroni che, quando entrano in collisione con le molecole di ossigeno, causano il loro decadimento.

La presenza di ozono viene rilevata con i metodi sopra descritti, nonché con i metodi indicati nella descrizione delle proprietà dell'ozono.

Di seguito sono riportate le descrizioni di alcuni tipi di ozonizzatori.

Introducendo alternativamente in un tubo largo uno strato di lana di vetro con polvere di manganese o diossido di piombo (10 cm) o uno strato di carbone attivo granulare, si è convinti che l'ozono si decomponga passando attraverso di essi.

La decomposizione dell'ozono è accompagnata dal rilascio di calore e da un aumento del volume del gas.

APPLICAZIONI DI OZONO

Come forte agente ossidante, l'ozono uccide i microrganismi ed è quindi utilizzato per disinfettare l'acqua e l'aria, per candeggiare paglia, piume, come agente ossidante in chimica organica, nella produzione di ozonidi e anche come mezzo per accelerare l'invecchiamento dei cognac e vini.

PEROSSIDO DI IDROGENO H 2 O 2

Il perossido di idrogeno fu ottenuto per la prima volta nel 1818 da Tenard facendo reagire il perossido di bario con acido cloridrico.

PROPAGAZIONE

Allo stato libero, H 2 O 2 si trova negli strati inferiori dell'atmosfera, nelle precipitazioni (durante le scariche dei fulmini, circa 11 mg per 60 kg di acqua), come prodotto della lenta ossidazione di sostanze organiche e inorganiche, come un prodotto intermedio di assimilazione e dissimilazione, e nei succhi di alcune piante.

RICEVERE

Esperienza. Preparazione del perossido di idrogeno mediante riduzione catodica dell'ossigeno molecolare con idrogeno. La reazione procede secondo l'equazione:

O 2 + 2H → H 2 O 2 + 138 kcal.
Il dispositivo è assemblato secondo. Un bagno elettrolitico è un bicchiere con una capacità di 250-300 ml, riempito con acido solforico (peso sp. 1,2-1,25) e ricoperto da una lastra di amianto.

Un anodo e un cilindro di vetro di 3 cm di diametro vengono fatti passare attraverso la piastra, all'interno della quale è presente un catodo, nonché un tubo di vetro attraverso il quale viene fornito ossigeno puro da un gasometro o da un cilindro. Un tubo di alimentazione dell'ossigeno con una punta retratta passa dal basso sotto il cilindro e termina al catodo stesso.

Vicino all'anodo, viene praticato un altro foro nella piastra di amianto per rimuovere l'ossigeno rilasciato dall'anodo.

L'anodo è una lastra di platino situata a un livello più alto del catodo. Il catodo è costituito da una lastra di platino o palladio.

La fonte di energia elettrica è una batteria da 10 V.

Dopo aver assemblato il dispositivo, 10 ml di elettrolita vengono prelevati dallo spazio anodico con una pipetta, versati in un becher e vengono aggiunte alcune gocce di soluzione di solfato di titanile. In questo caso non si verifica alcuna colorazione.

5-10 minuti dopo l'inizio dell'elettrolisi, con una corrente di 4-5 A e un forte getto di ossigeno, la corrente viene interrotta e viene prelevato un campione di elettrolita. Questa volta, quando viene aggiunto solfato di titanile, l'elettrolita diventa giallo-arancio; ciò è dovuto alla formazione di acido perossodisolfatotitanico:

Con un'elettrolisi più lunga, i campioni di solfato di titanile danno un colore più intenso. In questo caso si verificano le seguenti reazioni:

A) TiOSO 4 + H 2 O 2 + H 2 O \u003d H 2 TiO 4 + H 2 SO 4,
b) TiOSO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 \u003d H 2 [TiO 2 (SO 4) 2] + H 2 O.
Esperienza. Preparazione del perossido di idrogeno mediante l'azione di acidi diluiti su perossidi alcalini (Na 2 O 2 o K 2 O 2). La reazione procede secondo le equazioni:

Na 2 O 2 + H 2 SO 4 \u003d H 2 O 2 + Na 2 SO 4,
K 2 O 2 + H 2 SO 4 \u003d H 2 O 2 + K 2 SO 4.
L'esperimento viene eseguito in una provetta. Ottenere questo metodo del perossido di idrogeno non è molto conveniente a causa della difficoltà della sua separazione dai solfati alcalini.

È inoltre impossibile raccomandare la produzione di perossido di idrogeno per azione dell'acqua sui perossidi alcalini, poiché in queste reazioni il perossido di idrogeno è solo un composto intermedio, che si decompone in ossigeno e acqua in presenza di alcali; pertanto, la reazione di interazione tra perossidi alcalini e acqua è alla base di uno dei metodi a umido per produrre ossigeno.

Esperienza. Ottenere perossido di idrogeno dal perossido di bario mediante l'azione dell'acido solforico. Equazione di reazione:

BaO 2 + H 2 SO 4 \u003d H 2 O 2 + BaSO 4.
In un bicchiere si versano 120 ml di acqua, si aggiungono 5 ml di H 2 SO 4 concentrato (peso sp. 1,84) e si immerge in un cristallizzatore con una miscela di ghiaccio e sale. Versando del ghiaccio in un bicchiere a 0°C, si aggiunge gradualmente, sotto continua agitazione, una sospensione di perossido di bario, che si ottiene macinando in un mortaio 15 g di BaO 2 con 30 ml di acqua ghiacciata. La sospensione è un idrato di perossido di bario BaO 2 8H 2 O.

Dopo filtrazione del solfato di bario si ottiene una soluzione di perossido di idrogeno al 3-5%. Un leggero eccesso di acido non interferisce con la produzione di perossido.

La presenza di acqua ossigenata si scopre come segue: versare 2 ml della soluzione in esame e 2 ml di H 2 SO 4 in una provetta, aggiungere etere (strato di 0,5 cm di spessore) e aggiungere alcune gocce di soluzione di cromato di potassio. In presenza di perossido di idrogeno in un mezzo acido, i cromati (così come i dicromati) formano acidi percromici intensamente colorati e la reazione procede:

H 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 O 2 \u003d 2H 2 CrO 6 + 3H 2 O.
Acido percromico H 2 CrO 6 con formula strutturale

Si colora di blu e si decompone già a temperatura ambiente; quindi il colore della soluzione scompare rapidamente. L'etere estrae l'acido dalla soluzione quando viene agitata e la rende più stabile.

I composti di perossido di cromo vengono ridotti a composti di cromo trivalente (verde) con il rilascio di ossigeno.

Esperienza. Il perossido di idrogeno può anche essere ottenuto dall'idrolisi del perborato di sodio e del percarbonato di bario. In questo caso, la reazione procede secondo le equazioni:

NaBO 3 + H 2 O \u003d NaBO 2 + H 2 O 2,
ВаС 2 O 6 + Н 2 O \u003d ВаСО 3 + CO 2 + Н 2 O 2.

PROPRIETÀ DEL PEROSSIDO DI IDROGENO

In condizioni normali, il perossido di idrogeno è un liquido incolore e inodore con uno sgradevole sapore metallico.

Alla massima concentrazione è un liquido sciropposo con un peso specifico di 1,5. In uno spesso strato ha un colore blu.

Si dissolve in acqua, alcool etilico, etere etilico in qualsiasi rapporto. In vendita, il perossido di idrogeno si trova solitamente sotto forma di una soluzione al 3% e al 30% in acqua distillata. Quest'ultimo è chiamato "peridrolo". Sotto pressione 26 mm Hg. Arte. bolle a 69,7°. Indurisce a -2°.

Più stabili sono le soluzioni diluite di perossido di idrogeno; per quanto riguarda le soluzioni concentrate, si decompongono con un'esplosione secondo l'equazione:

2H 2 O 2 \u003d 2H 2 O + O 2 + 47 kcal.
La decomposizione del perossido di idrogeno è favorita dalla luce, dal calore, da alcune sostanze inorganiche e organiche, dalla rugosità del vetro e dalle tracce di polvere.

Da sostanze inorganiche il perossido di idrogeno decompone ossidi (MnO 2, Fe 2 O 3, Cr 2 O 3), idrati alcalini di NaOH, KOH, Ba (OH) 2 ossidi in presenza di impurità, sali idrati di Cu 2+, Co 3+, ioni Pb 2+, Mn 2+, ecc., ioni di metalli trivalenti Fe 3+, Al 3+, metalli altamente frantumati, specialmente allo stato colloidale (Au, Ag, Pt), composti di silicio, compresi quelli che fanno parte del vetro.

Le sostanze organiche che decompongono il perossido di idrogeno includono il sangue, che attiva la decomposizione a causa dell'enzima catalasi in esso contenuto, mentre il suo altro enzima, la perossidasi, favorisce l'eliminazione del perossido di ossigeno in presenza di sostanze ossidanti.

La decomposizione catalitica di H 2 O 2 in presenza di soluzioni di alcali, biossido di manganese e argento colloidale è descritta nella sezione “Produzione di ossigeno con metodi a umido”.

Esperienza. Decomposizione del perossido di idrogeno sotto l'influenza del calore. Un pallone con una capacità di 200-250 ml viene riempito quasi completamente con una soluzione di perossido di idrogeno; chiudere con un tappo con un tubo di uscita del gas, la cui punta viene abbassata in un cristallizzatore con acqua (). Dopo aver rimosso l'aria dal dispositivo, il pallone viene riscaldato e l'ossigeno rilasciato viene raccolto in un cilindro riempito d'acqua.

Il flusso di ossigeno viene regolato aumentando o diminuendo il riscaldamento del pallone.

La presenza di ossigeno viene scoperta con una scheggia fumante.

Esperienza. Decomposizione catalitica del perossido di idrogeno. Approssimativamente la stessa quantità di peridrolo (soluzione al 30% di perossido di idrogeno) viene versata in tre bicchieri. Al primo bicchiere si aggiunge biossido di manganese, al secondo nero platino e al terzo qualche goccia di sangue.

La decomposizione procede meglio nel terzo bicchiere, dove è stato aggiunto del sangue. Se al sangue viene aggiunto cianuro di sodio e quindi peridrolo, l'ossigeno viene rilasciato debolmente.

È stato stabilito sperimentalmente che il platino colloidale e la catalasi sono avvelenati dalle stesse sostanze, ad esempio HCN, KCN, NaCN, CO, I 2 , H 2 S, CS 2, ecc. L'avvelenamento dei catalizzatori è spiegato dal fatto che la loro ampia superficie assorbe una notevole quantità di sostanze tossiche. In questo caso, le sostanze velenose isolano la superficie attiva del catalizzatore dalla sostanza reagente e il catalizzatore perde la sua capacità di accelerare la reazione.

Esperienza. Decomposizione catalitica del perossido di idrogeno in un mezzo alcalino. Per ottenere la lucentezza nell'acqua scura, vengono preparate quattro soluzioni:

1) sciogliere 1 g di polvere di pirogallolo C 6 H 3 (OH) 3 in 10 ml di acqua distillata;

2) sciogliere 5 g di K 2 CO 3 nella stessa quantità di acqua distillata;

3) assumere 10 ml di soluzione al 35-40% di formaldeide CH 2 O;

4) assumere 15 ml di una soluzione al 30% di perossido di idrogeno (peridrolo).

Scolare le prime tre soluzioni in un bicchiere e posizionarlo in un luogo buio su un vassoio di metallo.

Quando gli occhi si abituano all'oscurità, versa il peridrolo nel bicchiere mescolando continuamente. Il liquido inizia a bollire, per così dire, schiuma e brilla di una luce giallo-arancio, luccicante di schiuma brillante.

Il rilascio di luce durante reazioni chimiche che avvengono senza apprezzabile rilascio di calore è chiamato chemiluminescenza. La luce emessa dalla chemiluminescenza è spesso rossa o gialla. Nel presente esperimento, la chemiluminescenza è spiegata dall'ossidazione del pirogallolo con perossido di idrogeno in un mezzo alcalino. L'energia rilasciata durante l'ossidazione viene quasi interamente convertita in luce, anche se una piccola parte di essa viene rilasciata anche sotto forma di energia termica, che riscalda il contenuto del vetro e provoca una parziale evaporazione della formaldeide (si diffonde un odore pungente).

Invece di pirogallolo, è possibile utilizzare idrochinone, resorcina o sviluppatori fotografici.

Il perossido di idrogeno può essere reso più stabile aggiungendo ad esso una piccola quantità di una delle seguenti sostanze (stabilizzanti): acido barbiturico, acido urico, acido fosforico, acido solforico, fosfato di sodio, urea, fenacetina, ecc.

Il perossido di idrogeno è un acido molto debole (più debole dell'acido carbonico). Le sue proprietà acide possono essere determinate utilizzando una soluzione neutra di tornasole.

Al perossido di idrogeno corrispondono due tipi di sali: idroperossidi (NaHO 2, KNO 2) e perossidi (Na 2 O 2, K 2 O 2, BaO 2).

Nelle reazioni chimiche, il perossido di idrogeno può agire sia come agente ossidante che come agente riducente.

A volte una variazione molto lieve del pH porta a un cambiamento radicale nella funzione redox del perossido di idrogeno. Le seguenti reazioni sono esempi:

I 2 + 5H 2 O 2 → 2HIO 3 + 4H 2 O; a pH1 H 2 O 2 agente ossidante,
2НIO 3 + 5Н 2 O 2 → I 2 + 6Н 2 O + 5O 2; a pH2 H 2 O 2 agente riducente.
Come agente ossidante, il perossido di idrogeno si scompone come segue:

H-O-O-H → H-O-H + O.
(gli atomi di ossigeno liberati reagiscono con l'agente riducente, trasformandosi in ossigeno bivalente caricato negativamente).

OSSIDAZIONE CON PEROSSIDO DI IDROGENO IN MEDIO ACIDO

L'ossidazione di uno ione iodio caricato negativamente con perossido di idrogeno è descritta nella sezione sull'ottenimento di iodio libero. (Questa reazione viene utilizzata per determinare tracce di perossido di idrogeno.)

Esperienza. Ossidazione di uno ione ferroso con perossido di idrogeno in uno ione ferrico. Equazione di reazione:

2FeSO 4 + H 2 SO 4 + H 2 O 2 = Fe 2 (SO 4) 3 + 2H 2 O.

FeSO4

Fe 2 (SO 4) 3

In una provetta con una soluzione verde appena preparata di FeSO 4, vengono versati acido solforico diluito e una soluzione di perossido di idrogeno al 3%. A causa dell'ossidazione dello ione ferro bivalente il colore trivalente della soluzione cambia e diventa giallo. La presenza dello ione ferrico può essere determinata utilizzando lo ione tiocianato, poiché il tiocianato ferrico è di colore rosso sangue intenso (la reazione è molto sensibile).

Esperienza. Ossidazione dell'acido solforoso (solfiti) con perossido di idrogeno ad acido solforico (solfati). La reazione procede secondo l'equazione:

H 2 SO 3 + H 2 O 2 \u003d H 2 SO 4 + H 2 O.
Se il perossido di idrogeno viene aggiunto a una soluzione acquosa di anidride solforosa (acido solforoso), l'acido solforoso viene ossidato ad acido solforico.

Per verificare la formazione di acido solforico si può sfruttare il fatto che BaSO 3 è solubile negli acidi minerali, mentre BaSO 4 è leggermente solubile in essi.

Esperienza. Ossidazione del ferricianuro di potassio con perossido di idrogeno. Equazione di reazione:

2K 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 \u003d 2K 3 + 2H 2 O + K 2 SO 4.
Se in una provetta con una soluzione gialla di ferricianuro di potassio vengono aggiunti H 2 SO 4 leggermente diluito e una soluzione al 3% di H 2 O 2, la soluzione nella provetta diventa rosso-marrone, caratteristica del ferricianuro di potassio.

Esperienza. Ossidazione del solfuro di piombo con perossido di idrogeno. La reazione procede secondo l'equazione:

PbS + 4H 2 O 2 \u003d PbSO 4 + 4H 2 O.
Ad una soluzione di Rb(NO 3) 2 [o Rb(CH 3 COO) 2 ] aggiungere una soluzione acquosa di idrogeno solforato; precipita un precipitato nero di solfuro di piombo. La reazione avviene secondo l'equazione:

Pb (NO 3) 2 + H 2 S \u003d PbS + 2HNO 3.
Al precipitato di solfuro di piombo viene aggiunta una soluzione di perossido di idrogeno al 3%, lavata accuratamente per decantazione; ossidato a solfato di piombo, il precipitato diventa bianco.

Questa reazione si basa sul rinnovamento dei dipinti anneriti dal tempo (a causa della formazione di solfuro di piombo su di essi).

Esperienza. Ossidazione dell'indaco con perossido di idrogeno. Quando si fa bollire in una provetta 5-6 ml di una soluzione diluita di indaco e 10-12 ml di una soluzione al 3% o più forte di perossido di idrogeno, si osserva uno scolorimento della soluzione di indaco.

OSSIDAZIONE CON PEROSSIDO DI IDROGENO IN MEDIO ALCALINO

Esperienza. Ossidazione dei cromiti a cromati con perossido di idrogeno. La reazione procede secondo l'equazione:

2KCrO 2 + 2KOH + 3H 2 O 2 \u003d 2K 2 CrO 4 + 4H 2 O.
Il perossido di idrogeno viene aggiunto a una soluzione verde di cromite di metallo alcalino; la cromite viene ossidata a cromato e la soluzione diventa gialla.

La cromite di metallo alcalino si ottiene per azione dell'alcali (in eccesso) su una soluzione di un composto di cromo trivalente (vedi ossidazione con acqua di bromo in un mezzo alcalino).

Esperienza. Ossidazione di sali di manganese bivalente con perossido di idrogeno. Equazione di reazione:

MnSO 4 + 2NaOH + H 2 O 2 \u003d H 2 MnO 3 + Na 2 SO 4 + H 2 O.
L'alcali viene aggiunto a una soluzione incolore (o leggermente rosa) di qualsiasi composto di manganese bivalente. Precipita un precipitato bianco di idrossido di manganese che, anche in presenza di tracce di ossigeno, si ossida a biossido di manganese idrato e il precipitato diventa marrone.

Il protossido di azoto in presenza di biossido di manganese idrato forma ossido di manganese.

Le reazioni sopra descritte procedono come segue:

MnSO 4 + 2NaOH \u003d Mn (OH) 2 + Na 2 SO 4,
Mn (OH) 2 + 1 / 2O 2 \u003d H 2 MnO 3 o MnO (OH) 2,

In presenza di perossido di idrogeno, l'ossidazione del protossido di azoto a biossido di manganese idrato procede molto rapidamente.

Quando riscaldata, l'ossidazione dei sali di manganese bivalente con perossido di idrogeno procede alla formazione di biossido di manganese secondo l'equazione:

MnSO 4 + H 2 O 2 + 2KOH = MnO 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O.
In una serie di reazioni, il perossido di idrogeno funge da agente riducente sia in ambienti alcalini che acidi.

Come agente riducente, il perossido di idrogeno si decompone come segue:

H-O-O-H → 2H + O=O.
Poiché i perossidi possono essere sia agenti ossidanti che riducenti, gli elettroni del perossido possono spostarsi da una molecola all'altra:

H 2 O 2 + H 2 O 2 \u003d O 2 + 2H 2 O.
La riduzione del perossido di idrogeno di KMnO 4 e MnO 2 in un mezzo acido e K 3 in un mezzo alcalino è descritta nella sezione relativa alla produzione di ossigeno umido.

Esperienza. Riduzione dell'ossido d'argento marrone scuro in argento metallico con perossido di idrogeno. La reazione procede secondo l'equazione:

Ag 2 O + H 2 O 2 \u003d 2Ag + H 2 O + O 2.
Versare in una provetta 2 ml di una soluzione diluita di AgNO 3, 4-6 ml di una soluzione di H 2 O 2 al 3% e 2-3 ml di una soluzione diluita di NaOH. Un precipitato nero di argento metallico si forma secondo l'equazione di reazione complessiva:

2AgNO 3 + 2NaOH + H 2 O 2 \u003d 2Ag + 2NaNO 3 + 2H 2 O + O 2.
Sotto l'azione degli alcali su soluzioni di sali d'argento, invece di un idrato di ossido d'argento instabile, precipita un precipitato marrone scuro di ossido d'argento (questa proprietà è anche caratteristica degli idrati di ossidi di altri metalli nobili).

In eccesso rispetto agli alcali, l'ossido d'argento è insolubile.

Esperienza. Recupero di composti d'oro con acqua ossigenata. Il recupero può procedere sia in ambiente acido che alcalino.

In una provetta con una piccola quantità di soluzione di cloruro d'oro, aggiungere un po' di soluzione alcalina e una soluzione di perossido di idrogeno al 3%. C'è una riduzione istantanea dello ione oro trivalente in oro libero:

2AuCl 3 + 3H 2 O 2 + 6KOH = 2Au + 6H 2 O + 3O 2 + 6KCl.
Esperienza. Riduzione del perossido di idrogeno di ipocloriti e ipobromiti. Equazioni di reazione:

KClO + H 2 O 2 \u003d KCl + H 2 O + O 2,
NaClO + H 2 O 2 \u003d NaCl + H 2 O + O 2,
NaBrO + H 2 O 2 \u003d NaBr + H 2 O + O 2,
CaOCl 2 + H 2 O 2 \u003d CaCl 2 + H 2 O + O 2.
Queste reazioni costituiscono la base di esperimenti in provetta per la produzione di ossigeno.

Prodotti di addizione di perossido di idrogeno. Tale sostanza è il peridrolo, il prodotto dell'aggiunta di perossido di idrogeno all'urea:

Questo composto allo stato cristallino è stabilizzato da tracce di acido citrico. Quando viene semplicemente disciolto in acqua, si forma perossido di idrogeno.

Stoccaggio di perossido di idrogeno. Il perossido di idrogeno viene conservato in un luogo buio e freddo in recipienti di paraffina (o vetro cerato all'interno) sigillati con un tappo di paraffina.

UTILIZZO DEL PEROSSIDO DI IDROGENO

Una soluzione al 3% di acqua ossigenata viene utilizzata in medicina come disinfettante, per gargarismi e lavaggio delle ferite; nell'industria vengono utilizzati per sbiancare paglia, piume, colla, avorio, pellicce, cuoio, fibre tessili, lana, cotone, naturale e rayon. Una soluzione al 60% viene utilizzata per sbiancare grassi e oli.

Rispetto al cloro, il perossido di idrogeno presenta grandi vantaggi come agente sbiancante. Viene utilizzato per la produzione di perborati (ad esempio perborato di sodio, che è il principio attivo nei preparati a base di candeggina).

Per produrre miscele esplosive vengono utilizzate soluzioni altamente concentrate di perossido di idrogeno (85-90%) mescolate con alcune sostanze combustibili.

ACQUA H 2 O

Cavendish fu il primo a sintetizzare l'acqua bruciando idrogeno nel 1781; la sua composizione in peso fu accuratamente stabilita da Lavoisier nel 1783 e la sua composizione volumetrica - nel 1805 da Gay-Lussac.

PROPAGAZIONE

L'acqua è il composto di idrogeno più comune; copre i due terzi della superficie terrestre, riempiendo oceani, mari, laghi, fiumi. Molta acqua è nella crosta terrestre e, sotto forma di vapore, nell'atmosfera.

L'acqua naturale più pura è l'acqua delle precipitazioni atmosferiche, la più inquinata dalle impurità è l'acqua dei mari e degli oceani. Per loro natura, le impurità possono essere inorganiche e organiche. In acqua, possono essere in uno stato disciolto e sospeso.

Le impurità dell'acqua sono: anidride carbonica libera, azoto, ossigeno, CaCO 3 , Ca(HCO 3) 2 , MgCO 3 , CaSO 4 , MgSO 4 , cloruri di metalli alcalini, acido silicico e suoi sali di metalli alcalini e alcalino terrosi, ossidi di ferro , alluminio , manganese, sali di metalli alcalini e alcalino terrosi di acido nitrico, nitroso e fosforico, microrganismi e varie sostanze organiche allo stato colloidale.

Le acque minerali, oltre a queste impurità, contengono acido solfidrico, solfati, sali di acido borico, arsenico, fluoridrico, bromidrico, idroiodico e altri.

Esperienza. Utilizzando lo ione Ba 2+ si stabilisce la presenza di ioni SO 4 2- in qualsiasi acqua naturale, utilizzando lo ione Ag+, la presenza dello ione Cl - e facendo evaporare 500 ml di acqua in una tazza, la presenza di un residuo secco.

RICEVERE

La produzione di acqua è descritta nella sezione sulle proprietà chimiche dell'idrogeno (combustione dell'idrogeno). L'acqua si forma quando l'idrogeno si combina con l'ossigeno sotto l'azione di una scarica elettrica; la produzione di acqua è anche descritta nelle sezioni relative alla costruzione degli eudiometri e alla riduzione degli ossidi con l'idrogeno.

L'acqua può essere ottenuta riscaldando sostanze contenenti acqua di cristallizzazione, ad esempio: CuSO 4 5H 2 O, Na 2 CO 3 10H 2 O, Na 2 B 4 O 7 10H 2 O, Na 2 SO 4 10H 2 O, FeSO 4 7H2O; come sottoprodotto, si forma durante reazioni di neutralizzazione, redox e altre reazioni.

Per ottenere grandi quantità di acqua chimicamente pura, non si utilizza nessuno dei metodi sopra descritti per ottenerla, ma si ricorre alla depurazione di acque naturali molto comuni in vari modi.

DEPURAZIONE DELL'ACQUA NATURALE

Le impurità fisiche vengono separate mediante filtrazione attraverso un filtro normale o piegato, una lastra di ceramica o vetro porosa o attraverso lana di vetro.

Per trattenere le impurità che conferiscono durezza all'acqua, l'acqua viene fatta passare attraverso filtri di permute e per eliminare le sostanze coloranti, attraverso carbone attivo.

La rimozione delle impurità disciolte nell'acqua si ottiene nel processo di distillazione. Viene mostrato l'apparato di distillazione più semplice, costituito da un pallone Wurtz, un frigorifero e un ricevitore.

Per non smontare ogni volta il dispositivo ed evitare collegamenti con spine, si consiglia di utilizzare un dispositivo in vetro Jena ().

L'ebollizione uniforme durante la distillazione si ottiene grazie al fatto che nel pallone viene prima posta un po' di porcellana porosa.

L'acqua così ottenuta contiene gas allo stato disciolto, ad esempio CO 2, e una piccolissima quantità di silicati (formatisi a seguito della dissoluzione del vetro del frigorifero da parte dell'acqua di condensa).

Per rimuovere i gas (ad esempio CO 2), versare 750 ml di acqua distillata in un pallone da 1000 ml, inserire alcuni pezzi di tubi capillari e far bollire per 30-40 minuti. Al termine dell'ebollizione, chiudere il pallone con un tappo, nel quale viene inserita una provetta con calce sodata (una miscela di CaO e NaOH). La calce sodata assorbe l'anidride carbonica dall'aria, che può entrare nell'acqua distillata dopo che si è raffreddata.

Poiché nel laboratorio chimico viene consumata una grande quantità di acqua distillata per la preparazione delle soluzioni e il lavaggio dei precipitati, di seguito vengono descritti diversi apparati di distillazione continua.

Apparato di distillazione Kaleshchinsky() è costituito da una storta con un tubo laterale e un collo curvo collegato a un refrigeratore a spirale.

Un livello costante dell'acqua nella storta e nel refrigeratore è mantenuto da un sifone.

Prima di iniziare l'esperimento, l'acqua viene aspirata nel sifone attraverso il tubo laterale, su cui va posizionato il tubo di gomma, e il tubo di gomma viene chiuso con una fascetta o in esso viene inserita saldamente una bacchetta di vetro.

Per garantire un'ebollizione uniforme, nella storta vengono posti diversi pezzi di porcellana porosa prima dell'inizio della distillazione e all'estremità del tubo laterale del sifone viene attaccato un pallone, in cui si raccolgono le bolle d'aria che entrano nel sifone quando l'acqua viene riscaldata (le bolle d'aria nel sifone possono interrompere il normale apporto di acqua alla storta) .

Questo piccolo apparato può funzionare ininterrottamente per un periodo piuttosto lungo senza richiedere cure particolari.

Apparato di distillazione Verkhovsky(). Descrizione del dispositivo: tubo largo MA serve a raccogliere le bolle d'aria rilasciate dall'acqua quando viene riscaldata. Lei quando riempie il sifone B, C, D quasi completamente riempito d'acqua. Bottiglia F con un fondo tagliato è chiuso con un tappo con un tubo passato attraverso di esso e(per rimuovere l'acqua in eccesso dalla bottiglia). Tutte le parti dell'apparecchio sono interconnesse per mezzo di tappi e tubi di gomma. L'acqua del rubinetto va nel frigorifero, da lì - nella bottiglia F, quindi - nel sifone B, C, D al pallone di distillazione. Lo stesso livello di acqua nel pallone e nel pallone viene mantenuto per mezzo di un sifone B, C, D. Il normale funzionamento di questo, come il precedente, è assicurato dal continuo deflusso dell'acqua dal rubinetto.

Oltre a quelli descritti, esistono numerosi altri dispositivi più complessi. La preferenza è data ai dispositivi realizzati in vetro Jena, in cui le singole parti sono collegate non da spine, ma da sezioni. Puoi anche utilizzare apparecchi metallici riscaldati da elettricità o gas.

L'acqua distillata può essere distillata singola, doppia e multipla.

PROPRIETA' DELL'ACQUA

L'acqua può essere allo stato solido, liquido e gassoso. Il passaggio da uno stato all'altro è determinato dalla temperatura e dalla pressione.

Esperienza. Differenza tra vapore e nebbia. Una piccola quantità di acqua viene versata in un pallone da 100 ml; nel collo del pallone si inserisce un tubo di vetro lungo 5 cm e di 6 mm di diametro con un'estremità esterna leggermente tirata. Dopo aver posizionato la fiaschetta su un treppiede coperto da una rete di amianto, viene riscaldata a un'ebollizione intensa dell'acqua. Il vapore acqueo risultante è invisibile sia nel pallone che all'apertura del tubo, ma sopra il pallone si formano nuvole di nebbia (goccioline di vapore condensato). Per un'ebollizione uniforme dell'acqua, all'interno del pallone vengono posti diversi pezzi di porcellana porosa o perline di vetro.

Non è necessario tirare con forza l'estremità del tubo, poiché ciò può creare alta pressione e quindi il pallone scoppierà.

L'acqua pura in tutti gli stati di aggregazione è incolore. Il vapore acqueo è invisibile.

Esperienza. Coppie, visibili e invisibili. Sul tavolo vengono poste quattro grandi bottiglie. Un po' d'acqua viene versata nel primo, bromo nel secondo, alcol nel terzo e benzina nel quarto.

Dopo qualche tempo, l'aria in ogni pallone è saturata dai vapori del liquido corrispondente. In una fiaschetta con bromo sono visibili i vapori, in borracce con acqua, alcool e benzina sono invisibili; in bottiglie con alcol e benzina, possono essere rilevati dall'olfatto.

La densità dell'acqua pura a +4°C e una pressione di 760 mm Hg. Arte. preso come un'unità.

Esperienza. Conferma che la densità dell'acqua calda è inferiore a quella dell'acqua a +4°C. Per l'esperimento, usano un tubo di vetro piegato a forma di quadrato, con ogni lato lungo circa 25 cm (). Entrambe le estremità del tubo sono collegate con due pezzi di tubo di gomma a un tubo a T di vetro. L'intero dispositivo viene riempito con acqua fredda, dalla quale l'aria deve essere rimossa mediante ebollizione, e fissata su un treppiede nella posizione indicata in figura. Alcune gocce di inchiostro, soluzione di KMnO 4, blu di metilene o fluoresceina vengono aggiunte al tubo a T e si osserva che il colorante si diffonde in entrambe le direzioni. Quindi riscaldano il dispositivo ad uno degli angoli e notano come l'acqua riscaldata, diventando più leggera, inizia a salire e tutto il liquido nel tubo inizia a muoversi nella direzione indicata dalle frecce in figura. Il colorante dal tubo a forma di T inizia a muoversi nella direzione opposta al riscaldamento. Se ora spostiamo il bruciatore a gas nell'angolo sinistro, l'acqua colorata inizia a muoversi da sinistra a destra. Questo apparecchio funge da modello di riscaldamento centralizzato.

Il ghiaccio è meno denso dell'acqua a +4°C, quindi galleggia sull'acqua liquida.

Esperienza. Controllo della debole conducibilità termica dell'acqua. Prendendo una provetta dall'estremità inferiore, riscaldare l'acqua al suo interno. L'acqua all'apertura della provetta inizia a bollire, rimanendo fredda all'estremità inferiore, per la quale la provetta viene tenuta a mano.

La conducibilità elettrica dell'acqua pura è molto bassa; l'acqua pura è un cattivo conduttore di elettricità.

Esperienza. Per studiare la conduttività elettrica dell'acqua pura e soluzioni di vari elettroliti e non elettroliti, viene utilizzato un dispositivo speciale.

Le parti principali del dispositivo per determinare la conducibilità elettrica dei liquidi sono: due elettrodi, una base della lampada con una lampada elettrica, una presa, una spina, un interruttore, una fonte di corrente elettrica e un filo elettrico.

Gli elettrodi possono essere platino, carbonio o rame; le lampade possono essere di diversa potenza, ma preferiscono utilizzare lampade usate per torce elettriche; la sorgente di corrente può essere 1-2 batterie o raddrizzatori, oltre a trasformatori collegati alla rete elettrica e che danno una tensione di 3-4 V.

Gli elettrodi sono accesi con una spina. Invece di una base con una lampada elettrica, puoi usare un campanello elettrico. Solitamente il dispositivo (base con lampada elettrica, presa e interruttore) è montato sulla stessa scheda secondo lo schema riportato in.

All'estremità inferiore degli elettrodi viene tracciato un segno su cui è necessario versare del liquido nel recipiente quando gli elettrodi sono immersi in esso.

elettrodi di rame. Due fili di rame lunghi 10-12 cm e diametro 0,5-0,8 cm.

Entrambi gli elettrodi, come i precedenti, sono fissati in un cerchio di sughero, nel quale è inserito anche un imbuto gocciolante.

Per determinare la conducibilità elettrica, il liquido può essere versato in una provetta, in un bicchiere, in un cilindro, in una fiaschetta o in un barattolo, a seconda delle dimensioni degli elettrodi utilizzati.

Per condurre l'esperimento, gli elettrodi vengono immersi in un liquido e collegati ad un circuito elettrico collegato in serie con una lampada elettrica (campana) e tramite un interruttore con una sorgente di energia elettrica.

Se la luce si accende (o suona il campanello) quando viene attivata la corrente, il liquido è un buon conduttore di elettricità.

Ogni volta prima di testare la conducibilità elettrica di un nuovo liquido, gli elettrodi, il recipiente in cui viene versato il liquido di prova e l'imbuto vengono accuratamente lavati con acqua distillata, alcol, etere, cloroformio, toluene o altro solvente e asciugati con carta da filtro .

Solitamente si verifica in laboratorio la conducibilità elettrica dei seguenti liquidi: acqua distillata, soluzioni diluite di HCl, H 2 SO 4, NaOH, Ba(OH) 2, NaCl e zucchero.

Per dimostrare che la conducibilità elettrica è dovuta alla presenza di ioni è sufficiente dimostrare quanto segue:

una soluzione di Ba (OH) 2 + fenolftaleina conduce una corrente elettrica;

La soluzione di H 2 SO 4 conduce elettricità.

Se ora una soluzione diluita di H 2 SO 4 viene versata attraverso un imbuto gocciolatore in una soluzione di Ba (OH) 2 con fenolftaleina in un recipiente per misurare la conducibilità elettrica, inizia a precipitare un precipitato, la luce del bulbo si attenua gradualmente e infine si spegne completamente; il colore rosso della soluzione dovuto alla fenolftaleina scompare. Se poi si continua ad aggiungere goccia a goccia l'acido solforico, la lampadina si riaccende.

A pressione atmosferica (760 mm Hg), l'acqua bolle a 100°. Se la pressione cambia, cambia anche il punto di ebollizione dell'acqua.

Esperienza. Acqua bollente a pressione ridotta. Il dispositivo è assemblato secondo. Si compone di un frigorifero Liebig con una camera d'aria in vetro spesso e resistente, terminante nella parte inferiore con un piccolo cono. All'estremità opposta del tubo rispetto al cono, dovrebbe esserci un gancio per appendere il termometro.

Un po' d'acqua viene versata nel pallone del frigorifero, il termometro viene sospeso in modo che il suo bulbo con il mercurio sia nell'acqua del pallone e il frigorifero sia fissato in posizione verticale su un treppiede.

La camera d'aria del frigorifero è collegata tramite un recipiente di sicurezza e un manometro ad una pompa a getto d'acqua.

All'inizio dell'esperimento, l'acqua viene fatta passare attraverso il frigorifero e il pallone viene leggermente riscaldato, osservando attentamente la temperatura e la pressione a cui l'acqua inizia a bollire. Un vuoto molto forte in questo esperimento non dovrebbe essere consentito per evitare la rottura dei tubi.

Una versione semplificata dell'esperimento: scaldiamo l'acqua nel pallone a ebollizione, togliamo il pallone dal fornello e lo chiudiamo ermeticamente con un tappo - l'ebollizione si ferma, mettiamo il pallone sotto un getto di acqua fredda - riprende l'ebollizione rapida.

Esperienza. Acqua bollente ad una pressione superiore a quella atmosferica. Il dispositivo è assemblato secondo.

Il pallone per il dispositivo è a bocca larga, a fondo tondo, realizzato in vetro spesso e di alta qualità con una capacità di 500 ml.

Versare 250 ml di acqua prebollita nella beuta. Il pallone è fissato in un treppiede e chiuso con un tappo di gomma attraverso il quale vengono fatti passare due tubi di vetro. Un tubo, di 6-7 mm di diametro, termina con una bolla di dimensioni tali da passare attraverso il collo del pallone. Il secondo tubo, di 6 mm di diametro, parte dal bordo inferiore del tappo; all'esterno, è piegato di un angolo di 90° e, mediante un tubo di gomma a parete spessa, è collegato ad un altro tubo di vetro piegato ad angolo retto, abbassato quasi fino in fondo in un cilindro di mercurio alto 90-100 cm e alto 1,5 -2 cm di diametro.

Diversi pezzi di porcellana porosa vengono posti in una fiala e riempiti fino a metà con acqua.

Con la quantità indicata di mercurio, l'aria nel pallone è sottoposta a una pressione superiore a due atmosfere.

In modo che il tubo abbassato nel cilindro con il mercurio non venga espulso, è fissato nel morsetto del treppiede.

Dopo aver assemblato il dispositivo, riscaldare il pallone con acqua. All'inizio, l'acqua in una bolla bolle a pressione atmosferica e molto più tardi l'acqua in una fiaschetta bolle a una pressione di più di due atmosfere.

Per l'esperimento vengono utilizzati flaconi a fondo tondo, poiché sono più resistenti all'alta pressione.

Durante l'esperimento, lavorano con attenzione, osservando a una certa distanza, poiché a una pressione di 2-3 atm il pallone potrebbe scoppiare.

L'acqua è coinvolta nelle seguenti reazioni chimiche: nelle reazioni in cui presenta proprietà ossidanti, nelle reazioni di idrolisi, idratazione, addizione, sostituzione e nelle reazioni in cui l'acqua svolge il ruolo di catalizzatore.

Negli esperimenti sulla produzione di idrogeno è stato considerato l'effetto ossidativo dell'acqua su sodio, potassio, calcio, magnesio, alluminio, ferro e carbonio.

Le sezioni dedicate al bromo e allo iodio descrivono esperimenti sulla produzione di acido bromidrico e ioduro per idrolisi di alogenuri di fosforo.

Quando si considerano le proprietà di cloro, bromo e acido cloridrico, è stata discussa l'idratazione, che procede come reazione di addizione.

Negli esperimenti che illustrano la combinazione di idrogeno con cloro o iodio con zinco, vengono mostrate le proprietà catalitiche dell'acqua.

Le reazioni chimiche che coinvolgono l'acqua si verificano in molti degli esperimenti descritti.

Breve descrizione

La scoperta di sé del più piccolo granello di conoscenza da parte di uno studente gli dà un grande piacere, gli permette di sentire le sue capacità, lo eleva ai suoi stessi occhi. Lo studente si afferma come persona. Lo studente conserva questa gamma positiva di emozioni nella sua memoria, si sforza di sperimentarla ancora e ancora. Quindi c'è un interesse non solo per l'argomento, ma ciò che è più prezioso - nel processo stesso della cognizione - l'interesse cognitivo.

Introduzione………………………………………………………………………………………………………………………………. .3
Sullo sviluppo delle attività di ricerca degli studenti nelle lezioni di chimica e nel doposcuola……………………………………………………………………………………………… ……… ……………………………………4
Organizzazione delle attività di ricerca………………………………………………………………………….6
Letteratura………………………………………………………………………………………………………………………………. 10

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Darò esempi di compiti di un esperimento mentale.

1. La polvere di zinco è stata versata nella storta, il tubo di uscita del gas è stato chiuso con una fascetta, la storta è stata pesata e il contenuto è stato calcinato. Quando la storta si è raffreddata, è stata nuovamente pesata. La massa è cambiata e perché? Quindi il morsetto è stato aperto. La massa è cambiata e perché?

2. Le tazze con soluzioni di idrossido di sodio e cloruro di sodio sono bilanciate sulla bilancia. La posizione della freccia della bilancia cambierà dopo qualche tempo e perché?

Sulla base dei risultati dei compiti, l'insegnante può giudicare la disponibilità dello studente per il lavoro pratico.

Quando studiano le reazioni qualitative agli ioni, gli studenti acquisiscono la capacità di elaborare un piano per il riconoscimento delle sostanze.

Un gruppo speciale è costituito da compiti euristici e di ricerca. In tal modo, gli studenti usano il ragionamento come mezzo per acquisire nuove conoscenze soggettive su sostanze e reazioni chimiche. Allo stesso tempo, gli scolari svolgono ricerche teoriche, sulla base delle quali formano definizioni, trovano relazioni tra la struttura e le proprietà, la relazione genetica delle sostanze, sistematizzano i fatti e stabiliscono schemi, conducono un esperimento per risolvere il problema formato dall'insegnante o impostati autonomamente.

Ad esempio, quando studi gli idrossidi anfoteri, puoi offrire il seguente compito:

Il risultato dell'interazione di soluzioni di idrossido di sodio e cloruro di alluminio sarà lo stesso aggiungendo da 1 a 2 e viceversa?

Quando si studia l'argomento "Generalizzazione delle principali classi di sostanze inorganiche", proponiamo di rispondere alla domanda: cosa succede se una soluzione di idrossido di sodio viene aggiunta a una soluzione di solfato di rame (II) e a una soluzione viene aggiunto idrossido di potassio di carbonato di sodio.

La pratica mostra che l'uso di compiti creativi per prevedere le proprietà delle sostanze. Tali compiti contribuiscono alla formazione di capacità di ricerca, stimolano l'interesse, consentono agli studenti di conoscere i risultati degli scienziati, vedere esempi vividi ed eleganti del lavoro del pensiero creativo.

Quando si studia l'argomento "Carboidrati", agli studenti vengono poste domande:

1. Il chimico tedesco Christian Shenbein ha accidentalmente versato sul pavimento una miscela di acido solforico e nitrico. Puliva automaticamente il pavimento con il grembiule di cotone di sua moglie. "L'acido può dar fuoco al grembiule", pensò Shenbein, sciacqui il grembiule in acqua e lo appese ad asciugare sopra la stufa. Il grembiule si è prosciugato, ma poi c'è stata un'esplosione silenziosa e ... il grembiule è scomparso. Perché è avvenuta l'esplosione?

2. Cosa succede se mastichi a lungo il pane grattugiato?

Le lezioni di ricerca richiedono molta preparazione, che, come dimostra la pratica, si giustifica. Tali lezioni sono costruite secondo la logica dell'approccio all'attività e comprendono le seguenti fasi: motivazionale-orientativo, operativo-esecutivo (analisi, previsione e sperimentazione), valutativo-riflessivo.

Pertanto, la ricerca educativa è un modo di apprendimento creativo che, progettato secondo il modello della ricerca scientifica, consente di costruire un processo educativo sulla base dell'attività e, eventualmente, durante la progettazione di lezioni di chimica.

Letteratura

1.Bataeva E.N. Formazione di capacità di ricerca. Zh, Chimica: metodi di insegnamento. 8.2003-1.2004

2.Emelyanova E.O., Iodko A.G. Organizzazione dell'attività cognitiva degli studenti alle lezioni di chimica nelle classi 8-9. Mosca: School Press, 2002.

3. Riviste metodiche "Chimica a scuola", "Biologia a scuola"

4. Stepin BD Compiti divertenti ed esperimenti efficaci in chimica. M.: Otarda, 2002.

5. L'affascinante mondo delle trasformazioni chimiche: problemi originali con soluzioni / A.S. Suvorov et al. Chemistry, 1998

UTILIZZO DI COMPITI DI RICERCA NELLE LEZIONI DI CHIMICA

Uno dei famosi filosofi una volta notò che l'educazione è ciò che rimane nella mente dello studente quando tutto ciò che ha appreso viene dimenticato. Cosa dovrebbe rimanere nella testa dello studente quando si dimenticano le leggi della fisica, della chimica, i teoremi della geometria e le regole della biologia? Giusto: abilità creative necessarie per attività cognitive e pratiche indipendenti e convinzione che qualsiasi attività debba soddisfare gli standard morali.

L'insegnamento in generale è "una ricerca congiunta condotta da un insegnante e uno studente" (S.L. Rubinshtein). È l'insegnante che fornisce le forme e le condizioni dell'attività di ricerca, grazie alla quale lo studente sviluppa una motivazione interna per affrontare qualsiasi problema che gli si pone davanti da una posizione di ricerca e creativa. Quando insegno abilità di ricerca ai bambini, uso prima domande e situazioni problematiche. Quando si utilizza l'apprendimento basato sui problemi, è necessario capire che solo allora possiamo parlare dello sviluppo del pensiero quando situazioni problematiche sono utilizzate regolarmente, sostituendosi l'un l'altro. L'uso di situazioni problematiche nelle lezioni di chimica contribuisce alla formazione del pensiero dialettico degli scolari, allo sviluppo delle capacità per trovare e risolvere le contraddizioni.

Modi per creare una situazione problematica può essere molto vario.

Questi includono:

1. Dimostrazione o comunicazione di alcuni fatti , che sono sconosciuti agli studenti e richiedono ulteriori informazioni per essere spiegati. Incoraggiano la ricerca di nuove conoscenze. Per esempio,l'insegnante dimostra modifiche allotropiche degli elementie si offre di spiegare perché sono possibili, o, ad esempio, gli studenti non sanno ancora che il cloruro di ammonio può sublimare e viene loro posta la domanda su come separare una miscela di cloruro di ammonio e cloruro di potassio.

2. Utilizzando la contraddizione tra le conoscenze disponibili e i fatti oggetto di studio, quando, sulla base delle conoscenze note, gli studenti formulano giudizi errati. Ad esempio, l'insegnante pone la domanda:"Si può ottenere una soluzione limpida facendo passare il monossido di carbonio (IV) attraverso l'acqua di calce?"Sulla base dell'esperienza precedente, gli studenti rispondono negativamente e l'insegnante mostra un esperimento dimostrativo con la formazione di bicarbonato di calcio.

3. Spiegazione dei fatti sulla base di una teoria nota. Per esempio, Perché l'elettrolisi del solfato di sodio produce idrogeno al catodo e ossigeno all'anodo?Gli studenti devono rispondere alla domanda utilizzando tabelle di riferimento: una serie di tensioni metalliche, una serie di anioni in ordine decrescente di capacità ossidante e informazioni sull'essenza redox dell'elettrolisi.

4. Costruire un'ipotesi basata su una teoria nota, e poi controllarlo. Per esempio,L'acido acetico, come acido organico, mostrerà le proprietà generali degli acidi?Gli studenti fanno un'ipotesi, l'insegnante prepara un esperimento o viene condotto un laboratorio, quindi viene fornita una spiegazione teorica.

5. Trovare una soluzione razionale, quando le condizioni sono stabilite e l'obiettivo finale è dato. Ad esempio, l'insegnante suggerisce un problema sperimentale:date tre provette con sostanze; determinare queste sostanze nel modo più breve, con il minor numero di campioni.

6. Trovare una soluzione indipendente in determinate condizioni . Questo è già un compito creativo, per il quale una lezione non è sufficiente, quindi, per risolvere il problema, è necessario utilizzare letteratura aggiuntiva e libri di riferimento al di fuori della lezione. Per esempio,scegliere le condizioni per una determinata reazione, conoscere le proprietà delle sostanze che vi entrano, dare suggerimenti per ottimizzare il processo produttivo in studio.

7. Il principio dello storicismo crea anche le condizioni per l'apprendimento basato sui problemi. Per esempio, la ricerca di modi per sistematizzare gli elementi chimici, che alla fine ha portato D.I. Mendeleev, alla scoperta della legge periodica.Numerosi problemi legati alla forniturainfluenza reciproca degli atomi nelle molecole delle sostanze organichesulla base della struttura elettronica, sono anche un riflesso di questioni sorte nella storia dello sviluppo della chimica organica.

La situazione problematica trovata con maggior successo dovrebbe essere considerata quella in cui il problema è formulato dagli studenti stessi. L'attività di ricerca, a mio avviso, può essere attribuita anche al numero di tecnologie di natura orientata alla personalità, a condizione che l'insegnante mostri interesse per la crescita personale dello studente, la formazione dei suoi orientamenti di valore, le qualità personali. Ciò è possibile per il contenuto del lavoro svolto dallo studente e per la comunicazione tra adulto e bambino nel corso delle attività di ricerca.

Quando si svolgono attività di ricerca sulla base di un esperimento, si presuppongono le seguenti fasi dell'attività scientifica generale:

Fissando l'obiettivo dell'esperimento, l'obiettivo determina quale risultato lo sperimentatore intende ottenere nel corso dello studio.

Formulazione e giustificazione dell'ipotesi che può essere utilizzata come base per l'esperimento. Un'ipotesi è un insieme di proposizioni teoriche, la cui verità è soggetta a verifica.

La pianificazione dell'esperimento viene eseguita nella seguente sequenza: 1) selezione delle apparecchiature di laboratorio e dei reagenti; 2) elaborare un piano per l'esperimento e, se necessario, un'immagine del design del dispositivo; 3) riflettere sul lavoro dopo la fine dell'esperimento (smaltimento dei reagenti, caratteristiche del lavaggio dei piatti, ecc.); 4) identificazione della fonte di pericolo (descrizione delle misure precauzionali durante l'esperimento); 5) scelta del modulo per la registrazione dei risultati dell'esperimento.

Attuazione dell'esperimento, fissazione di osservazioni e misurazioni.

L'analisi, l'elaborazione e la spiegazione dei risultati dell'esperimento comprendono: 1) l'elaborazione matematica dei risultati dell'esperimento (se necessario); 2) confronto dei risultati dell'esperimento con l'ipotesi; 3) spiegazione dei processi in corso nell'esperimento; 4) la formulazione della conclusione.

Riflessione - consapevolezza e valutazione dell'esperimento sulla base di un confronto tra obiettivo e risultati. È necessario scoprire se tutte le operazioni per eseguire l'esperimento hanno avuto successo.

La valutazione è data sia per le competenze scientifiche generali, come la capacità di fissare un obiettivo, avanzare un'ipotesi, pianificare, condurre un esperimento, analizzare i risultati ottenuti, trarre conclusioni, ma anche per le competenze speciali previste in questo lavoro.

Quando organizzano tali classi, gli studenti si trovano in condizioni che richiedono loro di essere in grado di pianificare un esperimento, condurre osservazioni con competenza, registrarne e descriverne i risultati, generalizzare e trarre conclusioni e anche padroneggiare metodi scientifici di cognizione.

Di particolare importanza nella formazione delle capacità di ricerca sono i compiti che coinvolgono esperimento mentale, contribuire allo sviluppo delle capacità di ragionamento. Questi sono compiti in cui è necessario ottenere una sostanza specifica da quelle offerte; ottenere la sostanza in diversi modi; effettuare tutte le reazioni caratteristiche e qualitative inerenti a questa classe di sostanze; rivelare la relazione genetica tra le classi di sostanze inorganiche.

Ad esempio, quando si studia l'argomento "Dissociazione elettrolitica", la tradizionale determinazione sperimentale della conducibilità elettrica delle sostanze utilizzando uno strumento inizia con un esperimento mentale. Successivamente, conduciamo un esperimento dimostrativo. Gli studenti confrontano e analizzano i risultati, fanno disegni e diagrammi su quaderni, annotano le equazioni per la reazione di dissociazione elettrolitica.

Portiamo esempi incarichi di esperimenti mentali.

1. La polvere di zinco è stata versata nella storta, il tubo di uscita del gas è stato chiuso con una fascetta, la storta è stata pesata e il contenuto è stato calcinato. Quando la storta si è raffreddata, è stata nuovamente pesata. La massa è cambiata e perché? Quindi il morsetto è stato aperto. La massa è cambiata e perché?

2. Le tazze con soluzioni di idrossido di sodio e cloruro di sodio sono bilanciate sulla bilancia. La posizione della freccia della bilancia cambierà dopo qualche tempo e perché?

Sulla base dei risultati dei compiti, l'insegnante può giudicare la disponibilità dello studente per il lavoro pratico.

Quando studiano le reazioni qualitative agli ioni, gli studenti acquisiscono la capacità di elaborare un piano per il riconoscimento delle sostanze. La classe è suddivisa in gruppi, ciascuno dei quali ha il compito di redigere un piano per la determinazione delle soluzioni di solfato, carbonato e cloruro di sodio in tre provette numerate. Condizioni obbligatorie: visibilità, condizioni desiderate: velocità e minimo di reagenti esauriti. Ogni gruppo difende il proprio piano, utilizzando le conoscenze acquisite in precedenza, scrive le equazioni di reazione molecolare e ionica. In conclusione, gli studenti conducono un esperimento di laboratorio, mettendo in pratica il loro piano.

I compiti costituiscono un gruppo speciale natura euristica e di ricerca. In tal modo, gli studenti usano il ragionamento come mezzo per acquisire nuove conoscenze soggettive su sostanze e reazioni chimiche. Allo stesso tempo, gli scolari svolgono ricerche teoriche, sulla base delle quali formano definizioni, trovano relazioni tra la struttura e le proprietà, la relazione genetica delle sostanze, sistematizzano i fatti e stabiliscono schemi, conducono un esperimento per risolvere un problema formato da un insegnante o impostato in modo indipendente . Per esempio, quando si studiano gli idrossidi anfoteri, si può proporre il seguente compito:

Il risultato dell'interazione di soluzioni di idrossido di sodio e cloruro di alluminio sarà lo stesso aggiungendo da 1 a 2 e viceversa?

Quando si studia l'argomento "Generalizzazione delle principali classi di sostanze inorganiche", proponiamo di rispondere alla domanda: cosa succede se una soluzione di idrossido di sodio viene aggiunta a una soluzione di solfato di rame (II) e a una soluzione viene aggiunto idrossido di potassio di carbonato di sodio. Sul tema "Alogeni" sono interessanti le seguenti domande:

1. Di che colore sarà la carta indicatrice in una soluzione di cloro in acqua appena preparata?

2. Di che colore sarà la carta indicatrice in una soluzione di cloro che è stata esposta alla luce per un po' di tempo?

Le risposte a queste domande sono confermate sperimentalmente.

La pratica dimostra che l'uso compiti creativi sulla previsione delle proprietà delle sostanze contribuisce alla formazione di capacità di ricerca, stimola l'interesse, consente agli studenti di conoscere i risultati degli scienziati, vedere esempi vividi ed eleganti del lavoro del pensiero creativo.

Quando si studia l'argomento "Carboidrati", agli studenti vengono poste domande:

1. Il chimico tedesco Christian Shenbein ha accidentalmente versato sul pavimento una miscela di acido solforico e nitrico. Puliva automaticamente il pavimento con il grembiule di cotone di sua moglie. "L'acido può dar fuoco al grembiule", pensò Shenbein, sciacqui il grembiule in acqua e lo appese ad asciugare sopra la stufa. Il grembiule si è prosciugato, ma poi c'è stata un'esplosione silenziosa e ... il grembiule è scomparso. Perché è avvenuta l'esplosione? ( Si è scoperto che l'acido nitrico mescolato con il cotone - in realtà la stessa cellulosa - forma un esplosivo, che Shenbein chiamava pirossilina - "legno infiammabile". In quegli anni la pirossilina non poteva sostituire la polvere da sparo, perché era molto esplosiva).

Pertanto, la ricerca educativa è un modo di apprendimento creativo che, progettato secondo il modello della ricerca scientifica, consente di costruire un processo educativo sulla base dell'attività e, eventualmente, durante la progettazione di lezioni di chimica.

L'analisi della propria esperienza e la conoscenza dell'esperienza di lavorare in questa direzione permette di trarre alcune conclusioni pedagogiche:

1. Studenti di diversi livelli di preparazione ed età diverse sono inseriti in attività di ricerca con piacere e interesse, ad es. l'affermazione che questa sia un'area di interesse e di opportunità per gli studenti delle scuole superiori e che questo tipo di attività sia possibile solo per i bambini dotati non è corretta. Gli insegnanti coinvolti nelle attività di ricerca di studenti con diversi livelli di preparazione dovrebbero tenere conto delle capacità del bambino, prevedere il livello del risultato, il tasso di attuazione del programma di ricerca.

2. Nel corso delle attività di ricerca, lo sviluppo delle capacità del bambino avviene a determinate condizioni:

Se l'argomento e l'oggetto delle attività di ricerca soddisfano i bisogni del bambino;

L'allenamento si svolge nella “zona di sviluppo prossimale e ad un livello di difficoltà abbastanza elevato”;

Se il contenuto dell'attività si basa sull'“esperienza soggettiva del bambino”;

Se c'è un apprendimento dei metodi di attività.

3. La capacità di insegnamento della ricerca inizia con una lezione che si costruisce secondo le leggi della ricerca scientifica. La tecnologia dell'attività di ricerca è focalizzata sullo sviluppo delle competenze:

Determinare gli scopi e gli obiettivi dello studio, la sua materia;

Ricerca indipendente della letteratura e dei suoi appunti;

Analisi e sistematizzazione delle informazioni;

Annotare le fonti studiate;

Proporre un'ipotesi, condurre uno studio pratico in conformità con essa dalla classificazione del materiale;

Descrivere i risultati dello studio, trarre conclusioni e generalizzazioni.

Una persona colta nella società moderna non è solo e non tanto una persona armata di conoscenza, ma in grado di estrarne, acquisire conoscenza e applicarla in qualsiasi situazione. Un diplomato deve adattarsi alle mutevoli situazioni di vita, pensare in modo critico in modo indipendente, essere socievole, entrare in contatto con i vari gruppi sociali.

Si tratta della formazione di competenze chiave moderne tra gli studenti: scientifiche generali, informative, cognitive, comunicative, semantiche di valore, sociali.

La chimica è una delle scienze naturali più umanisticamente orientate: il suo successo è sempre stato volto a soddisfare i bisogni dell'umanità.

Lo studio della chimica a scuola contribuisce alla formazione della visione del mondo degli studenti e di un quadro scientifico olistico del mondo, comprendendo la necessità dell'educazione chimica per risolvere i problemi della vita quotidiana e l'educazione del comportamento morale nell'ambiente.

L'articolo presenta gli scopi e gli obiettivi della formazione alla ricerca, la tipologia e il ruolo dei compiti di ricerca in chimica nello sviluppo della competenza pertinente. Vengono forniti esempi di diversi tipi di attività di ricerca per il lavoro in classe oa casa. Si traggono conclusioni sull'efficacia del loro utilizzo per ottenere il soggetto pianificato, il meta-soggetto e i risultati personali.

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Compiti di ricerca in chimica come mezzo per formare la competenza appropriata nello spazio della lezione.

L'attuazione dello standard educativo statale federale implica la pratica di formare abilità e abilità meta-soggettive, che sono il risultato di una forma educativa costruita sopra le conoscenze, abilità e abilità tradizionali della materia e che si basa sul tipo di attività mentale di integrazione del materiale didattico con il principio del pensiero riflessivo.

Un esempio di competenza meta-soggettiva è la ricerca, che comprende un'intera gamma di competenze educative direttamente correlate ai processi mentali, di ricerca, logici e creativi di apprendimento degli studenti.

La chimica è una delle discipline più orientate alla pratica studiate in una scuola di istruzione generale. Il suo insegnamento è direttamente correlato al processo di sviluppo delle competenze di ricerca, poiché i metodi su cui si basa la scienza chimica (analisi, sintesi, modellistica, ecc.) coincidono in gran parte con le componenti principali della competenza di ricerca.

La formazione di questi ultimi si realizza in modo più completo attraverso ulteriori attività di progettazione e ricerca extracurriculari, come si è detto abbastanza.

La priorità nel mio lavoro è l'inclusione dei compiti di ricerca nel contenuto delle lezioni e dei compiti.

Si noti qui che l'instillazione spontanea negli studenti di una serie di capacità di ricerca durante le lezioni e anche attraverso il lavoro extracurriculare non può servire come base sufficiente per realizzare gli obiettivi della formazione alla ricerca.

Solo l'uso sistematico delle capacità delle moderne tecnologie pedagogiche (ricerca, design, informazione e comunicazione, pensiero critico, TRIZ, ecc.) e l'uso sistematico dei compiti di ricerca possono fornire una soluzione al problema.

I requisiti per un compito di ricerca in chimica sono gli stessi di qualsiasi disciplina accademica. Questa è la presenza di un problema, la cui soluzione richiede un'analisi teorica, l'applicazione di metodi di ricerca scientifica (teorica, empirica), con l'aiuto del quale gli studenti devono scoprire conoscenze prima a loro sconosciute.

Lo scopo principale della sua introduzione è la formazione della capacità degli studenti di padroneggiare in modo indipendente e creativo nuovi modi di attività, migliorare l'apprendimento, trasferire agli studenti l'iniziativa nell'organizzazione dell'attività cognitiva.

I tipi più importanti di ricerca degli studenti nello spazio di una lezione di chimica sono i seguenti:

• Risolvere problemi chimici qualitativi sulla base di un esperimento mentale e reale.
• Previsione e modellazione indipendenti di processi e reazioni chimiche.
• Soluzione di problemi domestici chimici, fisico-chimici e chimici.
• Analisi critica di fatti esistenti o forniti e formazione di informazioni significative sulla base di essi.

Diamo esempi di compiti di ricerca.

Quindi, alle prime lezioni di chimica in terza media, può essere condotto uno studio congiunto sull'argomento "Il ruolo della chimica nella vita umana". Oppure "Chimica - è buona o cattiva?" La lezione utilizza una tecnica metodologica basata sull'esperienza quotidiana esistente degli studenti, una presentazione elettronica contenente materiale aggiuntivo su questo argomento. Come compito, si propone di scrivere la storia "Vita senza chimica".

O un altro compito. Quali sono le conseguenze di una mancanza di potassio nel corpo umano?

Utilizzando i dati nella tabella, calcola la quantità di ogni alimento che devi mangiare per soddisfare il tuo fabbisogno giornaliero di potassio (2-3 g).

La soluzione di qualsiasi problema di ricerca prevede il passaggio delle seguenti fasi principali:

Definizione dello scopo e degli obiettivi dello studio, della sua materia;

Analisi e sistematizzazione delle informazioni disponibili, ricerca di nuove informazioni;

Avanzare ipotesi, condurre ricerche teoriche e/o pratiche in accordo con esse dalla classificazione del materiale;

Descrizione dei risultati della ricerca, formulazione di conclusioni e generalizzazioni.

Di particolare importanza nella formazione delle capacità di ricerca sono i compiti che coinvolgonoesperimento mentale, contribuire allo sviluppo delle capacità di ragionamento. Questi sono compiti in cui è necessario ottenere una sostanza specifica da quelle offerte; ottenere la sostanza in diversi modi; effettuare tutte le reazioni caratteristiche e qualitative inerenti a questa classe di sostanze; identificare la relazione genetica tra classi di sostanze inorganiche o organiche.

Per esempio: La polvere di zinco è stata versata nella storta, il tubo di uscita del gas è stato chiuso con un morsetto, la storta è stata pesata e il contenuto è stato calcinato. Quando la storta si è raffreddata, è stata nuovamente pesata. La massa è cambiata e perché? Quindi il morsetto è stato aperto. La massa è cambiata e perché?

Oppure: sulla bilancia sono bilanciate tazze con soluzioni di idrossido di sodio e cloruro di sodio. La posizione della freccia della bilancia cambierà dopo qualche tempo e perché? Perché, a questo proposito, si consiglia di conservare le soluzioni alcaline di prodotti chimici domestici (mezzi per rimuovere i blocchi dei tubi dell'acqua, miscele antiaderenti) ben chiuse?

Sulla base dei risultati del completamento delle attività, l'insegnante può giudicare la preparazione dello studente per il lavoro pratico e il livello di padronanza del materiale del programma superato.

Un altro esempio. Quando studiano le reazioni qualitative agli ioni, gli studenti acquisiscono la capacità di elaborare un piano per il riconoscimento delle sostanze. La classe è divisa in gruppi, a ciascun gruppo è affidato il compito di redigere un piano per la determinazione da tre a cinque sostanze in provette numerate. ad esempio soluzioni di solfato, carbonato e cloruro di sodio. con una quantità deliberatamente eccessiva di reagenti per la determinazione. Condizioni obbligatorie: visibilità, condizioni desiderate: velocità e minimo di reagenti esauriti. Ogni gruppo difende il proprio piano, utilizzando le conoscenze acquisite in precedenza, scrive le equazioni di reazione molecolare e ionica. In conclusione, gli studenti conducono un esperimento di laboratorio, mettendo in pratica il loro piano.

I compiti costituiscono un gruppo specialenatura euristica. In questo modo, gli studenti usano il ragionamento come mezzo per acquisire nuove conoscenze soggettive su sostanze e reazioni chimiche e sul loro posto, anche nella nostra vita quotidiana. Allo stesso tempo, gli scolari svolgono ricerche teoriche, sulla base delle quali, ad esempio, formano definizioni, trovano relazioni tra la struttura e le proprietà, la relazione genetica delle sostanze, sistematizzano i fatti e stabiliscono schemi, conducono un esperimento al fine di risolvere un problema formato da un insegnante o impostato autonomamente.

Così, quando si studiano gli idrossidi anfoteri, si può proporre il seguente compito:

Il risultato dell'interazione di soluzioni di idrossido di sodio e cloruro di alluminio sarà lo stesso aggiungendo 1 soluzione a 2 e viceversa?

Sul tema "Alogeni" sono interessanti le seguenti domande:

1. Di che colore sarà la carta indicatrice in una soluzione di cloro in acqua appena preparata?

2. Di che colore sarà la carta indicatrice in una soluzione di cloro che è stata esposta alla luce per un po' di tempo?

Le risposte a queste domande sono confermate empiricamente e dalle equazioni dei processi in atto.

La pratica mostra che l'uso di tali compiticontribuisce alla formazione di capacità di ricerca, stimola l'interesse, consente agli studenti di conoscere i risultati degli scienziati, vedere esempi vividi ed eleganti del lavoro del pensiero creativo.

L'analisi della nostra esperienza e la familiarità con l'esperienza in questo settore ci permette di trarre le seguenti conclusioni:

1. Studenti di diversi livelli di formazione e di età diverse sono inseriti con piacere e interesse nell'attività di ricerca a lezione, ad es. l'affermazione che questo tipo di attività sia possibile solo per i bambini dotati non è corretta. È solo che gli insegnanti che coinvolgono tali studenti nelle attività di ricerca dovrebbero tenere conto delle capacità del bambino, prevedere il livello dei risultati e il tasso di attuazione del programma di ricerca.

2. La soluzione del problema della ricerca sarà più efficiente se

Se l'argomento e l'oggetto delle attività di ricerca soddisfano i bisogni del bambino;

Se il suo contenuto si basa sulla sua esperienza soggettiva.

Come si diceva ai vecchi tempi, una mente ben ordinata è meglio di una mente ben riempita. Una persona colta nella società moderna non è solo e non tanto una persona armata di conoscenza, ma una persona che sa estrarre, acquisire conoscenza in modo autonomo, applicarla in ogni situazione, cosa che è in gran parte facilitata dall'uso di tecniche, metodi e tecnologie dell'attività di ricerca.