Возможности экологического воспитания школьников при изучении темы: "Кальций и его соединения"

В настоящее время учителю химии приходиться рассматривать самые различные экологические проблемы, одна из которых – проблема чистой воды. Оценивая воду на содержание минеральных солей, отдельно выделяют концентрацию в ней солей кальция и магния, говоря о степени жесткости воды.

Мыло в жесткой воде не мылится, овощи плохо развариваются, а при использовании такой воды в паровых котлах образуется накипь, которая снижает эффективность их работы и может привести к взрыву. Жесткую воду перед употреблением целесообразно умягчить, удалив катионы кальция и магния.

Однако для жизнедеятельности организма кальций и магний необходимы, так как играют важную роль в процессах формирования костей, свертываемости крови, сокращении сердечной мышцы, передачи нервных импульсов. Установлено, что в местностях с пониженным содержанием кальция в питьевой воде сердечные заболевания более распространенны. В тоже время, употребление жесткой воды увеличивает опасность заболевания мочекаменной болезнью, неблагоприятно влияет на формирование сосудов. Избыток ионов кальция в организме приводит к отложению солей в шейном, грудном, поясничном отделах позвоночника, суставах конечностей. Отсюда следует, что важно вести контроль за содержанием солей кальция и магния в питьевой воде. А познакомиться с некоторыми простыми методами определения жесткости воды учащиеся могут на уроках химии [13].

Определение общей жесткости воды в лабораторных условиях проводят методом комплексонометрического титрования с помощью кальциево-магниевых ионоселективных электродов. Но эти методы требуют дорогостоящих и практически недоступных для школы реактивов и приборов, поэтому предлагаем более приемлемый для школьной лаборатории способ с применением соляной кислоты и ортофосфата натрия.

Метод основан на осаждение ионов Са2+ Mg2+ избытком раствора ортофосфата натрия Na3PO4 с последующим определением остатка осадителя:

3 MeCl2 + 2 Na3PO4 → Me3 (PO4)2↓ + 6NaCl

3 Me(HCO3)2 + 2 Na3PO4 → Me3 (PO4)2↓ + 6 NaHCO3.

Как видно из приведенных выше уравнений, из Me(HCO3)2 образуется эквивалентное количество NaHCO3. При титровании остатка фосфата натрия соляной кислотой одновременно оттитровывается и гидрокарбонат натрия, на определение которого расходуется такое же количество соляной кислоты, как и на определение временной жесткости воды, что необходимо учитывать в расчетах.

Методика проведения анализа

В мерную колбу, вместимостью 250 мл переносят 100 мл анализируемой воды, добавляют точно измеренный объем (например, 25 мл) 0,2 н. раствора Na3PO4 и отстаивают 30 минут. Затем доводят до метки дистиллированной водой, тщательно перемешивают и фильтруют через плотный бумажный фильтр в сухую емкость.

В коническую колбу объемом 250 мл отбирают 100 мл фильтрата и добавляют 2–3 капли индикатора метилоранжа, затем титруют соляной кислотой до появления бледно-розовой окраски раствора.

Параллельно определяют объем соляной кислоты, пошедшей на определение временной жесткости в идентичных условиях. Для этого берут мерную колбу вместимостью 250 мл, добавляют 100 мл анализируемой воды, доводят до метки дистиллированной водой и тщательно перемешивают. После этого в коническую колбу для титрования отбирают 100 мл раствора, добавляют 2–3 капли метилоранжа и титруют соляной кислотой до появления бледно-розового окрашивания.

Расчеты:

1. Рассчитываем временную жесткость воды (моль/л) по формуле:

Ж в. = (Сэ (HCl) ∙ V (HCl) / Vпр.) ∙ (Vколбы / V (H2O) ∙ 1000, где V (HCl) – объем соляной кислоты, пошедшей на титрование, л;

Сэ (HCl) – молярная концентрация эквивалента соляной кислоты, моль/л;

V (H2O) – объем анализируемой воды, л;

Vколбы – объем мерной колбы, л;

Vпр. – объем воды, взятой для титрования, л.

Пример расчета представлен в Приложении 1. Сравнение полученных разными методами результатов показывает, что предлагаемый метод вполне может быть использован при определении общей жесткости воды.

Информацию о составе жесткой воды, видах жесткости и способах ее устранения можно почерпнуть из табл. 1.

Таблица 1.

2. Тема «Кальций и его соединения» в школьном курсе химии

Химия – одна из стремительно развивающихся областей знания, результаты ее ускоренного развития в макро- и микромасштабах проявляются в повседневной жизни. А вот время на изучение этой дисциплины в школе неуклонно сокращается. И это не может не увеличивать пропасть между наукой и содержанием школьного предмета. Мы убеждены, что содержание школьного курса химии и процесс обучения должны отражать не упрощенные представления об особенностях развития химической науки, а состояние современного знания, реальную сложность объекта познания химии.

2.1 Урок по теме «Кальций и его соединения» в 9-х классах средней общеобразовательной школы с. Карасу

Цель урока: познакомить учащихся с новым элементом – кальцием, ознакомить с его положением в периодической системе Д.И. Менделеева, рассмотреть важнейшие природные соединения и области их применения. Рассмотреть способы получения соединений кальция в промышленности, дать определение следующих понятий: жесткость воды, карбонатная и некарбонатная жесткость, изучить способы устранения жесткости воды.

Задачи обучения: сформировать представление об одном из биогенных элементов – кальции, расширить представление о способах получения, свойствах и способах получения и применения различных соединений кальция в промышленности.

Задачи развития: развитие у учащихся основных приемов мышления (умения анализировать, сравнивать и т.д.), совершенствовать умение учащихся самостоятельно работать с табличными данными и т.д.

Задачи воспитания: продолжить химическое образование школьников.

Ход урока

I.                                 Организационный момент (1–2 мин.)

– посадка детей;

– проверка принадлежностей;

– отметка отсутствующих и т.д.

II. Опрос домашнего задания (10 мин.)

1.                   Вспомните, какое место занимает кальций в периодической системе Д.И. Менделеева?

2.                   Какую степень окисления проявляют кальций и магний? Почему?

3.                   Известна ли вам роль кальция в организме человека и живых существ?

III. Изучение нового материала (20 мин.)

1. Характеристика магния и кальция. Соединения кальция

Таблица 1. Схема строения атомов магния и кальция

Положение магния и кальция в периодической системе и строение их атомов. Магний и кальций в периодической системе находятся в главной подгруппе группы. Схемы строения их атомов представлены в таблице. Как видно из схемы, последние два электрона у атомов магния и кальция расположены на наружном энергетическом уровне. Этим и объясняется, что магний и кальций во всех соединениях проявляют степень окисления +2.

2. Нахождение в природе.

Кальций обладает большой химической активностью, поэтому встречается в природе только в виде соединений (табл. 2) [14].

3. Получение. Кальций получают путем электролиза его расплавленного хлорида.

4. Физические свойства. Кальций – металл серебристо-белого цвета, очень легкий (ρ = 1,55 г./см3), как и щелочные металлы, но несравненно тверже их и имеет гораздо более высокую температуру плавления, равную 851 0С.

5. Химические свойства. Подобно щелочным металлам кальций является сильным восстановителем, что схематически можно изобразить так:

Соединения кальция окрашивают пламя в кирпично-красный цвет. Как и щелочные металлы, металлический кальций обычно хранят под слоем керосина.

6. Применение. Благодаря большой химической активности металлический кальций применяют для восстановления некоторых тугоплавких металлов (титан, цирконий и др.) из их оксидов. Кальций используют также в производстве стали и чугуна, для очистки последних от кислорода, серы и фосфора, для получения некоторых сплавов, в частности, свинцово-кальциевых, необходимых для изготовления подшипников.

7. Важнейшие соединения кальция, получаемые в промышленности.

Оксид кальция получают в промышленности обжигом известняка:

CaCO3 → CaO + CO2

Оксид кальция – тугоплавкое вещество белого цвета (плавится при температуре 2570 0С), обладает химическими свойствами, присущими основным оксидам активных металлов (I, табл. II, с. 88) [14].

Реакция оксида кальция с водой протекает с выделением большого количества теплоты:

CaO + H2O ═ Ca (OH)2 + Q

Оксид кальция является основной составной частью негашеной извести, а гидроксид кальция – гашеной извести.

Реакция оксида кальция с водой называется гашением извести.

Оксид кальция применяется в основном для получения гашеной извести.

Гидроксид кальция Ca(OH)2 имеет большое практическое значение. Он применяется в виде гашеной извести, известкового молока и известковой воды.

Гашенная известь – тонкий рыхлый порошок, обычно серого цвета (составная часть гидроксида кальция), немного растворим в воде (1,56 г. растворяется в 1 л воды при 20 0С). Тестообразную смесь гашенной извести с цементом, водой и песком применяют в строительстве. Постепенно смесь твердеет:

Ca (OH)2 + CO2 → CaCO3 ↓ + H2O

Известковое молоко – взвесь (суспензия), похожая на молоко. Она образуется при смешивании избытка гашеной извести с водой. Применяют известковое молоко для получения хлорной извести, при производстве сахара, для приготовления смесей, необходимых в борьбе с болезнями растений, для побелки стволов деревьев.

Известковая вода – прозрачный раствор гидроксида кальция, получаемый при фильтровании известкового молока. Используют ее в лаборатории для обнаружения оксида углерода (IV):

Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 ↓ + H2O

При длительном пропускании оксида углерода (IV) раствор становится прозрачным:

CaCO3 + CO2 + H2O → Ca(HCO3)2

Если полученный прозрачный раствор гидрокарбонатного кальция нагревают, то снова происходит помутнение:

Ca(HCO3)2 → CaCO3 ↓ + H2O + CO2 ↑

Подобные процессы протекают также и в природе. Если вода содержит растворенный оксид углерода (IV) и действует на известняк, то некоторая часть карбоната кальция превращается в растворимый гидрокарбонат кальция. На поверхности раствор согревается, и из него вновь выпадает карбонат кальция.

* Большое практическое значение имеет хлорная известь. Она получается при реакции гашеной извести с хлором:

0 +1 -1

2 Ca(OH)2 + 2 Cl2 → Ca(ClO)2 + CaCl2 + 2H2O

Действующей составной частью хлорной извести является гипохлорит кальция. Гипохлориты подвергаются гидролизу. При этом выделяется хлорноватистая кислота. Хлорноватистую кислоту из ее соли может вытеснить даже угольная кислота:

Ca(ClO)2 + CO2 + H2O → CaCO3 ↓+ 2 HClO

2 HClO → 2 HCl + O2 ↑

Это свойство хлорной извести широко используют для отбеливания, дезинфекции и дегазации.

8. Гипс. Различают следующие виды гипса: природный – CaSO4 ∙ 2H2O, жженый – (CaSO4)2 ∙ H2O, безводный – CaSO4.

Жженый (полуводный) гипс, или алебастр, (CaSO4)2 ∙ H2O получают при нагревании природного гипса до 150–180 0С:

2 [CaSO4 ∙ 2H2O] → (CaSO4)2 ∙ H2O + 3H2O ↑

Если смешать порошок алебастра с водой, то образуется полужидкая пластическая масса, которая быстро твердеет. Процесс затвердевания объясняется присоединением воды:

(CaSO4)2 ∙ H2O + 3H2O → 2 [CaSO4 ∙ 2H2O]

Свойство жженого гипса затвердевать используют на практике. Так, например, алебастр в смеси с известью, песком и водой применяют в качестве штукатурки. Из чистого алебастра изготавливают художественные изделия, а в медицине его используют для накладывания гипсовых повязок.

Если природный гипс CaSO4 ∙ 2H2O нагревать при более высокой температуре, то выделяется вся вода:

CaSO4 ∙ 2H2O → CaSO4 + 2H2O↑

Образовавшийся безводный гипс CaSO4 уже не способен присоединить воду, и поэтому его назвали мертвым гипсом.

Жесткость воды и способы ее устранения.

Всем известно, что в дождевой воде мыло хорошо пенится (мягкая вода), а в ключевой – обычно плохо (жесткая вода). Анализ жесткой воды показывает, что в ней содержатся значительные количества растворимых солей кальция и магния. Эти соли образуют с мылом нерастворимые соединения. Такая вода непригодна для охлаждения двигателей внутреннего сгорания и питания паровых котлов, так как при нагревании жесткой воды на стенках охладительных систем образуется накипь. Накипь плохо проводит теплоту; поэтому возможен перегрев моторов, паровых котлов, кроме того, ускоряется их изнашивание.

Какие бывают виды жесткости?

Карбонатная, или временная, жесткость обусловлена присутствием гидрокарбонатов кальция и магния. Ее можно устранить следующими способами:

1) кипячением:

Ca(HCO3)2 → CaCO3 ↓ + H2O + CO2 ↑

Mg(HCO3)2 → MgCO3 ↓ + H2O + CO2 ↑

2) действием известкового молока или соды:

Ca(OH)2 + Ca(HCO3)2 → 2CaCO3 ↓ + 2H2O

Ca(HCO3)2 + Na2CO3 → CaCO3 ↓ + 2NaHCO3

Ca2+ + 2 HCO3 - + 2 Na+ + CO32- → CaCO3 ↓ + 2 Na+ + 2HCO3-

Ca2+ + CO32- → CaCO3 ↓

Некарбонатная, или постоянная, жесткость обусловлена присутствием сульфатов и хлоридов кальция и магния.

Ее устраняют действием соды:

CaSO4 + Na2CO3 → CaCO3 ↓ + Na2SO4

MgSO4 + Na2CO3 → MgCO3 ↓ + Na2SO4

Mg2+ + SO42- + 2Na+ + CO32- → MgCO3 ↓ + 2Na+ + SO42-

Страницы: 1, 2, 3, 4