Опыт № 2 - Семилукский политехнический колледж

ДЕПАРТАМЕНТ ОБРАЗОВАНИЯ, НАУКИ И МОЛОДЕЖНОЙ ПОЛИТИКИ
ВОРОНЕЖСКОЙ ОБЛАСТИ
ГОСУДАРСТВЕННОЕ БЮДЖЕТНОЕ ПРОФЕССИОНАЛЬНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ
УЧРЕЖДЕНИЕ ВОРОНЕЖСКОЙ ОБЛАСТИ
«СЕМИЛУКСКИЙ ПОЛИТЕХНИЧЕСКИЙ КОЛЛЕДЖ»
Комплект методических рекомендаций для выполнения
практических и лабораторных занятий
по дисциплине Химия
ПО ПРОФЕССИИ:
15.01.05 Сварщик (ручной и частично механизированной сварки
(наплавки)
Преподаватель: Семилетова А.О.
Рекомендации к оформлению отчетов по выполнению
лабораторных и практических занятий.
Основная задача лабораторных и практических занятий по химии,
проводимых в конце изучения тем, - закрепление знаний и
практических умений студентов. Практические занятия с
использованием инструкций студенты выполняют индивидуально. В этом
случае каждый будет приобретать необходимые практические умения.
Отчет по выполнению практического занятия оформляется каждым
обучающимся индивидуально.
• Отчеты по выполнению практических занятий по химии оформляются в
специальных тетрадях.
• Тетрадь для практических занятий
по химии - тонкая тетрадь в клеточку, толщиной 12 - 18 листов.
• Тетрадь для практических занятий проверяется учителем после каждой
проведенной работы, оценки выставляются каждому студенту, с
занесением оценок в классный журнал.
• При выставлении оценки за практическое занятие по химии
учитываются такие компоненты: самостоятельное выполнение опыта,
объем и качество выполненной работы, правильность написания
уравнений химических реакций и выводов. На снижение оценки должны
повлиять ошибки, допущенные учеником в процессе выполнения работы
(например, плохое владение некоторыми лабораторными умениями),
отсутствие аккуратности в работе.
• Также оценивается качество ведения записей: аккуратность,
выполнение схем, рисунков и таблиц и т.д. Если требования не
выполняются, то оценка снижается.
• В отчете по выполнению практического занятия приводятся описания
эксперимента, наблюдения, уравнения химических реакций, условия
проведения реакций, рисунки, ответы на вопросы, выводы.
• Важным является знание и умение приводить записи уравнений
химических реакций, подтверждающих ход химического эксперимента.
При этом необходимо приводить химические формулы и названия всех
реагентов и продуктов реакции, упоминание о которых ведется при
выполнении практической работы.
• Если в ходе выполнения практического занятия необходимо ответить
на вопросы для выяснения понимания сущности опыта, то записывается
ответ, если требуется оформить рисунок, заполнить таблицу, то
соответственно выполняется рисунок или заполняется таблица.
• Таблицы заполняются четко и аккуратно, при этом таблица должна
занимать всю ширину тетрадной страницы.
• Все рисунки должны иметь обозначения составных частей,
оборудования, названия реагентов и продуктов реакции. Рисунки с
изображением моделей приборов, схем выполнения химического
эксперимента должны быть крупными и четкими, выполненными простым
карандашом, содержать только главные, наиболее характерные
особенности.
• В конце каждого практического занятия обязательно записывается
вывод по итогам выполненной работы (вывод формулируется исходя из
цели практического занятия).
Лабораторное занятие №1
Знакомство с образцами металлов
Цели занятия: состоит в формировании представления о некоторых физических
свойствах металлов, их применении в технике.
Задание.
Рассмотрите образцы металлов, отметьте их общие физические свойства и
индивидуальные особенности. Опишите физические свойства выданных металлов
(алюминия, меди, цинка, железа) Исследуйте их по плану:
1. Агрегатное состояние при комнатной температуре.
2. Цвет.
3. Блеск.
4. Пластичность.
5. Тепло - и электропроводность.
6. Плотность
7. Температура плавления и кипения.
Запишите результаты исследований: а) общие физические свойства металлов; б)
отличительные особенности металлов; в) расположите исследованные материалы в
порядке увеличения их твердости; г) расположите исследованные металлы в порядке
уменьшения их плотности.
Справочный материал
Физические свойства металлов.
Плотность. Это - одна из важнейших характеристик металлов и сплавов. По плотности
металлы делятся на следующие группы:
легкие (плотность не более 5 г/см3) - магний, алюминий, титан и др.:
тяжелые - (плотность от 5 до 10 г/см 3) - железо, никель, медь, цинк, олово и др. (это
наиболее обширная группа);
очень тяжелые (плотность более 10 г/см 3) - молибден, вольфрам, золото, свинец и др.
В таблице 2 приведены значения плотности металлов. (Это и последующие таблицы
характеризуют свойства тех металлов, которые составляют основу сплавов для
художественного литья).
Таблица 2. Плотность металла.
Металл
Магний
Алюминий
Титан
Цинк
Олово
Плотность г/см3
1,74
2,70
4,50
7,14
7,29
Температура плавления. В зависимости
подразделяют на следующие группы:
Металл
Железо
Медь
Серебро
Свинец
Золото
от
Плотность г/см3
7,87
8,94
10,50
11,34
19,32
температуры
плавления
металл
легкоплавкие (температура плавления не превышает 600 oС) - цинк, олово, свинец,
висмут и др.;
среднеплавкие (от 600 oС до 1600 oС) - к ним относятся почти половина металлов, в
том числе магний, алюминий, железо, никель, медь, золото;
тугоплавкие (более 1600 oС) - вольфрам, молибден, титан, хром и др.
При изготовлении художественных отливок температура плавления металла или сплава
определяет выбор плавильного агрегата и огнеупорного формовочного материала. При
введении в металл добавок температура плавления, как правило, понижается.
Таблица 3. Температура плавления и кипения металлов.
Металл
Олово
Свинец
Цинк
Магний
Алюминий
Температура, oС
плавления
кипения
232
2600
327
1750
420
907
650
1100
660
2400
Металл
Серебро
Золото
Медь
Железо
Титан
Температура, oС
плавления
кипения
960
2180
1063
2660
1083
2580
1539
2900
1680
3300
Таблица 4. Цвета металлов.
Металл
Магний
Алюминий
Титан
Железо
Медь
Цвет
Бело-серый
Серовато-белый
Серовато-белый
Голубовато-белый
Красновато-розоватый
Металл
Цинк
Серебро
Олово
Золото
Свинец
Цвет
Голубовато-белый
Белый
Серовато-белый
Желтый
Серовато-белый
Лабораторное занятие №2
Проведение реакций ионного обмена для характеристики свойств
электролитов.
Цели занятия: изучить реакции с образованием осадка, воды,
выделением газа.
Теоретическая часть.
Реакции, протекающие в растворах между электролитами, называются реакциями
ионного обмена.
Реакции обмена в растворах электролитов протекают в направлении связывания
ионов.
При взаимодействии гидроксида натрия с соляной кислотой образуются хлорид
натрия и малодиссоциирующее вещество вода:
NaOH + HCl = NaCl + H2O
+
Na + OH- + H+ + Cl- = Na+ + Cl- + H2O
OH- + H+ = H2O
При взаимодействии гидроксида натрия с раствором сульфата меди(II) образуются
сульфат натрия и нерастворимое основание – гидроксид меди(II):
2NaOH + CuSO4 = Na2SO4 + Cu(OH)2
+
2Na + 2OH- + Cu2+ + SO42- = 2Na+ + SO42- + Cu(OH)2
2OH- + Cu2+ = Cu(OH)2
При взаимодействии азотной кислоты с карбонатом калия образуются нитрат калия,
вода и углекислый газ:
2HNO3 + K2CO3 = 2KNO3 + H2O + CO2
2H+ + 2NO3- + 2K+ + CO32- = 2K+ + 2NO3- + H2O + CO2
2H+ + CO32- = H2O + CO2
Итак, реакции ионного обмена протекают до конца, если:
1) образуется осадок; 2) выделяется газ; 3) образуется малодиссоциирующее
вещество – вода.
Выполнение работы:
Оборудование и реактивы: - раствор гидроксида натрия;
- раствор фенолфталеина;
- раствор азотной кислоты;
- раствор уксусной кислоты;
- раствор карбоната натрия;
- раствор соляной кислоты;
- пробирки, пипетки;
- раствор нитрата серебра;
- раствор медного купороса;
- раствор серной кислоты;
- раствор хлорида бария.
Ход работы:
Опыт №1.
В две пробирки прилейте по 1-2 мл раствора гидроксида натрия. Добавьте в
каждую 2-3 капли раствора фенолфталеина. Что наблюдаете? Затем прилейте
в первую пробирку раствор азотной кислоты ,а во вторую- раствор уксусной
кислоты до исчезновения окраски.
Напишите уравнение реакции в молекулярной и ионной формах.
Опыт №2.
В две пробирки прилейте по 2 мл раствора карбоната натрия, а затем
добавьте:
В перву-1-2 мл раствора солярной кислоты , а в другую-1-2 мл раствора
уксусной кислоты .Что наблюдаете?
Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.
Опыт №3.
К 1-2 мл соляной кислоты в пробирке добавьте несколько капель раствора
нитрата серебра. Что наблюдаете?
Напишите уравнение реакции в молекулярной и ионной формах.
Опыт №4.
В две пробирки прилейте по 1 мл раствора медного купороса, а затем
добавьте в каждую столько же раствора гидроксида натрия .Что наблюдаете?
Напишите уравнения реакции в молекулярных и ионных формах.
Опыт№5
К 1 мл раствора серной кислоты в пробирке добавьте 5-10 капель раствора
хлорида бария. Что наблюдаете?
Напишите уравнение реакции молекулярных и ионных формах.
Лабораторное занятие №3
Определение характера среды раствора с помощью универсального
индикатора.
Цели занятия:
– развивать умения писать полные ионные уравнения, определять среду растворов,
закрепить знания по теме гидролиз;
- научиться самостоятельно оценивать наблюдаемые явления, делать выводы.
Теоретическая часть
Гидролиз (от греч. hydro – вода, lysis – разложение) означает разложение вещества водой.
Гидролизом соли называют обратимое взаимодействие соли с водой, приводящее к
образованию слабого электролита.
Вода хотя и в малой степени, но диссоциирует:
H2O
H+ + OH–.
Когда концентрации ионов H+ и гидроксид-ионов OH– равны между собой, [H+] = [OH–],
то среда нейтральная, если [H+] > [OH–] – среда кислая, если [Н+] < [ОН–] – среда
щелочная.
1.
Для понимания сущности гидролиза солей опытным путем определяют действие
их водных растворов на индикаторы.
Таблица изменения окраски индикаторов в различных средах:
Индикатор
Лакмус
Метилоранж
Фенолфталеин
Универсальный
Кислая среда
Красный
Розовый
Бесцветный
Краснофиолетовый
Нейтральная
Фиолетовый
Оранжевый
Бесцветный
Жёлтый
Щелочная
Синий
Желтый
Малиновый
Фиолетовый
2.
^ Качественные реакции на ионы в растворе.
На катионы:
Катион
Реактив
Наблюдаемая реакция
Li+
пламя
Карминово-красное окрашивание
Na+
пламя
Желтое окрашивание
К+
пламя
Фиолетовое окрашивание
Са2+
пламя
Кирпично-красное окрашивание
Sr2+
пламя
Карминово-красное окрашивание
Ва2+
пламя
SО42-
Желто-зеленое окрашивание
Выпадение белого осадка, не растворимого в кислотах: Ва2+ +
SО42- → BaSО4
ОН-
Выпадение осадка синего цвета:
Сu
2+
Сu2+ + 2ОН- → Сu(ОН)2
РЬ2+
S2-
Выпадение черного осадка: Pb2+ + S2- → PbS
Cl-
Выпадение белого осадка; не растворимого в HNO3, но
растворимого в конц. NH3 • Н2О:
Аg+ +Cl- →AgCl
Аg+
1.
1.
ОН-
Выпадение светло-зелёного осадка:
2.
гексациано-феррат
(III) калия (красная
кровяная соль),
K3[Fe(CN)6]
Fe2+
Fe2++ 2ОН- → Fe (ОН)2
2.
Выпадение синего осадка:
К++ Fe2+ + [Fe(CN)6]3-→ KFe[Fe(CN)6]4
1.
1) ОН-
Fe3+
2) гексацианоферрат (II)
калия (желтая
кровяная соль)
K4[Fe(CN)6]
3) роданид-ион SCN-
Выпадение бурого осадка:
Fe3+ + 3ОН- → Fe (ОН)3
2.
Выпадение синего осадка:
К+ + Fe3+ + [Fe(CN)6]4- → KFe[Fe(CN)6]
3) Появление ярко-красного окрашивания за счет образования
комплексных ионов Fe(SCN)2+, Fe(SCN)+2
Al3+
щелочь (амфотерные
свойства гидроксида)
Выпадение осадка гидроксида алюминия при приливании первых
порций щелочи и его растворение при дальнейшем приливании
NH4+
Н+
(кислая
среда)
щелочь, нагревание
Запах аммиака: NH4+ + ОН-→ NH3 + Н2О
индикаторы:
лакмус, метиловый
оранжевый
красное окрашивание
красное окрашивание
^ На анионы:
Анион
Реактив
Наблюдаемая реакция
SО42-
Ва2+
Выпадение белого осадка, нерастворимого в кислотах: Ва2+ +
SО42BaSО4
NО3-
Добавить конц. H2SO4 и Си,
нагреть
Образование голубого раствора, содержащего ионы Сu2+,
выделение газа бурого цвета (NO2)
РО43-
ионы Ag+
Выпадение светло-желтого осадка в нейтральной среде: ЗАg+ +
РО43Аg3РО4
S2-
ионы РЬ2+
Выпадение черного осадка: Pb2+ + S2-
СО32-
ионы Са2+
Выпадение белого осадка, растворимого в
кислотах: Са2+ + СО32- = СаСОз
CO2
известковая вода Са(ОН)2
Са(ОН)2 + СО2
PbS
СаСО3 + Н2О,
СаСО3 + СО2 + Н2О
Са(НСО3)2
Выпадение белого осадка и его растворение при пропускании СО2
SO32-
ионы Н+
Появление характерного запаха SО2:
2Н+ + SO32-
Н2О + SО2
F-
ионы Са2+
Выпадение белого осадка: Са2+ + 2F-
Cl-
ионы Аg+
Выпадение белого осадка, не растворимого в HNО3, но
растворимого в конц. NH3 • Н2О:
Аg+ +CIAgCl
AgCI + 2(NH3• Н2О)
Br-
ионы Аg+
CaF2
[Ag(NH3)2]+ + CI- +2Н2О
Выпадение светло-желтого осадка, не растворимого в HNО3:
Ag+ + Br- = AgBr осадок темнеет на свету
I-
ионы Аg+
Выпадение желтого осадка, не растворимого в HNO3 и NH3 конц.:
Аg+ + IАgI осадок темнеет на свету
ОН(щелочная
среда)
индикаторы:
лакмус
фенолфталеин
синее окрашивание
малиновое окрашивание
Ход работы.
Лабораторный опыт № 1. Налейте в одну пробирку раствор NaCl, в другую – раствор
Na2CO3, в третью – раствор AlCl3. Проверьте, как изменяется цвет индикаторов, и
сделайте выводы. Учтите, что изменение цвета – это признак химической реакции и что
реакция обмена идет до конца, если в водном растворе есть ионы, которые связываются.
Итак, какие же процессы протекают в растворах?
Уравнения реакций гидролиза
Соли,
реагирующие
с водой
Хлорид натрия
Сокращенные ионные,
полные ионные и молекулярные уравнения реакций
Нейтральная
H+ + OH–,
H2O
Среда
раствора
Na+ + Cl– + H2O
Na+ + Cl– + H+ + OH–,
NaCl + H2O (нет реакции)
Kарбонат натрия
+ НОН
2Na+ +
+ OН–,
+ H2O
Na2CО3 + H2O
Хлорид алюминия
Щелочная
+ OН–,
Al3+ + НОН
NaHCО3 + NaOН
AlOH2+ + Н+,
Al3+ + 3Cl– + H2O
AlCl3 + H2O
Kислая
AlОH2+ + 2Cl– + H+ + Cl–,
AlOHCl2 + HCl
Лабораторный опыт №2.Даны растворы трех солей: К2СО3, Na2SO4, ZnCl2.
С помощью универсального индикатора определите, в какой пробирке раствор, какой
соли находится. Напишите уравнения соответствующих реакций в молекулярной и
сокращенной ионных формах.
Сделайте вывод по работе.
Лабораторное занятие №4
Свойства основных классов неорганических соединений.
Идентификация неорганических соединений.
Цели занятия: получение и изучение химических свойств оксидов, гидроксидов,
кислот и оснований, генетической связи между классами
неорганических соединений.
Теоретическая часть
Наиболее известной и удобной классификацией сложных веществ является
разделение их по химическим свойствам. По этому признаку вещества
делятся на оксиды, основания, кислоты, соли.
1.
Оксиды - первый тип сложных веществ. Общая формула оксидов
ЭхОy. Среди оксидов различают солеобразующие и несолеобразующие.
Примером
несолеобразующих
оксидов
служат SiO, N2O, NO.
Солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные, амфотерные.
Основные оксиды образованы типичными металлами и
неметаллическими элементами в низкой степени окисления. Если оксид
образован элементом с постоянной степенью окисления его называют
оксидом: Na2O- оксид натрия. Если оксид образован элементом с
переменной степенью окисления его называют оксидом и в скобках
указывают степень окисления элемента:
Cu2O-оксид меди (I), CuO-оксид меди (II).
Характерным свойством основных оксидов является их взаимодействие
с кислотами с образованием соли и воды:
K2O + 2HCl = 2KCl + H2O
Некоторые основные оксиды (щелочных и щелочно-земельных
металлов) легко взаимодействуют с водой:
BaO + H2O = Ba(OH)2
Для основных оксидов характерна и реакция с кислотными
оксидами:
CaO + CO2 = CaCO3
Кислотные оксиды образованы неметаллическими элементами и
металлами
в
высокой
степени
окисления
(более
4).
Например: SO3, Mn2O7, CrO3,P2O5. Кислотные оксиды взаимодействуют со
щелочами, образуя соль и воду:
SO3 + 2KOH = K2SO4 + H2O
Mn2O7 + 2NaOH = 2NaMnO4 + H2O
Большинство кислотных оксидов взаимодействуют
образованием кислот:
N2O5 + H2O = 2HNO3
с
водой
с
Кислотные оксиды образуют соли в реакции с основными оксидами:
SO2 + K2O = K2SO3
К
амфотерным
оксидам
относятся Al2O3, ZnO, BeO, PbO, SnO, PbO2, SnO2, Cr2O3, MnO2, TiO2 и
некоторые другие вещества. Они взаимодействуют и с кислотами и со
щелочами, образуя соль и воду:
SnO + 2HCl = SnCl2 + H2O
SnO + 2NaOH = Na2SnO2 + H2О
2.Основания - это гидраты (продукты присоединения воды) основных
оксидов. Их делят на растворимые и нерастворимые в воде. Если гидроксид
образован металлом с постоянной степенью окисления, то его называют
гидроксид металла: КОН-гидроксид калия.
Если металл проявляет постоянную степень окисления, то при
названии его гидроксида указывают степень окисления металла:
Fe(OH)3 – гидроксид железа (III)
Fe(OH)2 – гидроксид железа (II)
Растворимые в воде гидроксиды
взаимодействии оксидов с водой:
(щелочи)
получают
при
Li2O + H2O = 2LiOH
Щелочи могут быть получены при действии металлов на воду:
2К + 2Н2О = 2КОН + Н2↑
Нерастворимые основания получают только косвенным путем –
взаимодействие солей соответствующих металлов с растворами щелочей:
NiSO4 + 2NaOH = Ni(OH)2↓ + Na2SO4
Характерным свойством гидроксидов является взаимодействие с
кислотами с образованием соли и воды:
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O
Mg(OH)2 + 2HNO3 = Mg(NO3)2 + 2H2O
Щелочи взаимодействуют также с кислотными оксидами и солями:
2KOH + CO2 = K2CO3 + H2O
Ca(OH)2 + K2SO4 = CaSO4↓ + 2KOH
Нерастворимые основания подвергаются термическому разложению:
2Al(OH)3 → Al2O3 + 3H2O
Среди
нерастворимых
гидроксидов
встречаются
амфотерные,
взаимодействующие не только с кислотами, но и со щелочами:
Pb(OH)2 + 3HNO3 = Pb(NO3)2 + 2H2O
Pb(OH)2 + 2NaOH = Na2[Pb(OH)4]
3.Кислоты - являются гидратами кислотных оксидов, большинство из
них и получается взаимодействием оксидов с водой:
SO3 + H2O = H2SO4
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4
Характерным для кислот является взаимодействие с гидроксидами,
сопровождающиеся образованием соли и воды:
HCl + KOH = KCl + H2O
3H2SO4 + 2Fe(OH)3 = Fe2(SO4)3 + 6H2O
Кроме того кислоты взаимодействуют с металлами, основными и
амфотерными оксидами и солями:
2HCl + Fe = FeCl2 + 2H2↑
2H3PO4 + 3Na2O = 2Na3PO4 + 3H2O
H2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + 2HCl
Кислоты классифицируют по составу: кислородосодержащие и
бескислородные и по основности: одноосновные, двухосновные и
многоосновные. Под основностью кислоты понимают число атомов
водорода, способные заместиться атомами металла. Чаще основность
кислоты совпадает с количеством атомов водорода, входящих в состав
кислоты. Однако в некоторых кислотах не все атомы водорода способны
заместиться на металл. Например: H3PO4 – фосфористая кислота имеет два
атома водорода, способные заместиться на металл, поэтому она
двухосновная, уксусная кислота CH3COOH является одноосновной.
Бескислородные кислоты получают синтезом из простых веществ или
вытеснением из их солей:
H2 + Cl2 = 2HCl
2FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S
Кислородосодержащие кислоты можно
оксидов с водой или вытеснением из солей:
получить
взаимодействие
N2O5 + H2O = 2HNO3
Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 = 3CaSO4 + 2H3PO4
4. Наиболее сложными среди неорганических соединений являются
соли. Они очень разнообразны по составу. Их делят на средние, кислые,
основные, двойные, комплексные, смешанные.
Молекулы средних солей содержат только катионы металла и анионы
кислотного остатка: NaCl, Al2(SO4)3, K2CO3.
В
молекулах
кислых
солей
содержатся
атомы
водорода: Ca(H2PO4)2, Al(HCO3)3, а в молекулах основных солей
гидроксогруппы: CuOHCl,Zn(OH)NO3.
Двойные соли содержат катионы разных металлов: K2CuCl4.
Комплексные соли содержат комплексные катионы или анионы:
K4[Fe(CN)6], [Cu(NH3)4]SO4, [Cu(NH3)4]SO4.
Название средних солей (табл.1)складывается из названия кислотного
остатка и металла с указанием его степени окисления: Al2(SO4)3 – сульфат
алюминия (III), FeCl3 – хлорид железа (III), Fe(NO3)2 – нитрат железа (II).
В название кислой соли добавляется приставка “гидро”: NaHCO3 –
гидрокарбонат натрия, FeH2PO4 – дигидрофосфат железа (III).
В
названии
основных
солей
присутствует
приставка
“гидроксо”: AlOHSO4- сульфат гидроксоалюминия, CuOHCl – хлорид
гидроксомеди.
Двойные соли называют так же, как и средние: KFe(SO4)2 – сульфат
калия- железа.
В соответствии с многообразием солей способов их получения
множество, но наиболее общими являются следующие:
1. Взаимодействие металла с неметаллом:
2Na + Cl2 = 2NaCl
2. Взаимодействие металла с кислотой:
Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2↑
3. Взаимодействие металла с раствором соли:
Cu + Hg(NO3)2 = Cu(NO3)2 + Hg
4. Взаимодействие основного оксида с кислотой:
Na2O + 2HNO3 = 2NaNO3 + H2O
1. Взаимодействие кислотного оксида со щелочью:
CO2 + Ca(OH)2 = CaCO3↓ + H2O
2. Взаимодействие кислоты с основанием:
2HCl + Ba(OH)2 = BaCl2 + 2H2O
3. Взаимодействие кислоты с солью:
HCl + AgNO3 = AgCl↓ + HNO3
4. Взаимодействие щелочи с солью:
CuSO4 + 2KOH = K2SO4 + H2O
5. Взаимодействие между солями:
K2CrO4 + Pb(NO3)2 = PbCrO4 + 2KNO3
6. Взаимодействие основных и кислотных оксидов:
Na2O + SO3 = Na2SO4
Соль взаимодействует с кислотами, щелочами, друг с другом в
растворенном и расплавленном состоянии, многие подвергаются
термическому разложению:
K2SO3 + 2HCl = 2KCl + H2O + SO2↑
MnCl2 + 2NaOH = Mn(OH)2 + 2NaCl
AgNO3 + KCl = AgCl↓ + KNO3
t
CaCO3 → CaO + CO2↑
Таблица 1.
Распространенные кислоты и кислотные остатки
Кислота
Кислотный остаток
– угольная
- карбонат
- гидрокарбонат
– хлорноватистая
- гипохлорит
- хлористая
- хлорит
- хлорноватая
- хлорат
- хлорная
- перхлорат
- хромовая
- хромат
- дихромовая
- дихромат
- марганцовая
- перманганат
H2MnO4- марганцовистая
- манганат
- азотистая
- нитрит
- азотная
- нитрат
- метафосфорная
- метафосфат
- ортофосфорная
- ортофосфат
- гидроортофосфат
- дигидроортофосфат
- дифосфорная
- дифосфат
H2SO3- сернистая
- сульфит
- гидросульфит
- серная
- сульфат
- гидросульфат
- дисерная
- дисульфат
- метакремниевая
- метасиликат
- ортокремниевая
- ортосиликат
- соляная
- сероводородная
- хлорид
- сульфид
HS - гидросульфид
1-
- синильная
-уксусная
- цианид
- ацетат
Ход работы
Задание 1.Составить уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить
следующие превращения:
Na → NaOH → NaHS → Na2S → Na2SO4 → NaCl.
Пример решения. NaOH (гидроксид натрия) – основание (щелочь). Щелочи можно
получить взаимодействием активного металла (в данном примере натрия) с водой:
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑.
NaHS (гидросульфид натрия) – кислая соль. Кислые соли получаются при
взаимодействии многоосновных кислот с основаниями в тех случаях, когда количество
взятого основания недостаточно для образования средней соли:
H2S + NaOH = NaHS.
Na2S (сульфид натрия) – средняя соль. Образуется при действии избытка щелочи на
кислую соль:
NaHS + NaОН = Na2S + H2O.
Na2SO4 (сульфат натрия), NaCl (хлорид натрия) – средние соли. Средние соли можно
получить взаимодействием кислоты и соли:
H2SO4 + Na2S = Na2SO4 + H2S↑,
взаимодействием двух солей:
Na2SO4 + СаCl2 = 2NaCl + СaSO4↓.
Самостоятельная работа
Cu--CuO--CuCl2--Cu(OH)2--CuO-->Cu
Задание 2. Даны цепочки превращений:
1 вариант Br2
2 вариант Si
HBr
SiO2
NaBr
Na2SiO3
NaNO3
H2SiO3
Найдите и выпишите генетические ряды элементов. Запишите уравнения химических
реакций, иллюстрирующих переходы для одного генетического ряда. Реакции ионного
обмена запишите в молекулярной и ионной форме.
Лабораторные опыты.
ОПЫТ 1. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ ОСНОВНОГО ОКСИДА С ВОДОЙ.
Небольшое количество оксида магния взбалтывают в пробирке с водой.
Прибавляют в жидкость спиртового раствора фенолфталеина. Наблюдать изменение
окраски индикатора, написать уравнение реакции.
ОПЫТ 2. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ СОЛЕЙ С МЕТАЛЛАМИ.
Опустить в раствор сульфата меди железный гвоздь и наблюдать на нем появление
налета. Написать уравнение реакции.
ОПЫТ 3. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ КИСЛОТЫ С СОЛЬЮ.
К раствору нитрата серебра добавить раствор соляной кислоты. Наблюдать
появление осадка. Написать уравнение реакции.
ОПЫТ 4. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ
НЕЙТРАЛИЗАЦИИ).
КИСЛОТЫ
СО
ЩЕЛОЧЬЮ
(РЕАКЦИЯ
В фарфоровую чашку налить 1 мл 2н раствора гидроксида натрия и 1-2 капли
фенолфталеина, и прибавлять по каплям 2н раствор соляной кислоты до исчезновения
малиновой окраски. Написать уравнение реакции.
ОПЫТ 5. ОБРАЗОВАНИЕ ОСНОВНОЙ СОЛИ.
К раствору сульфата меди по каплям прибавлять 10%-ный раствор аммиака до
образования осадка основной соли. Составить уравнение реакции.
Сформулируйте вывод по результатам проделанной работы.
Лабораторное занятие №5
Изучение свойств металлов.
Взаимодействие цинка и железа с растворами кислот и щелочей.
Цели занятия: доказать, что металлы, стоящие в ряду напряжения металлов
после водорода не вытесняют его из кислот.
Оборудование и материалы:
штатив с пробирками, растворы кислот: уксусной, соляной, серной, азотной;
металлы: цинк, железо, медь.
Ход работы.
Опыт №1 Взаимодействие железа с кислотами.
Опустить железо в пробирки с кислотами, наблюдения записать в таблицу,
уравнения записать в молекулярной и ионной формах, сделать вывод.
Опыт №2 Взаимодействие цинка с кислотами.
В три пробирки поместить по одной грануле цинка, наблюдения записать в
таблицу, уравнения записать в молекулярной и ионной формах, сделать
вывод.
Опыт №3 Взаимодействие меди с кислотами.
Опустить медь в пробирки с кислотами, наблюдения записать в таблицу,
сделать вывод.
Контрольные вопросы:
1.Сформулируйте вывод о взаимодействии неорганических и органических
кислот с металлами.
2. Что такое электрохимический ряд напряжений металлов?
3.Какие условия необходимы для взаимодействия металлов с растворами
кислот?
Лабораторное занятие №6
Знакомство с образцами неметаллов и их природными соединениями.
Распознавание хлоридов и сульфатов.
Цели занятия: закрепление знаний по теме «Неметаллы», закрепление умений
практически осуществлять последовательные превращения веществ.
Оборудование и реактивы: штатив с пробирками, растворы соляной кислоты,
гидроксида натрия, карбоната натрия, сульфата аммония, сульфата натрия, хлорида
бария, карбоната натрия, фосфата натрия, нитрата серебра, лакмуса, фенолфталеина.
Ход работы:
Первый вариант выполняет из каждой задачи пример а, второй – пример б.
Задача 1. Используя имеющиеся реактивы, практически осуществить превращения
веществ по следующей схеме:
а) CuSO4 → Cu(OH)2 → CuCl2
б) CaO → Ca(OH)2 → CaCO3
Задача 2. В трех пробирках находятся растворы
а) карбонат натрия, силикат натрия, хлорид натрия;
б) сульфат натрия, фосфат натрия, хлорид аммония;
Используя необходимые реактивы, распознайте каждый из растворов.
Задача 3.а) Проведите качественную реакцию на фосфат-ион.
б) Проведите качественную реакцию на сульфат-ион.
Задача 4. Используя необходимые реактивы, осуществите реакции по схемам:
а) Ca2+ + CO32- = CaCO3↓
б) 2H+ + SiO32- = H2SiO3↓
Образец выполнения работы
1 вариант
Порядок выполнения работы
Химизм процесса
1.
в пробирку с сульфатом меди
приливаем раствор гидроксида
натрия, выпадает осадок синего
цвета
CuSO4+2NaOH= Cu(OH)2↓+Na2SO4
в пробирку с выпавшим осадком
Cu(OH)2↓ + 2HCl = CuCl2 + 2H2O
Cu2+ + 2OH- = Cu(OH)2↓
2.
приливаем соляную кислоту,
осадок растворяется
^ Во все пробирки приливаем раствор
серной кислоты.
Cu(OH)2↓ + 2H+ = Cu2+ + 2H2O
Na2CO3 +2HNO3 = 2NaNO3 + H2O + CO2↑
2H+ + CO32- = H2O + CO2↑
В пробирке с карбонатом натрия
наблюдаем выделение пузырьков газа.
Na2SiO3 +H2SO4 = Na2SO4 + H2SiO3↓
В пробирке с силикатом натрия
образуется студенистый осадок.
2H+ + SiO32- = H2SiO3↓
В третьей пробирке будет хлорид
натрия.
^ В пробирку с раствором фосфата
натрия приливаем раствор нитрата
серебра. Выпадает осадок желтого
цвета
Na3PO4 + 3AgNO3 = Ag3PO4↓ + 3NaNO3
3Ag+ + PO43- = Ag3PO4↓
качественной реакцией на фосфат-ион
является ион-серебра
^ В пробирку с известковой водой
приливаем раствор карбоната натрия.
Выпадает осадок белого цвета.
Na2CO3 + Ca(OH)2 = CaCO3↓ + 2NaOH
Ca2+ + CO32- = CaCO3↓
2 вариант
Порядок выполнения работы
Химизм процесса
1.
В пробирку с порошком оксида
кальция приливаем воду. Порошок
растворяется, фенолфталеин
окрашивается в малиновый цвет
CaO + H2O = Ca(OH)2
В пробирку с гидрокисдом кальция
продуваем углекислый газ через
стеклянную трубочку. Наблюдаем
образование белых хлопьев
Ca2+ 2OH- +CO2 = CaCO3↓ + H2O
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3↓ + H2O
2.
В пробирки приливаем раствор
гидроксида натрия и определяем хлорид
аммония по выделяющемуся аммиаку,
который обнаруживается влажной
фенофталеиновой бумажкой. Затем
NH4Cl + NaOH = NaCl + H2O + NH3↑
NH4+ + OH- = H2O + NH3↑
приливаем раствор хлорида цинка, в
пробирке с фосфатом натрия выпадает
осадок. Значит в оставшейся пробирке –
сульфат натрия.
2Na3PO4 + 3ZnCl2 = 6NaCl + Zn3(PO4)2↓
^ В пробирку с сульфатом натрия
приливаем раствор хлорида бария.
Выпадает осадок белого цвета
Na2SO4 + BaCl2 = 2NaCl + BaSO4↓
3Zn2+ + 2PO43- = Zn3(PO4)2↓
Ba2+ + SO42- = BaSO4↓
качественной реакцией на сульфат-ион
является ион-бария
^ В пробирку с силикатом натрия
приливаем раствор серной кислоты.
Выпадает студенистый осадок
кремниевой кислоты
Na2SiO3 +H2SO4 = Na2SO4 + H2SiO3↓
2H+ + SiO32- = H2SiO3↓
Вывод: Закрепили знания по теме «Неметаллы», практически осуществили
предложенные схемы превращений.
Лабораторное занятие №7
Качественное определение углерода, водорода, хлора в органических веществах
Цели занятия: научиться определять углерод, водород, хлор в органических
соединениях
Реактивы: парафин, оксид меди (II), сульфат меди (II), известковая вода, медная
проволока.
Посуда и оборудование: лабораторный штатив, пробирки, пробка с газоотводной
трубкой, спиртовка, спички, вата.
Ход работы:
Опыт № 1. Обнаружение углерода и водорода окислением оксидом меди (II)
Смесь 1 — 2 г оксида меди (П) и 0,2 г
парафина хорошо перемешайте и поместите на
дно пробирки. Сверху насыпьте еще немного
оксида меди (П). В верхнюю часть пробирки
введите в виде пробки небольшой кусочек
ваты и насыпьте на нее тонкий слой белого
порошка безводного сульфата меди (П).
Закройте пробирку пробкой с газоотводной
трубкой. При этом конец трубки должен почти упираться в комочек ваты с
сульфатом меди (П). Нижний конец газоотводной трубки должен быть погружен в
пробирку с свежеприготовленным раствором известковой воды (раствор
гидроксида кальция) Нагрейте пробирку в течении 2-3 мин. Если пробка плотно
закрывает пробирку, то через несколько секунд из газоотводной трубки начнут
выходить пузырьки газа. Как только известковая вода помутнеет, пробирку с ней
следует удалить (что и продолжать нагревание, пока пары воды не достигнут
белого порошка сульфата меди(П) и не вызовут его посинения.
После изменения окраски сульфата меди (П) следует прекратить нагревание.
Наблюдения:
– парафин окисляется в присутствии оксида меди (II). При этом углерод
превращается в углекислый газ, а водород – в воду:
СnH2n+2 + (3n+1) CuO → n CO2↑ + (n+1) H2O + (3n+1) Cu
– выделяющийся углекислый газ взаимодействует с гидроксидом кальция, что
вызывает помутнение известковой воды вследствие образования нерастворимого
карбоната кальция:
СО2 + Cа(OН)2 → СаCO3↓ + H2O
– сульфат меди (II) приобретает голубую окраску при взаимодействии с водой, в
результате чего образуется кристаллогидрат CuSO4 · 5Н2О.
Вывод: по продуктам окисления парафина СО2 и H2O установили, что в его состав
входят углерод и водород.
Ответьте на вопросы:
1. Почему помутнел раствор известковой воды?
Напишите уравнение реакции, считая условно формулу парафина С16Н34.
2. Почему белый порошок сульфата меди (П) стал голубым? Напишите уравнение
реакции, учитывая, что безводному сульфату меди (П) присоединяется 5 молекул
воды.
3.Что произошло с чёрным порошком оксида меди (П).
Сделайте выводы.
4. Оформите работу:
№ и
название
опыта
Что наблюдали?
УХР. Выводы
Лабораторное занятие №8
Получение и свойства непредельных углеводородов
Цель занятия: получить практические навыки по составлению молекулярных,
структурных и электронных формул УВ, знать и уметь составлять изомеры, уметь писать
химические свойства и способы получения.
Оборудование: учебник, рабочая тетрадь и тетрадь для практических работ,
карточка-задание.
Выполнение работы
Теоретическая часть
Признаки
сравнения
1.Состав
2.Общая
формула
3.Строение
4.Длина связи
5.Тип
гибридизации
6.Особенности
связи
7.Изометрия
8.Химические
свойства
Предельные
Алканы
Насыщенные
CnH2n+2
ан
Зигзагообразное
│ │ │
─ С─ С ─ С ─
│ │ │
0.154 нм
SP3
Циклоалканы
CnH2n
цикло
Циклическое
0.154 нм
SP3
σ связь (прочная, возможно вращение
атомов вокруг связи)
а) Положение
а) Положение
углеродных
углеродных
атомов
атомов
б) Межклассовая
Низкая химическая активность:
а) Горение + О2 → СО2↑ + Н2О
б) Разложение C + Н2↑
в)Замещение Cl2 → CH3Cl, + HCl
г)Дегидрирование
СnH2n
9.Номеклатура
10.Получение
1
2
3
Н3С ─ СН ─ СН3
│
СН3
2-метилпропан
2-этилциклобутан
1) Гидрирование
непрерывных УВ
2) Реакция Вюрца
(чётные)
1) Дегидрирование
2) Из дигалогенозамещённых
алканов
4
3
1
2
C2H5
Практическая часть
I.
Выполнение карточки-задания.
1. Составьте молекулярную, структурную и электронную формулы веществ: пентан,
циклопентан.
2. Составьте их возможные изомеры и назовите их.
3. Напишите реакции, характеризующие их химические свойства.
4. Составьте их возможные способы получения.
II.
Самостоятельная работа.
Вариант 1
1. Дайте характеристику следующим УВ: гексан, циклобутан.
2. Осуществите превращения: C → CH4 → CH3Cl → C2H6 → C2H4Cl2
3. Сколько литров СО2 образуется при сгорании 20 л пропана, содержащего 5%
примесей (н.у.).
Вариант 2
1. Дайте характеристику следующим УВ: бутан, циклогексан.
2. Осуществите превращения: C3H8 → C3H7Cl → C3H6Cl2 → C3H6 → C3H7Cl
3. Сколько литров пентана необходимо сжечь, чтобы получить 10 литров СО2 (н.у.).
Контрольные вопросы
1.
2.
3.
4.
Общая формула алканов, циклоалканов.
Назовате виды изомерии алканов, циклоалканов.
Перечислите химические свойства предельных углеводородов.
Назовите способы получения предельных углеводородов.
Лабораторное занятие №9
Качественные реакции на альдегиды, многоатомные спирты, крахмал.
Цели занятия: Закрепить на практике условия прохождения качественных реакций,
научиться распознавать глюкозу - альдегидоспирт, сахарозу – многоатомный
спирт, крахмал, выполнять реакции гидролиза. Выяснить значение реакций
гидролиза, роль углеводов в организме человека.
Реактивы: раствор глюкозы, сахароза, крахмал, сульфат меди, гидроксид калия,
аммиачный раствор нитрата серебра, серная кислота, спиртовой раствор йода,
Ход работы.
Опыт №1 «Глюкоза – альдегидоспирт»
Получить небольшое количество гидроксида меди. К полученному осадку
прилить 2-3 мл. раствора глюкозы. Встряхнуть пробирку до растворения осадка
и получения ярко синего раствора. Это доказательство чего? Осторожно
нагреть в пламени спиртовки верхнюю часть жидкости до начала кипения.
Наблюдать переход синей окраски в зеленую, желтую, появления красного,
затем бурого осадка. О чем говорит его появление?
Сделайте вывод о распознавании глюкозы и что она собой представляет.
Напишите уравнение реакции.
Опыт № 2
Реакция «Серебряного зеркала»
В чистую пробирку налить 2 мл. аммиачного раствора нитрата серебра, прилить 510 капель раствора глюкозы. Осторожно нагреть смесь. Записать наблюдения,
уравнение реакции.
Сделать вывод о распознавании глюкозы. Почему эта реакция называется
реакцией «серебряного зеркала»?
Опыт № 3
«Сахароза»
а) Получить в пробирке осадок гидроксида меди. Прилить к нему раствор сахара,
встряхнуть. Что произошло с осадком? Почему? Какое строение имеет сахароза?
Нагреть. Происходит ли образование бурого осадка? Сделайте вывод.
б) Налить в пробирку немного раствора сахара, добавить каплю серной кислоты и
прокипятить.
Напишите уравнение реакции водного раствора сахарозы с серной кислотой. Как
называется эта реакция?
в) Доказать опытным путем образование из сахарозы глюкозы. Для этого добавить
в раствор 2-3 капли сульфата меди и едкого натра до образования осадка. Нагреть.
Обратить внимание на изменение окраски.
Сделать вывод. Какое вещество образуется при гидролизе сахарозы?
Опыт № 4
«Крахмал»
На дно пробирки всыпать немного крахмала, прилить немного воды холодной ,
взболтать и влить в другую пробирку с горячей водой. Прокипятить до
образования крахмального клейстера.
В пробирку добавить немного спиртового раствора йода. Что наблюдается?
Сделать вывод о распознавании крахмала.
Опыт № 5
«Гидролиз крахмала»
В синий раствор крахмального клейстера добавить 1-3 капли серной кислоты.
Прокипятить раствор до исчезновения синей окраски. Почему исчезла синяя
окраска? Что произошло с крахмалом? Какое вещество образовалось в результате
реакции?
Напишите уравнение реакции. Сделайте вывод.
Контрольные вопросы:
1. Перечислить углеводы, записать их молекулярные формулы
2. Какое общее химическое свойство присуще сахарозе, крахмалу, целлюлозе?
Ответ подтвердите уравнениями реакций.
3. Какой из углеводов можно назвать альдегидоспиртом и почему?
Лабораторное занятие №10
Качественные реакции на белки. Работы: ознакомиться
с метода Цель работы: ознакомиться
Цели занятия: Ознакомиться с универсальными цветными реакциями на белки и
специфическими реакциями на отдельные аминокислоты, содержащиеся в
белковых растворах.
Реактивы: раствор белка, разбавленная уксусная кислота, раствор
NaCl ,кислота азотная конц. HNO3, раствор гидроксида натрия NaOH ,
раствор сульфата меди CuSO4 .
Теоретическая часть
Все многообразие цветных реакций на белки и аминокислоты можно свести к двум
основным типам:
1) цветные реакции, характерные для всех белков, связанные с наличием в
белках соответствующих функциональных групп или типов химической связи;
2) реакции, характерные для отдельных аминокислот, содержащих
специфические функциональные группы. Сюда относится большое количество
индивидуальных реакций, часть из которых будет рассмотрено.
Универсальные реакции на белки
а) Обнаружение в белках пептидных связей (биуретовая реакция)
Эта реакция обусловлена наличием в белковой молекуле пептидных связей,
возникающих при взаимодействии молекул аминокислот.
R1
H2N
CH
R2
COOH
H2N
CH
R1
H2O
COOH
H2O
H2N
R2
CH
CO
NH
CH
COOH
В результате взаимодействия ионов двухвалентной меди с пептидными
связями в щелочной среде образуется комплексное соединение, окрашенное в
красно-фиолетовый цвет. Название реакции обусловлено тем, что биурет (продукт
H2N
C
NH
C
NH2
O
O
конденсации двух молекул мочевины
в аналогичных
условиях дает такой же комплекс. Биуретовую реакцию дают все соединения,
содержащие в молекуле две и больше двух близкорасположенных пептидных
связей.
Ход работы: к 5 каплям исследуемого раствора белка и желатина добавляем 3
капли 10% р-ра NaOH и 1 каплю 1 % р-ра CuSO4. При наличии белка в пробирке
появляется устойчивое сине-фиолетовое окрашивание.
Цветные реакции на отдельные аминокислоты
б) Ксантопротеиновая реакция на циклические аминокислоты
Эта реакция основана на образовании нитропроизводных ароматических
аминокислот (фенилаланин, тирозин, триптофан). Нитропроизводные имеют
желтую окраску в кислой среде и оранжевую – в нейтральной и щелочных средах
(ксантос – по-гречески – желтый).
Химизм реакции:
OH
OH
O
O
N
HNO3
ONa
N
O + NaOH
- H2O
O
NH2
CH2
CH
COOH
тирозин
CH2
H2N
CH
CH2
COOH
нитропроизводное
тирозина желтого
цвета рН  7,0
H2N
CH
COOH
хиноидное производное
оранжево-желтого
цвета рН > 7,0
Ход работы:
берут 2 пробирки и наливают в первую 5 капель раствора яичного белка, а во
вторую – 5 капель раствора желатина. Затем в обе пробирки добавляют по 3-5
капель концентрированной азотной кислоты. Выпадает осадок свернувшегося
белка (осадочная реакция). Если осадок содержит ароматические аминокислоты, то
при нагревании осадок будет желтеть и растворятся. После охлаждения в каждую
пробирку добавляют по каплям 10 % р-р NaOH до появления оранжевого
окрашивания вследствие образования натриевой соли динитротирозина.
2.2
Практическая значимость работы
Практическое применение цветных реакций имеет следующие аспекты:
1. Универсальные реакции на белки (нингидриновая, биуретовая)
используются для качественного обнаружения белков.
2. Универсальные реакции на белки используются также для
количественного определения содержания белков в растворах, продуктах,
биологических жидкостях, животных тканях.
3. Специфические цветные реакции применяются для идентификации
аминокислотного состава исследуемого белка, а также для качественного
обнаружения белка, если соответствующая группировка входит в его состав.
2.3 Оформление работы
Результаты опытов занести в таблицу:
Наименование
реакций
Биуретовая
Реагент
Субстрат
а) яичный белок
б) желатин
Ксантопротеиновая
а) яичный белок
б) желатин
Наблюдаем
ое
окрашиван
ие
Чем обусловлена
реакция
В) ТЕРМИЧЕСКАЯ ДЕНАТУРАЦИЯ БЕЛКА
К 2–3 мл раствора белка прилить 1 мл раствора уксусной кислоты
и 10 капель раствора хлорида натрия. Полученную смесь довести до кипения,
нагревая на спиртовке. Наблюдать образовавшиеся хлопья белка.
Проба с кипячением в присутствии разбавленной уксусной кислоты и NaCl
дает возможность открыть белок при наличии одной его части
в 100000 частях воды.
Контрольные вопросы:
1. Приведите воздействия, в результате которых протекает процесс
денатурации белков.
2. Какие вещества получаются в процессе долговременного нагревания
белка с раствором щелочи?
3. Что называют пептидной связью? Приведите уравнение реакции,
в котором образуется вещество с пептидной связью.
4. Какова физиологическая роль белков в живых организмах.
Практическое занятие №1
Расчёты по химическим формулам и уравнениям
Цели занятия: научиться осуществлять расчеты по химическим формулам: находить
относительную молекулярную массу, массовые доли элементов в сложных веществах;
решать задачи по химическим уравнениям.
Ход занятия
1) По формуле вещества можно узнать:
a) Качественный и количественный состав молекулы
b) Относительную молекулярную массу Мr
c) Массовые доли элементов W
d) Класс веществ
Задание №1. Даны формулы следующих веществ
a) Сa3(PO4)2
b) H2CO3
Определите молекулярные массы этих веществ и массовые доли кислорода в них.
Задание №2. Массовая доля азота 63,64%, массовая доля кислорода 36,36%. Определите
формулу вещества.
Задание №3‫٭‬. Какова простейшая формула вещества, в котором массовые доли серы,
железа и кислорода равны соответственно 24, 28 и 48 %.
Расчеты по химическим уравнения
2) По уравнению химической реакции можно узнать:
a) количество реагирующих веществ и продуктов реакции (число моль
определяем по коэффициентам)
b) массы реагентов и продуктов реакции
c) объёмы, но только для газообразных продуктов реакции
Алгоритм решения задач пропорцией
Задача № 1. Сожгли в избытке кислорода 0,4 моль оксида углерода (II). Рассчитайте
количество вещества: прореагировавшего кислорода и образовавшегося в реакции
оксида углерода (IV).
Задача № 2.Сожгли в избытке кислорода 19,6 г CO. Рассчитайте массы:
прореагировавшего кислорода и образовавшегося в реакции оксида углерода (IV).
Задача № 3. При нагревании перманганата калия KMnO4 образуется диоксид марганца,
MnO2, манганат калия K2MnO4и кислород O2. Рассчитайте массы продуктов реакции,
если масса перманганата калия равна 15,8 г.
Задача № 4. Рассчитайте объём водорода (н.у.), полученного при взаимодействии 13 г
цинка с избытком соляной кислоты.
Задача № 5.Рассчитайте массу и количество вещества фосфора, необходимого для
реакции с кислородом объёмом 5,6 л.
Задача № 6‫٭‬. Технический цинк массой 7 г, содержащий 7% примесей растворили в
избытке соляной кислоты. Рассчитайте объём выделившегося водорода и его же
количество вещества.
Домашнее задание:
Для восстановления меди из оксида меди (II) израсходован водород объемом 1,12 л (н.у.).
Сколько меди (в г) при этом выделилось?
Практическое занятие №2
Определение типа кристаллической решетки вещества и описание его
свойств.
Цели занятия:
познакомиться с типами кристаллических решеток, их взаимосвязью с видами химической связи и
влиянием на физические свойства веществ; дать представление о законе постоянства состава
веществ.
Самостоятельная работа
Задание 1. Используя опорный конспект лекции, определить тип кристаллической решетки для
веществ:


1 вариант: Н2, Са, КСl, Si, Н2S,О2
2 вариант: Сl2, NaNO3, Mg, Н2SO4, С, NaCl
Задание 2. Заполните графы: « вещества» и «физические свойства веществ» таблицы
«Кристаллические вещества», используя опорный конспект лекции и дополнительную
литературу.
Данные вещества: железо, йод, хлорид натрия, графит, вода, цинк, сахар, сульфат меди,
алюминий
Особенность
кристаллической
решетки
Тип кристаллической решетки
Молекулярная
Ионная
Атомная
Металлическая
Частицы в узлах
решетки
Молекулы
Kатионы и Атомы
анионы
Kатионы и атомы
металлов
Характер связи между
частицами
Силы межмолекулярного
взаимодействия (в том числе
водородные связи)
Ионные
связи
Kовалентные
связи
Металлическая
связь
Прочность связи
Слабая
Прочная
Очень
прочная
Разной прочности
Отличительные
физические свойства
веществ
Вещества
Контрольные вопросы:
1. Дайте определение термину «химическая связь»
2. Приведите примеры веществ с атомной кристаллической решеткой,
ионной кристаллической решеткой.
3. Какая химическая связь называется: а)ионной, б)водородной,
в)металлической?
4. Дайте определение донорно-акцепторной связи?
Какие молекулы называются: а)полярными, б)неполярными?
Практическое занятие №3
Генетическая связь между основными классами неорганических
соединений.
Цели занятия: ознакомление с важнейшими классами неорганических
соединений: оксидами, гидроксидами, солями, способами их
получения и свойствами.
Контрольные вопросы:
1.
Какие соединения называются оксидами? Какими способами
можно получить оксиды? Приведите примеры реакций.
2.
Какие вещества называются кислотами? Приведите примеры реакций
получения кислот.
3.
Чем определяется основность кислот? Приведите примеры кислот
различной основности.
4.
Какие вещества называются основаниями? Приведите примеры
реакций получения оснований.
5.
Какие химические соединения относятся к классу солей? Приведите
примеры солей различных типов и способов их получения.
Вариант №1
1.
Приведите по два примера основных, амфотерных, кислотных и
основных оксидов. Назовите их.
2.
Какие гидроксиды соответствуют следующим оксидам: оксид бария,
оксид углерода (IV). Назовите их.
3.
С представителями каких классов неорганических соединений
реагируют оксид калия (K2O)?
Подтвердите ответ соответствующими уравнениями реакций.
4.
Какими химическими свойствами обладает гидроксид кальция Cа(OH)2?
Подтвердите ответ соответствующими уравнениями реакций.
5.
Подберите соответствующие вещества и напишите уравнения
нижеприведенных превращений:
а) оксид
основание
основная соль
средняя соль;
Назовите выбранные вешества.
6.
Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно
осуществить следующие превращения:
NaOH → Na2CO3 → NaHCO3→ Na2CO3→ CO2
Вариант №2
1.
Приведите по три примера основных, амфотерных, кислотных и
основных оксидов. Назовите их.
2.
Какие гидроксиды соответствуют следующим оксидам: оксид калия,
оксид фосфора (V). Напишите их молекул. Назовите их.
3.
С представителями каких классов неорганических соединений
реагирует оксиды кальция (СаO)?
Подтвердите ответ соответствующими уравнениями реакций.
4.
Какими химическими свойствами обладают гидроксид цинка Zn(OH)2?
Подтвердите ответ соответствующими уравнениями реакций.
5.
Подберите соответствующие вещества и напишите уравнения
нижеприведенных превращений:
б) оксид
кислота
кислая соль
средняя соль;
Назовите выбранные вещества.
6.
Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно
осуществить следующие превращения:
Zn → ZnO → Zn(NO3)2 →Zn(OH)2 → Na2ZnO2
Практическое занятие №4
Получение и свойства предельных углеводородов.
Цели занятия: Обработать теоретические и практические навыки, закрепить и
углубить знания, полученные на предыдущих уроках (лекции). Уметь
самостоятельно пополнять и систематизировать свои знания, пользоваться
учебником и дополнительной литературой. Уметь пользоваться приёмами
сравнения, обобщения, делать выводы.
Теоретическая часть.
Алканами называются предельные (насыщенные) углеводороды, содержащие
только простые связи С-С. Общая формула алканов - СnН2n+2.
Название
вещества
Молекулярная Структурная
формула
формула
Метан
СН4
Уравнения
Тип реакции
реакций
СН4 + 2O2 ––> Горение (полное
CO2+ 2H2O
окисление)
Разложение
СН4=
(частичное
C + 2H2
окисление)
Замещение
СН4 + Cl2 =
(постепенное
CH3Cl + HCl
окисление)
Контрольные вопросы:
Дайте определение предельных углеводородов.
Запишите молекулярную, структурную и
электронную формулу метана
Какие вещества называют гомологами, изомерами?
Запишите общую формулу предельных углеводородов.
Химические свойства предельных углеводородов.
Почему алканы не вступают в реакцию присоединения?
Самостоятельная работа
Вариант №1
1.Запишите формулу гексана. Составьте структурные формулы всех его изомеров.
Назовите их.
2.Запишите уравнение реакции горения этана в избытке кислорода.
3. Осуществите превращения по схеме, назовите продукты:
CH4 → CH3Cl → C2H6 → CO2
4. Составьте структурные формулы следующих веществ:
2 ,2 ,3-триметилбутан; 3-этилпентан; 3 ,3-диметилгептан
5. Какие типы реакций характерны для алканов?
Вариант №2
1.Запишите формулу гептана. Составьте структурные формулы всех его изомеров.
Назовите их.
2.Запишите уравнение реакции горения пропана в избытке кислорода.
3. CH4→ CH3Br→ C2H6→ CO2
4. Составьте структурные формулы следующих веществ:
2 ,2-диметилгептан; 2 ,3,4-триметилгексан; 2-метилоктан.
5. Дайте определение изомеров. Приведите примеры.
Вариант №3
1.Запишите формулу пентана. Составьте структурные формулы всех его изомеров.
Назовите их.
2.Запишите уравнение реакции горения метана в избытке кислорода.
3.C→ CH4 → CH3Cl → C2H6
4. Составьте структурные формулы следующих веществ:
2 ,2 ,3-триметилгептан; 2-этилпентан; 3 ,3-диметилпентан
5. Сформулируйте определение предельные углеводороды.
Практическое занятие №5
Получение и свойства непредельных углеводородов.
Цели занятия: Обработать теоретические и практические навыки,
закрепить и углубить знания, полученные на предыдущих уроках (лекции).
Уметь самостоятельно пополнять и систематизировать свои знания,
пользоваться учебником и дополнительной литературой. Уметь пользоваться
приёмами сравнения, обобщения, делать выводы.
Теоретическая часть.
Непредельные углеводороды – это углеводороды, содержащие кратные связи в
углеродном скелете молекулы.
Кратными называются двойные и тройные связи.
К непредельным углеводородом относятся алкены, алкины, алкадиены и другие
углеводороды с кратными связями в молекуле.
Класс
Алкены
Общая формула CnH2n
Тип связи
одна двойная связь
CH2=CH2
этен (Этилен)
Примеры
СН2=СН-СН3
гомологов
пропен
СН2=СН-СН2-СН3
бутен-1
Алкины
CnH2n-2
Алкадиены
CnH2n-2
одна тройная связь
CH=CH
этин (ацетилен)
СН=С-СН3
пропин
СН= С-СН2-СН3
Бутин-1
две двойные связи
СН2=С=СН2
пропадиен
СН2=С=СН-СН3
бутадиен-1,3
Контрольные вопросы:
Дайте определение непредельных углеводородов.
Запишите молекулярные, структурные и
электронные формулы: этилена, ацетилена, бутадиена-1,3
Запишите общие формулы: алкенов, алкинов, алкадиенов.
Чем отличаются химические свойства предельных и непредельных
углеводородов.
Самостоятельная работа.
Вариант №1
1. Сравните по свойствам пропан и пропен. Приведите подтверждающие уравнения
реакций.
2. Написать структурные формулы:
а) 2-метилэтен-1;
б) бутадиен-1,4;
в) пентин-2
3. К какому классу углеводородов относятся вещества, молекулярные формулы
которых: С4Н8, С4Н10
4. Написать уравнение реакций для получения бутадиена-1,3
5. Назовите вещество, формула которого:
СН3-СН=СН2
6. Написать реакцию гидрирование этилена
Вариант №2
1. Сравните по свойствам этан и этен. Приведите подтверждающие уравнения
реакций
2. Написать структурные формулы:
а) 3-метилгексена-2
б) бутадиен-1,3
в) гексин-1
3. К какому классу углеводородов относятся вещества, молекулярные формулы
которых С5Н10, С2Н4
4. Написать уравнение реакций для получения этилена
5. Назовите вещество, формула которого:
СН3-С=СН-СН3
6. Написать реакцию гидратации ацетилена
Вариант №3
1. Сравните по свойствам бутан и бутен. Приведите подтверждающие уравнения
реакций.
2. Написать структурные формулы:
а) пентадиен-1,4
б) 3-метилметмлгептена-2
в) 2,2,3,3-тетраметилгексан
3. К какому классу углеводородов относятся вещества, молекулярные формулы
которых С2Н2, С6Н14
4. Написать уравнение реакций для получения ацетилена
5. Назовите вещество, формула которого:
СН3-СН-СН=С=СН-СН3
6. Что представляет собой полимеризация? Приведите примеры.
Практическое занятие №6
Получение и свойства спиртов, альдегидов, карбоновых кислот.
Цель работы: Обработать теоретические и практические навыки, закрепить
и углубить знания, полученные на предыдущих уроках (лекции). Уметь
самостоятельно пополнять и систематизировать свои знания, пользоваться
учебником и дополнительной литературой. Уметь пользоваться приёмами
сравнения, обобщения, делать выводы.
Вариант №1
1. Какие из реагентов и в какой последовательности нужно использовать для
осуществления превращений:
Реагенты для цепочки превращений:
а) СН3ОН;
б) Н2О;
в) Н2;
г) Ag2О.
2. Составьте уравнения реакций к заданию 1, указав условия их проведения.
3. Составьте структурные формулы веществ:
а) пропанол-1;
б) 2,3-диметилпентановая кислота;
в) 3-метилбутаналь.
4. С каким из веществ будет взаимодействовать этиловый спирт? Составьте
уравнение реакции.
а) NaOH;
б) Na;
в) СаСО3;
г) НСl.
5. Найдите среди приведенных структурных формулу 2 – метилбутановой
кислоты:
а) СН3 – СН2 – СН(СН3) – СООН
Практическое занятие №7
Распознавание волокон и пластмасс
Цели занятия: научиться опытным путем, распознавать наиболее
распространенные в быту волокна и пластмассы и изделия из них
Реактивы: концентрированная серная кислота, гидроксид натрия 10%-ный, ацетон
Оборудование: фарфоровая чашка, пробирки, штатив
Задание: распознайте наиболее распространенные в быту волокна и пластмассы и
изделия из них по определительным таблицам. Результаты оформите в таблицы:
Распознавание пластмасс Распознавание волокон
№
образца
Название пластмассы
№
образца
Название волокна
Определительная таблица «Пластмассы»
Пластмасса,
состав
Внешние свойства
Отношение к
нагреванию
Испытание в
пламени
Полиэтилен
Полупрозрачный,
эластичный,
жирный на ощупь
Термопластичен,
из расплава можно
вытянуть нити
Горит синеватым
пламенем,
продолжает гореть
вне пламени,
запах горящей
свечи
Эластичный, в
массе жесткий.
Окрашен в
различные цвета
Быстро
размягчается
Горит коптящем
пламенем, запах
хлороводорода. Не
горит вне пламени
Прозрачен или
молочный цвет,
хрупкий
(упаковочный
пенопласт)
Термопластичен,
из расплава
вытягиваются
нити
Горит
сильнокоптящим
пламенем,
характерный
запах. Продолжает
гореть вне
пламени
Эластичен,
окраска от белого
до черного цвета
Легко
размягчется, из
расплава
вытягиваются
нити
Горит светящимся
пламенем,
неприятный запах.
Горит вне пламени
(-СH2-СH2-)n
Поливинилхлорид
(-CH2-CHCl-)n
Полистирол
(-CH2-CH(C6H5))n
Капрон
(-NH-(CH2)5-CO)n
Список литературы
1. Новошинский И.И., Новошинская Н.С., -Химия 10 класс. Базовый
уровень для общеобразовательных учреждений - М.:ООО «ТИД»
Русское слово - РС»,2010.-176 с.
2. Новошинский И.И., Новошинская Н.С., -Химия 11 класс. Базовый
уровень для общеобразовательных учреждений - М.:ООО «ТИД»
Русское слово - РС»,2010-176 с.
3. Габриелян О.С., Остроумов И.Г., - Химия (для профессий и
специальностей технического профиля), Москва, Издательский центр
«Академия», 2013 г.