Добавить материал и получить бесплатное свидетельство о публикации в СМИ
Эл. №ФС77-60625 от 20.01.2015
Инфоурок / Технология / Конспекты / Конспект урока "Конкурс профессионального мастерства"

Конспект урока "Конкурс профессионального мастерства"


  • Технология

Поделитесь материалом с коллегами:

Конспект урока производственного обучения

«Конкурс профессионального мастерства»

по специальности «Лаборант химического анализа»

за первый курс.

Цель урока:

проверить знания, умения и навыки учащихся за первый курс.

Материальное оснащение урока:

девять билетов по темам №4, 5, 6;

посуда: бюретки, воронки, хим. стаканы, мерная колба на 250мл, пипетка на 10 мл, груша, штатив;

реактивы: Na2CO3 8% р-р.

План урока:

I.Вводный инструктаж 10 мин.

Учащимся сообщаются условия проведения конкурса:

  1. Учащиеся разбиваются в команды по три человека.

  2. Выбирается капитан команды.

  3. Каждой команде присваивается номер.

  4. Капитан команды вытягивает билет с заданием.

  5. В каждом задании по 3-5 вопросов. Вопросы распределяются между членами команды.

  6. Всем командам дается время на подготовку – 30 минут.

  7. На ответы дается 7 – 10 минут.

  8. Во время ответа каждой команды остальные участники внимательно слушают ответы и выставляют оценки каждому выступающему.

  9. После всех выступлений собираются оценки и подводятся итоги. Выставляется общая оценка каждой команде и индивидуально каждому члену команды.

  10. Учащиеся приступают к практической части.



II.Теоретическая часть 90 минут.

Задания:

Билет 1. Кислород.

1.Кислород в природе.

  • Ответ: Химический знак кислорода О. Атомный вес 16. Молекула кислорода О2 является двухатомной.

  • Кислород в природе. Кислород является самым распространенным элементом в природе . Он находится в природе как в свободном состоянии — в воздухе , так и в связанном виде — в воде (85,8% по весу), в важнейших горных породах и др. В живой природе кислород имеет исключительно важное значение. Он входит в состав тканей всех растений и животных.

  • Большинство организмов получают энергию, необходимую для их жизни, за счет окисления различных веществ кислородом. Присутствие кислорода в воздухе является необходимым условием для дыхания.

2.Получение кислорода.

  • Ответ: Для технических целей кислород в больших количествах получают из жидкого воздуха. При испарении жидкого воздуха азот, имеющий более низкую температуру кипения, улетучивается быстрее и остается жидкий кислород с примесью небольших количеств азота.

  • В лаборатории кислород (газообразный) можно полу­чить разложением (при нагревании) марганцовокислого калия:

  • 2КМnО4 = К2Мn04 + МnО2 +. О2

  • или бертолетовой соли :

2КСlO2 = 2КСl + 3O2.

  • Кислород можно также получить разложением воды электрическим током.



3.Свойства кислорода.

  • Ответ: Кислород — бесцветный газ, без запаха и вкуса. Он немного тяжелее воздуха (в 1,11 раза). При температуре —183° под обычным давлением кислород может быть превращен в бледно-голубую жидкость, а при еще более глубоком охлаждении (до —219° С) — в снегообразную кристаллическую массу.

В воде кислород малорастворим.

  • Кислород — очень активный элемент. Он соединяется почти со всеми элементами, часто с выделением тепла и света. Например, уголь энергично сгорает в кислороде, образуя углекислый газ:

С + О2 = СО2.

  • Эта реакция сопровождается выделением большого количества тепла, на чем основано применение различных видов топлива.

  • Реакции соединения с кислородом называют окислением. Если эти реакции протекают быстро, с выделением тепла и света, то их называют горением. Соединения элементов с кислородом называют окислами.

4.Применение кислорода.

  • Ответ: Кислород (вернее обогащенный кислородом воздух) применяют в доменном и сталелитейном производствах для ускорения процесса выплавки чугуна и стали, в цветной металлургий для ускорения процесса обжига руд цветных металлов и в ряде других производств.

Для получения высоких температур в кислороде сжигают различные газы (водород, ацетилен).

Угольный порошок и другие рыхлые горючие вещества, пропитанные жидким кислородом, при поджигании сго­рают почти мгновенно, и поэтому их используют в качестве взрывчатых веществ в горнорудной промышленности, при прокладке дорог.

Кислород применяют в медицине. Сжатым кислородом снабжают подводные суда, самолеты.



Билет 2. Окислы.

1.Свойства окислов и их получение.

  • Ответ: Окислами называются сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов кислорода и какого-либо другого элемента. Например, окисел натрия Na2O, окисел магния MgO, окисел углерода СО2, окисел фосфора Р2О5.

Например, в состав молекулы окисла трехвалентного железа Fe2O3 входят два атома железа и три атома кислорода; его структурная формула

hello_html_189aa6aa.jpg

  • Окислы образуются в результате следующих химических реакций.

  • 1. Непосредственного соединения элемента с кислородом. Сюда относится горение простых веществ или их медленное окисление. Например:

  • 2Са + O2 = 2СаО,

  • 4Р + 502 = 2Р2О5.

  • 2. Горения в кислороде сложных веществ. При этом образуются окислы элементов, которые входят в состав сложного соединения. Например, при горении ацетилена С2Н2 образуются окислы углерода и водорода:

  • 2Н2 + 5О2 = 4СО2 + 2Н2О

  • 3. Разложения сложных веществ. Многие вещества при нагревании легко разлагаются, образуя окислы. Например, гидрат окиси меди Си(ОН)2 разлагается на окись меди СuО и воду:

  • Сu (ОН)2 = СuО + Н2О.

Большинство окислов — твердые вещества (СаО, Fe2O3, CuO, SiO2 и др.), но среди них есть и жидкие вещества (Н20, N2O3), и газы (С02, S02 и др.).

2.Классификация окислов.

Ответ: По химическим свойствам окислы делятся на четыре группы:

  1. Окислы с основными свойствами (ос­новные окислы) — окислы металлов, например Naa0, K2O,MgO, СаО, ВаО.

  2. Окислы с кислотными свойствами (ки­слотные окислы) — окислы неметаллов, например С02,S02, S03, Р2О8.

  3. Амфотерные окислы, обладающие как основ­ными, так и кислотными свойствами, напримерZnO, А1203 .

4. Окислы безразличные или несолеобразующие, не про­являющие ни основных, ни кислотных свойств, например СО, NO, SiO.

3.Основные окислы.

  • Ответ: Основными называются такие окислы, гидраты которых являются основаниями. Они образуются металлами. Если металл образует один окисел, то его всегда называют окисью: окись натрия Na2O, окись магния MgO, окись алюминия А12О3 и т. д. Если же металл образует несколько основных окислов, то окисел с низшей валентностью металла называется, как правило, закисью, а с высшей — окисью: FeO — закись железа, Fe2O3 — окись железа.

  • Для обозначения соединения с низшей валентностью иногда употребляется название окись, а для обозначения соединения с высшей валентностью — двуокись.

  • Окислы тяжелых металлов с водой непосредственно не взаимодействуют. Во взаимодействие с ней вступают лишь окислы легких металлов—калия, натрия, кальция, бария и некоторых других; при этом образуются щелочи, т. е. основания, растворимые в воде .

  • Реакция взаимодействия какого-либо химического соединения с водой называется реакцией гидратации. Полученное при гидратации основного окисла вещество называется гидратом окисла, или гидроокисью.

  • Основные окислы могут реагировать с кислотами, образуя соль и воду.

  • С основаниями основные окислы не взаимодействуют.

4.Кислотные окислы.

  • Ответ: Кислотными называются такие окислы, гидраты которых являются кислотами. Для кислотных окислов употребляется еще название ангидрид (что означает «безводный»). Кислотные окислы образуются неметаллами (например, угольный ангидрид С02, серный ангидрид S03, азотный ангидрид N2O5), а также некоторыми металлами, когда они проявляют высокую валентность (например, СrО3 — хромовый ангидрид, Мn2О7 — марганцовый ангидрид). Название ангидрида производится от названия соответствующей ему кислоты.

  • Большинство кислотных окислов соединяется с водой, причем в результате реакции образуется кислот а.

  • Некоторые кислотные окислы с водой не реагируют, например двуокись кремния SiO2.

  • Кислотные окислы при взаимодействии с основаниями образуют соли.

  • С кислотами кислотные окислы обычно не реагируют.

Билет 3. Основания.

1.Свойства оснований.

  • Ответ: Основания это вещества, молекулы которых состоят из атома металла и одной или нескольких гидроксильных групп (ОН).

  • Так, гидрат окиси натрия NaOH, гидрат окиси кальция Са(ОН)2, гидрат окиси алюминия А1(ОН)3 — основания, так как их молекулы состоят из атома металла и гидроксильных групп ОН.

Гидроксильные группы одновалентны, поэтому количество гидроксильных групп в молекуле основания численно равно валентности металла, входящего в состав основания.

  • Некоторые основания растворяются в воде (NaOH, КОН, Ва(ОН)2 и др.), большая же часть их в воде нерастворима (Mg(OH)2, Zn(OH)2, А1(ОН)з, Fe(OH)2, Fe(OH)3, Cu(OH)2 и др.).

2.Получение оснований.

Ответ: Основания получают:

1. Действием очень активных металлов на воду. К числу этих металлов относятся К, Na, Са, Ва и некоторые другие;

  • 2К + 2Н2О = 2КОН + Н2,

  • Са + 2Н2О = Са (ОН)2 + Н2.

2. Взаимодействием некоторых основных окислов с водой:

  • Na2O + H2O = 2NaOH

  • ВаО + Н2О = Ва (ОН)2.

3. Взаимодействием растворов NaOH, КОН с водными растворами солей некоторых металлов:

  • FeCl3 + ЗКОН = Fe (OH)3 + 3KCl,

  • CuSO4 + 2KOH = Cu (OH)2 + K2SO4.

По первому и второму способам получают только щелочи.

Щелочами называются растворимые в воде основания. Нерастворимые в воде основания получают по третьему способу.

3.Свойства оснований.

Ответ: Щелочи — белые твердые гигроскопические вещества. К хорошо растворимым щелочам относятся едкое кали КОН, едкий натр NaOH и некоторые другие. Хуже растворимы в воде гашеная известь Са(ОН)2, едкий барий Ва(ОН)2.

  • Концентрированные растворы щелочей разъедают кожу, дерево, бумагу и многие другие вещества и поэтому называются едкими щелочами. С едкими щелочами нужно обращаться очень осторожно. Особенно следует беречь глаза от попадания щелочи. При попадании щелочи на кожу, одежду и т. п. необходимо эти места промыть холодной водой.

4.Реакция нейтрализации.

Ответ: Общим свойством оснований является их взаимодействие с кислотами. При этом образуются соль и вода:

  • 2KOH + H2SO4 = K2SO4 + 2Н2О,

  • Са (ОН)2 + 2НС1 = СаС12 + 2Н2О.

  • Взаимодействие щелочи и кислоты, в результате которого образуются соль и вода, называется реакцией нейтрализации.

  • Щелочь нейтрализуют кислотой постепенно, наливая кислоту в щелочь. О конце реакции судят по изменению цвета индикатора. Реакция нейтрализации широко используется в различных химических производствах и при работе в химической лаборатории.

Билет 4. Кислоты.

1.Состав кислот.

Ответ: Кислотами называют вещества,

  • содержащие водород, способный замещаться металлом с образованием солей. Например:

  • Fe + H2SO4 = H2 + FeSO4

  • Следует отметить, что кислород не является обязательной составной частью молекул кислот. В связи с этим кислоты подразделяются на кислородные и бескислородные.

  • К кислородным кислотам относятся серная H2SO4, азотная HNO3, угольная Н2СО3, ортофосфорная (фосфорная) Н3РО4 и многие другие.

  • К бескислородным кислотам — соляная НС1, сероводородная H2S, бромистоводородная НВг и др. Бескислородные кислоты ангидридов не имеют.

  • Названия бескислородных кислот составляются из названия элемента, образующего кислоту, с прибавлением окончания «водородная». Например, НС1 — хлористоводородная (техническое название — соляная), H2S — сероводородная кислота.

  • Если в кислородной кислоте образующий ее элемент проявляет высшую валентность, употребляется название с окончанием «ная». Например, серная кислота H2SO4,

  • азотная кислота HNO3. Названия кислот, содержащих тот же элемент с низшей валентностью, имеют окончание «истая». Например, сернистая кислота H2SO3, азотистая

кислота HNO2.

  • Чтобы определить валентность элемента, образующего кислородную кислоту, надо число атомов кислорода в молекуле кислоты умножить на два, т. е. на валентность кислорода, и от полученного произведения отнять число атомов водорода.

  • По числу атомов водорода в молекуле кислоты, способных замещаться металлами, различают кислоты одноосновные (НС1, HNO3), двухосновные (H2SO4, Н2СО3, H2SO3) и трехосновные (Н3РО4).

Кислотные остатки — это группы атомов (а иногда и один атом), связанные в молекуле кислоты с атомами водорода, способными замещаться атомами металла.

2.Получение кислот.

Ответ: Кислоты получают:

1. Взаимодействием кислотного окисла (ангидрида кислоты) с водой:

  • SO3 + Н2О = H2SO4,

  • N2O5+ Н2О = 2HNO3.

2. Из солей при действии менее летучей кислоты. Так, менее летучая серная кислота (температура кипения 338° С) при нагревании вытесняет летучие кислоты — азотную и соляную из их солей:

  • 2KNO3 + H2SO4 = 2HNO3 + K2SO4,

  • 2NaCl + H2SO4 = 2HC1 + Na2SO4.

3.Свойства кислот.

Кислоты в водном растворе имеют кислый вкус, чем и объясняется их название. В растворах кислот лакмус окрашивается в красный цвет.

Наиболее общее свойство кислот — способность взаимодействовать с основаниями (реакция нейтрализации), основными окислами и металлами с получением солей:

  • H2SO4 + Fe (OH)2 = FeSO4 + 2Н2О,

  • H2SO4 + FeO = FeSO4 + H2O,

  • H2SO4 + Zn = ZnSO4 + H2.

  • Кислородсодержащие кислоты при нагревании разлагаются на воду и кислотный окисел (ангидрид):

  • H2SO4 = Н2О + SOS.

4.Применение кислот.

Ответ: Многие кислоты имеют большое значение для народного хозяйства. Так, серная и азотная кислоты в больших количествах расходуются на производство минеральных удобрений. Серную кислоту применяют для получения почти всех других кислот, различных солей, а также для очистки продуктов перегонки нефти. Азотная кислота играет очень важную роль в производстве искусственного волокна, лаков, красителей, взрывчатых веществ. Соляная кислота находит применение в технологии кожевенного производства, пищевой промышленности и во многих других производствах.

Билет 5. Соли.

1.Состав солей и их структурные формулы.

Ответ: Соли — это вещества, молекулы которых состоят из атомов металлов и кислотных остатков.

  • Соли можно рассматривать как продукт замещения атомов водорода в молекулах кислот атомами металлов или как продукт замещения гидроксильных групп в молекулах оснований кислотными остатками.

  • В молекулах солей произведение валентности металла на число его атомов равно произведению валентности кислотного остатка на число остатков.

  • Более наглядно соотношение валентностей металлов и кислотных остатков можно изобразить следующим образом: Al2(SO4)3

  • При составлении структурных формул солей, содержащих несколько кислотных остатков, вначале рекомендуется написать структурные формулы такого числа молекул кислоты, сколько кислотных остатков входит в молекулу соли. Затем с учетом валентности металла атомы водорода заменить атомами металлов.

  • Структурные формулы кислот HNO3 и H2SO4 и их солей Ca(NO3)2 и A12(SO4)3:

2.Названия солей.

Ответ: Названия солей бескислородных кислот составляются из названия элемента, образующего кислоту, с прибавлением окончания «истый» и названия металла, например:NaCl — хлористый натрий.

  • В тех случаях, когда металл проявляет переменную валентность, при высшей валентности металла в название соли ставится окончание «ный», а при низшей — окончание «истый», например: СuСl2 — хлорная медь.

  • Другой способ наименования солей состоит в сочетании латинского или греческого названия элемента (образующего кислоту) — с окончанием «ид». Соли сероводородной кислоты H2S называются сульфидами (латинское название серы —сульфур), соли соляной кислоты — хлоридами, Na2S — сульфид натрия.

  • Названия солей кислородных кислот образуются из двух слов: названия кислоты и названия металла:

Например, соли серной кислоты: Na2SO4 — сернокислый натрий,

соли азотной кислоты: NaNO3 — азотнокислый натрий.

соли угольной кислоты: Na2CO3 — углекислый натрий.

  • Название солей кислородных кислот также можно образовать из латинского названия неметалла, от которого происходит кислота, и названия металла:

  • NaNO3 — нитрат натрия (N — нитрогениум), MgSO4 — сульфат магния (S — сульфур), К2СО3 — карбонат калия (С — карбонеум).

  • Если металл может проявлять переменную валентность, то соль металла с низшей валентностью называется закисной, а с высшей — окисной. Например, FeSO4 — сернокислое закисное железо, Fe2(SO4)3 — сернокислое окисное железо.

3.Получение солей.

Ответ: Получение солей. Соли могут быть получены:

1) действием металла на кислоту: Zn + H2SO4 = ZnSO4 + Н2;

2) действием кислоты на окисел металла: СuО + H2SO4 = CuSO4 + Н2О;

3) взаимодействием кислоты с основанием (реакция нейтрализации):

2КОН + H2SO4 = K2SO4 + 2Н2О;

4) непосредственным соединением металла с неметаллом: Zn + S = ZnS;

5) соединением окисла металла с окислом неметалла: СаО + СО2 = СаСО3;

6) действием окисла неметалла на основание: Са (ОН)2 + СО2 = СаСО3 + Н2О;

7) взаимодействием металла с солью другого металла: Fe + CuSO4 = Сu + FeSO4;

8) взаимодействием двух солей (реакция обмена): ВаС12 + Na2SO = BaSO4 + 2NaCl;

9) действием кислоты на соль: СаСО3 + 2НС1 = СаС12 + СО2 + Н2О.

4.Типы солей.

Ответ: В зависимости от соотношения количеств взаимодействующих при нейтрализации кислоты и основания могут образовываться соли различных видов: средние (нормальные), кислые (гидросоли) и основные.

Средняя соль это продукт полного замещения водорода кислоты металлом.

Все рассмотренные выше соли являются средними.

Кислые соли это продукты неполного замещения водорода кислоты металлом.

Кислые соли получаются при взаимодействии кислот с основаниями в тех случаях, когда количество взятого основания недостаточно для образования средней соли:

H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + Н2О.

Основные соли это продукты неполного замещения гидроксилов в основаниях кислотными остатками, например: Mg2(OH)2CO3; Cu2(OH)2CO3.

5.Свойства солей.

Ответ: Соли — твердые вещества, способные кристаллизоваться. Многие соли окрашены. Растворимость солей в воде различна.

Общие химические свойства солей:

1. Соли взаимодействуют с металлами с образованием новой соли и нового металла. CuSO4 + Fe = FeSO4 + Сu

2. Соли взаимодействуют со щелочами, в результате реакции образуется новое основание и новая соль: CuSO4 + 2NaOH = Сu (ОН)2 + Na2SO4.

3.Соли взаимодействуют с кислотами с образованием
новой соли и новой кислоты: ВаС1
2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HC1,

4.Взаимодействие растворов двух солей может привести
к образованию новых солей, одна из которых нерастворима
и выпадает в осадок:

AgNO3 + NaCl = AgCl + NaNOs.

Билет 6. Катионы 1 группы.

1.Характеристика 1 группы катионов.

Ответ:Катионы 1 группы не имеют общего группового реактива. Большинство соединений катионов 1 группы хорошо растворимы в воде и образуют бесцветные растворы. К первой группе катионов относятся ионы калия, натрия , аммония и магния.

2.Реакции ионов калия и натрия.

Ответ: 1. Цинкуранилацетат в нейтральном и уксуснокислом растворе дает с ионами натрия кристаллический осадок зеленовато-желтого цвета.

2. Кобальтинитрит натрия в нейтральной или уксуснокислом растворе дает с ионами калия кристаллический осадок желтого цвета:

2KNO3 + Na3[Co(NO2)6] = K2Na[Co(NO2)6] + 2NaNO3

Выполнение: в пробирку вносят 1 мл нитрата калия и 3 – 5 капель кобальтинитрита натрия. Выпадает осадок желтого цвета.

3.Реакции ионов аммония.

Ответ: 1. Едкие щелочи KOH и NaOH и гидроокиси щелочноземельных металлов Ca(OH)2 и Ba(OH)2 при нагревании с солями аммония выделяют аммиак.

2. Реактив Несслера образует с растворами солей аммония осадок красно-бурого цвета:

NH4Cl + KOH = NH3 + KCl + H2O

NH3 + 2K2[HgI4] + KOH = NH2Hg2I3 + 5KI + H2O

Выполнение: в пробирку вносят 3 – 5 капель хлорида аммония и 3 – 4 капли реактива Несслера. В присутствии ионов аммония выпадает осадок красно-бурого цвета.

4.Реакции ионов магния.

Ответ: 1. Едкие щелочи KOH и NaOH и гидроокиси щелочноземельных металлов Ca(OH)2 и Ba(OH)2 образуют с растворимыми солями магния студенистый осадок гидроокиси Mg(OH)2 белого цвета: MgCl2 + 2KOH = Mg(OH)2 + 2KCl

Выполнение: в 4 пробирки внести по 3 – 5 капель MgCl2 и прилить по 4 – 6 капель KOH, NaOH,

Ca(OH)2 , Ba(OH)2. Во всех пробирках в присутствии ионов магния выпадает студенистый осадок белого цвета.

2. Гидрофосфат натрия в присутствии аммиака и хлорида аммония образует с ионами магния кристаллический осадок белого цвета.

MgCl2 + NH4OH + Na2HPO4 = MgNH4PO4 + H2O + 2NaCl

Билет 7. Катионы второй группы.

1.Характеристика группы.

Ответ: Ко второй группе катионов относятся катионы щелочноземельных металлов бария и кальция. Эти катионы характеризуются тем, что их карбонаты

2.Реактивы, используемые для открытия катионов второй группы.

Ответы:1. Карбонат аммония

3.Реакции катионов бария и кальция.

Ответ: 1.Карбонат аммония с ионами бария и кальция образует аморфные осадки карбонатов бария и кальция белого цвета, которые при нагревании превращаются в кристаллические.

BaCl2 +(NH4)2CO3 = BaCO3 + 2NH4Cl

Ионы кальция дают аналогичную реакцию.

Выполнение: в две пробирки помещаем 5-6 капель хлорида бария и кальция, добавляем 3-5 капель карбоната аммония. При наличии ионов бария и кальция выпадает аморфный осадок белого цвета.

2.Хромат калия и бихромат калия с ионами бария дают осадки соответственно светло-желтого цвета и не дают осадки с ионами кальция.

BaCl2 + K2CrO4 = BaCrO4 + 2KCl

2BaCl2 + K2Cr2O7 = 2BaCrO4 + 2KCl

Выполнение: в две пробирки помещаем 4-5 капель хлорида бария и добавляем по 4-5 капель хромата и бихромата калия, выпадает осадок желтого цвета.

3.Серная кислота с ионами бария и кальция дает осадки белого цвета.

BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HCl

Выполнение: в две пробирки помещаем 4-5 капель хлорид бария и кальция, добавляем 4-5 серной кислоты. Выпадает кристаллический осадок белого цвета.

Билет 8. Катионы третьей группы.

1.Характеристика группы.

Ответ: К третьей аналитической группе относятся катионы металлов третьей группы периодической системы Д. И. Менделеева и катионы всех переходных металлов, находящихся в четвертом периоде, за исключением меди. В третью группу катионов включены ионы алюминия, хрома, железа, марганца и цинка.

Групповой реактив катионов третьей группы — сульфид аммония (NH4)2S в нейтральной или щелочной среде. Сульфиды катионов этой группы не растворяются в воде, но растворяются в разбавленных сильных кислотах.

2.Общие реакции катионов третьей группы.

Ответ: 1.Сульфид аммония осаждает все катионы третьей группы в виде сульфидов, кроме ионов алюминия и хрома, которые выпадают в виде гидроокисей.

2. Едкие щелочи с катионами 3 группы дают нерастворимые в воде гидроокиси: Al(OH)3 и Zn(OH)2 – белого цвета, гидроксил хрома – серо-зеленого цвета, Fe(OH)3 – красно –бурого, Fe(OH)2 – белого, Mn(OH)2 –белого цвета.

Выполнение: в отдельные пробирки помещаем по 4-5 капель растворов солей катионов 3 группы, добавляем в каждую пробирку по 2-3 капли едкого калия или натрия. Во всех пробирках выпадает осадок соответствующего цвета.

3.Гидрофосфат натрия или калия осаждает все катионы третьей группы в виде средних фосфатов: AlPO4, Fe3(PO4)2, Zn3(PO4)2, Mn3(PO4)2 - белого цвета, CrPO4- зеленого, FePO4 – желтовато-белого цвета.

3.Реакции ионов двух- и трехвалентного железа.

Ответ: 1.Ферроцианид калия или желтая кровяная соль осаждает ионы Fe3+ в виде ферроцианида железа называемого берлинской лазурью темно –синего цвета.

Выполнение: в пробирку помещаем 2-3 капли хлорида трехвалентного железа и 2-3 ферроцианида калия. Выпадает осадок темно-синего цвета.

2.Роданид калия или роданид аммония с ионами трехвалентного железа образует роданид железа кроваво-красно цвета.

Выполнение: в пробирку помещаем 3-5 капель FeCl3 и 1-2 роданида аммония. Выпадает осадок кроваво-красного цвета.

3.Феррицианид калия или красная кровяная соль с ионами двухвалентного железа дает осадок темно-синего цвета .

Выполнение: в пробирку помещаем 3-4 капли FeCl2 и добавляем 2-3 капли феррицианида калия. Выпадает осадок темно-синего цвета.

Билет 9. Анионы первой группы (Cl-, Br-, I-, S2-, NO2-, NO3-) и анионы второй группы (SO42- , SO32- , S2O32- , CO32- , PO43- )

1.Реакции ионов хлора.

Ответ: Реакция с нитратом серебра AgNO3:

NaCl + AgNO3 = AgCl + NaNO3

Наблюдается образование белого творожистого осадка AgCl, который на свету постепенно темнеет.

2. Реакции ионов брома.

Ответ: Реакция с нитратом серебра AgNO3:

КВг + AgNO3 = AgBr + KNO3

При действии нитрата серебра на растворы бромидов наблюдается образование желтоватого творожистого осадка AgBr.

3. Реакции ионов йода.

Ответ: Реакция с нитратом серебра AgNO3:

Nal + AgNO3 = Agl + NaNO3

Наблюдается образование желтого осадка Agl.

4. Реакции ионов серы.

Ответ: Реакция с нитратом серебра AgNO3:

Na2S + 2AgNO3 = Ag2S + 2NaNO3

Образуется черный осадок Ag2S. При подкислении сульфидов выделяется газообразный серово­дород H2S с характерным резким запахом тухлых яиц.

5. Реакции ионов нитрата и нитрита.

Ответ: Реакция с сульфатом железа FeSO4:

2HNO3 + FeSO4 + 3H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 + 4H2O + 2NO
FeSO4 + NO = [Fe(NO)SO4]

В сильнокислой среде железо(П) восстанавливает нитрат-ион до N0, который образует нестойкий нитрозильный комплекс [Fe(NO)SO4] коричневого цвета.

Действие кислот на ионы нитрита:

2NaNO2 + H2SO4 = 2HNO2 + Na2SO4

2HNO2 = 2N02t + NOT + H2O

Наблюдается образование бурого газа NO2 вследствие распада малоустойчивой азотистой кислоты.

Анионы второй группы.

6.Реакции ионов сульфата.

Ответ: Реакция с хлоридом бария ВаС12:

Na2SO4 + ВаС12 = BaSO44- + 2NaCl

Образуется белый кристаллический осадок BaSO4, не раство­римый в кислотах и щелочах.

7. Реакции ионов сульфита.

Ответ: Реакция с хлоридом бария ВаС12:

Na2SO3 + ВаС12 = BaS03 + 2NaCl

Образуется белый осадок BaSO3, растворимый в кислотах.

8. Реакции ионов тиосульфата.

Ответ: Реакция с хлоридом бария ВаС12:

Na2S2O3 + ВаС12 = BaS2O3 + 2NaCl

Образуется белый осадок BaS2O3. При проведении реакции воз­можно образование пересыщенных растворов.

9. Реакции ионов карбоната.

Ответ: Реакция с хлоридом бария ВаС12:

Na2CO3 + ВаС12 = ВаСО3 + 2NaCl

Образуется белый осадок ВаСО3, растворимый в кислотах.

10. Реакции ионов фосфата.

Ответ: Реакция с хлоридом бария ВаС12:

Na2HPO4 + ВаС12 = ВаНРО4 + 2NaCl

Образуется белый осадок гидрофосфата бария ВаНРО4, раство­римый в кислотах.



III. Практическая часть.

Тема "Приготовление растворов заданной концентрации".

Посуда и реактивы: мерная колба на 250 мл, воронка, штатив, 2 химических стакана (на 100 мл и на 250 мл), пипетка, Na2СO3 8% раствор (ρ = 1081 кг/м3).

1. Подготовка рабочего места.

2. Рассчитать навеску, необходимую для приготовления 250 мл 0,1- 0,25 н. раствора Na2СO3.

3. Заполнить бюретку 8% раствором Na2CO3.

4. Спустить из бюретки рассчитанное количество раствора.

5. Довести объем мерной колбы до метки с помощью пипетки.

6. Сделать соответствующие надписи на колбе.

7. Убрать рабочее место.

По числу команд готовятся рабочие места. К выполнению работы приступают первые номера от каждой команды. Вторые номера из других команд проверяют выполнение работы по критериям оценки. Затем работу выполняют вторые номера, а третьи номера из других команд их проверяют. Выполнение работы третьими номерами проверяют первые номера. У каждого обучающегося имеется листок с критериями оценки. После проведения работы подсчитывается количество набранных баллов и выставляется оценка.







Критерии оценки

11 – 9 баллов – 4 «хор»

8 - 6 баллов - 3 «уд»

5 и ниже баллов – 2 «неуд»



IV. Заключительный инструктаж.

Подведение итогов: подсчет количества набранных баллов за I и II части каждой командой и каждым членом команды. Выявляется команда, занявшая 1, 2 и 3 место и учащиеся, занявшие в индивидуальном зачете 1, 2 и 3 место. Объявляются результаты и называются победители.








Автор
Дата добавления 15.06.2016
Раздел Технология
Подраздел Конспекты
Просмотров59
Номер материала ДБ-122748
Получить свидетельство о публикации

Похожие материалы

Включите уведомления прямо сейчас и мы сразу сообщим Вам о важных новостях. Не волнуйтесь, мы будем отправлять только самое главное.
Специальное предложение
Вверх