Методические рекомендации к практическим и лабораторным занятиям по учебному предмету УПВ.02 Химия

Скачать материал

ДЕПАРТАМЕНТ ОБРАЗОВАНИЯ, НАУКИ И МОЛОДЁЖНОЙ ПОЛИТИКИ ВОРОНЕЖСКОЙ ОБЛАСТИ

ГОСУДАРСТВЕННОЕ БЮДЖЕТНОЕ ПРОФЕССИОНАЛЬНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВОРОНЕЖСКОЙ ОБЛАСТИ

«СЕМИЛУКСКИЙ ПОЛИТЕХНИЧЕСКИЙ КОЛЛЕДЖ»

Подрезова И.Г.

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

К ВЫПОЛНЕНИЮ ПРАКТИЧЕСКИХ И ЛАБОРАТОРНЫХ ЗАНЯТИЙ

ПО УЧЕБНОМУ ПРЕДМЕТУ УПВ.02 ХИМИЯ

ПО СПЕЦИАЛЬНОСТИ

43.02.15 ПОВАРСКОЕ И КОНДИТЕРСКОЕ ДЕЛО

Семилуки

2021

Рекомендовано методическим советом

ГБПОУ ВО «СПК»

Автор – составитель Подрезова И.Г.

Методические указания для выполнения практических и лабораторных занятий являются частью учебно – методического комплекса для освоения учебного предмета УПВ.02 Химия.

Приведены теоретические сведения, методика проведения практических и лабораторных занятий, контрольные вопросы. Разработаны многовариантные задания различной степени сложности с учётом степени усвоения материала. Все выдаваемые задания позволяют реализовывать дифференцированный подход в обучении.

Методические указания для выполнения практических и лабораторных занятий по учебному предмету УПВ.02 Химия адресованы обучающимся специальности 43.02.15 Поварское и кондитерское дело

Подрезова И.Г., 2021 г.

ГБПОУ ВО «СПК»

Содержание

Введение

Практическое занятие №1 Теория строения органических соединений.

Практическое занятие №2 Получение и свойства предельных углеводородов

Практическое занятие №3 Получение и свойства непредельных углеводородов.

Практическое занятие №4 Получение и химические свойства бензола

Практическое занятие №5 Получение и свойства альдегидов

Практическое занятие №6 Получение и свойства карбоновых кислот

Практическое занятие №7 Решение экспериментальных задачна идентификацию органических соединений

Практическое занятие №8 Расчёты по химическим формулам и уравнениям

Практическое занятие №9 Составление электронных формул атомов и молекул

Практическое занятие № 10 Решение задач на способы выражения концентрации растворов

Практическое занятие № 11 Составление ионообменных реакций и реакций гидролиза

Практическое занятие № 12 Окислительно – восстановительные реакции

Практическое занятие №13 Генетическая связь между основными классами неорганических соединений

Практическое занятие № 14 Анализ пищевых добавок в продуктах питания

Лабораторное занятие №1 Качественное определение углерода, водорода, хлора в органических веществах

Лабораторное занятие №2 Получение и химические свойства метана

Лабораторное занятие №3 Получение и химические свойства этилена

Лабораторное занятие №4 Получение и химические свойства ацетилена

Лабораторное занятие №5 Качественные реакции на спирты

Лабораторное занятие №6 Качественные реакции на альдегиды

Лабораторное занятие №7 Качественные реакции на карбоновые кислоты

Лабораторное занятие №8 Качественные реакции на углеводы

Лабораторное занятие № 9 Качественные реакции на белки

Лабораторное занятие №10 Распознавание пластмасс и волокон

Лабораторное занятие №11 Проведение реакций ионного обмена для характеристики свойств электролитов

Лабораторное занятие №12 Определение характера среды раствора с помощью универсального индикатора

Лабораторное занятие №13 Свойства основных классов неорганических соединений. Идентификация неорганических соединений

Лабораторное занятие №14 Знакомство с образцами металлов и их рудами

Лабораторное занятие №15 Изучение свойств металлов. Взаимодействие цинка и железа с растворами кислот и щелочей

Лабораторное занятие №16 Знакомство с образцами неметаллов и их природными соединениями

Лабораторное занятие №17 Обнаружение витаминов в продуктах питания

Лабораторное занятие №18 Действие ферментов на различные вещества

Лабораторное занятие №19 Определение качества воды

Литература

Введение

Методические указания для выполнения практических и лабораторных занятий предназначены для изучения учебного предмета Химия и являются частью учебно-методического комплекса по специальности 43.02.15 Поварское и кондитерское дело.

Учебно-методический комплекс по специальности – это основная и дополнительная литература, позволяющая приобрести знания и умения.

Для существенного повышения качества обучения и приближения к практической деятельности в комплекс входят учебные материалы для самостоятельной работы, практикумы, конспект лекций. Важно отметить, что многовариантность заданий, обеспечивает дифференцированный подход в обучении и позволяет обучающимся самим оценить уровень своих знаний и стремиться к самосовершенствованию

Практическое занятие № 1

Тема: «Теория строения органических соединений»

Цель занятия: получить практические навыки по составлению молекулярных, структурных и электронных формул предельных УВ, знать и уметь составлять изомеры и называть их.

Оборудование: учебник, рабочая тетрадь и тетрадь для практических работ, карточка-задание.

Выполнение работы

Теоретическая часть

По мере получения всё большего и большего числа органических веществ в середине 19 века появилась необходимость осмыслить, обобщить богатейшую базу данных органической химии, т.е. создать научную теорию. Первую научную теорию строения органических соединений, которой учёные всего мира придерживаются до сих пор создал выдающийся русский химик А,М, Бутлеров (1861 г.). Одним из главных элементов теории А.М.Бутлерова является положение о химическом строении как определённой последовательности химических связей между атомами в молекуле.

Основные положения теории химического строения.

1. Атомы в молекулах соединены друг с другом согласно их валентности, причем углерод в органических веществах всегда четырехвалентен, а его атомы способны соединяться в цепи линейного, разветвленного и замкнутого строения.

2. Свойства органических веществ определяются не только их качественным и количественные составом, но и порядком связи в молекуле, то есть химическим строением.

3. Атомы в молекулах органических веществ оказывают друг на друга взаимное влияние, от которого зависят свойства вещества в целом.

Формулы в органической химии.

молекулярная:	C₃H₈
полная структурная -
сокращенная структурная –	СН₃ - СН₂ - СН₃

Вещества, имеющие одинаковый качественный и количественный состав, но различное химическое строение, а следовательно и обладающие разными свойствами, называют изомерами.

Явление существования изомеров в химии называют изомерией.

1. Изомерия углеродного скелета.

Упражнение: составить формулы пяти изомеров вещества, имеющего состав С₆Н₁₄.

Ковалентная связь характерна для органических веществ. Она образуется с помощью общих электронных пар. Ковалентная связь бывает полярной и неполярной. Различают два способа разрыва ковалентной связи: гомолитический ( с образованием радикалов) и гетеролитический (с образованием ионов).

Радикал это частица, имеющая неспаренный электрон (очень неустойчивая и существует доли секунды).

Классификация реакций в органической химии

В органической химии различают следующие типы реакций:

1. присоединения (гидрирования, галогенирования, гидрогалогенирования, гидратации)

2.отщепления (де)

3. замещения

4. изомеризации

5.окисления, восстановления

6. полимеризации

Номенклатура – это как дать название органическому веществу. Для того, чтобы дать название органическому веществу по систематической номенклатуре необходимо:

выбрать самую длинную цепь и пронумеровать её, начиная с того конца, где ближе разветвление;
в названии цифрой указать положение радикала, сам радикал и длинную углеродную цепь;
если радикалы одинаковые, их объединяю добавляя приставку : 2-ди, 3-три, 4-тетра и т.д.;
если радикалы разные, нумеруют со стороны более простого радикала.

Практическая часть

Вариант 1

1.Какие вещества называют органическими? Что является предметом изучения органической химии?

2 Напишите развёрнутую структурную формулу вещества по молекулярной формуле СН₂O

3 Составьте изомеры вещества состава С₇Н₁₆ и назовите их./

4. Составьте структурную формулу вещества 2-метил-3-этилгексан.

5. Составьте молекулярную, структурную и электронную формулы следующих веществ октан, пропен, гексин

Вариант 2

Опишите круговорот углерода в природе.
Напишите развёрнутую структурную формулу вещества по молекулярной формуле СН₃OH
Составьте изомеры вещества состава С₉Н₂₀ и назовите их.
Составьте структурную формулу вещества 2,2,3-триметил-гексан.
Составьте молекулярную, структурную и электронную формулы следующих веществ гептан, бутен, пропин

Вариант 3

1.Сформулируйте и поясните основные положения теории химического строения

А.М. Бутлерова.

2.Напишите развёрнутую структурную формулу вещества по молекулярной формуле СН₅N

3. Составьте изомеры вещества состава С₈Н₁₈ и назовите их.

4. Составьте структурную формулу вещества 2-этил-3-пропилгептан.

5. Составьте молекулярную, структурную и электронную формулы следующих веществ гексан, пентен, гептин

Вариант 4

Какие признаки положены в основу классификации органических веществ?
Напишите развёрнутую структурную формулу вещества по молекулярной формуле СНCl₃
Составьте изомеры вещества состава С₄ Н₁₀ и назовите их.
Составьте структурную формулу вещества 2,3,4-триэтилоктан.
Составьте молекулярную, структурную и электронную формулы следующих веществ пентан, гептен, октин

Вариант 5

Охарактеризуйте способы разрыва ковалентной связи в органических соединениях.
Напишите развёрнутую структурную формулу вещества по молекулярной формуле СН₃Cl
Составьте изомеры вещества состава С₆Н₁₄ и назовите их.
Составьте структурную формулу вещества 2-этил-3-пропилнонан.
Составьте молекулярную, структурную и электронную формулы следующих веществ бутан, октен, пентин

Вариант 6

Какие типы реакций характерны для органических веществ? Охарактеризуйте их.
Напишите развёрнутую структурную формулу вещества по молекулярной формуле СН₂Cl₂
Составьте изомеры вещества состава С₅Н₁₂ и назовите их.
Составьте структурную формулу вещества 2,3,3,4-тетраэтилдекан.
Составьте молекулярную, структурную и электронную формулы следующих веществ пропан, гексен, бутин

Контрольные вопросы

1.Сформулируйте и поясните основные положения теории химического строения А.М.Бутлерова.

2.Какие вещества называют изомерами, гомологами?

3.Назовите способы разрыва ковалентной связи.

4. Перечислите типы реакций в органической химии.

5. Как дать название веществу по систематической номенклатуре?

Практическое занятие № 2

Тема: «Получение и свойства предельных углеводородов»

Цель занятия: получить практические навыки по составлению молекулярных, структурных и электронных формул предельных 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

Предельные

Алканы

Циклоалканы

1.Состав

Насыщенные

2.Общая формула

C_nH_2n+2

ан

C_nH_2n

цикло

3.Строение

Зигзагообразное

│ │ │

─ С─ С ─ С ─

│ │ │

Циклическое

4.Длина связи

0.154 нм

5.Тип гибридизации

SP³

6.Особенности связи

σ связь (прочная, возможно вращение атомов вокруг связи)

7.Изометрия

а) Положение углеродных атомов

а) Положение углеродных атомов б) Межклассовая

8.Химические свойства

Низкая химическая активность:

а) Горение + О₂ → СО₂↑ + Н₂О

б) Разложение C + Н₂↑

в)Замещение Cl₂ → CH₃Cl, + HCl

г)Дегидрирование С_nH_2n

9.Номеклатура

1 2 3

Н₃С ─ СН ─ СН₃

│

СН₃

2-метилпропан

2-этилциклобутан

10.Получение

1) Гидрирование непрерывных УВ

2) Реакция Вюрца (чётные)

1) Дегидрирование

2) Из дигалогено-замещённых алканов

Практическая часть

I. Выполнение карточки-задания.

1. Составьте молекулярную, структурную и электронную формулы углеводорода пентан.

2. Составьте возможные изомеры и назовите их.

3. Напишите реакции, характеризующие химические свойства.

4. Составьте возможные способы получения.

II. Выполнение зачётной карточки

Вариант 1

1. Дайте характеристику углеводороду гексан.

2. Осуществите следующие 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 углеводороду бутан.

2. Осуществите следующие превращения: C₃H₈ → C₃H₇Cl → C₃H₆Cl₂ → C₃H₆ → C₃H₇Cl

3. Сколько литров пентана необходимо сжечь, чтобы получить 10 литров СО₂ (н.у.).

Контрольные вопросы

Общая формула алканов, циклоалканов.
Назовите виды изомерии алканов, циклоалканов.
Перечислите химические свойства предельных углеводородов.
Назовите способы получения предельных углеводородов.

Практическое занятие № 3

Тема: « Получение и свойства непредельных углеводородов»

Цель занятия: получить практические навыки по составлению структурных формул непредельных углеводородов, знать и уметь писать химические свойства, способы получения и основные виды изомерии.

Оборудование: учебник, рабочая тетрадь и тетрадь для практических работ, карточка-задание.

Выполнение работы

Теоретическая часть

Непредельные
Алкены	Алкадиены	Алкины
Ненасыщенные
C_nH_2n ен	C_nH_2n─2 диен		C_nH_2n─2 ин
Плоское │ │ ─ С ═ С ─	Плоское │ │ │ │ ─ С ═ С ─ С ═ С ─		Линейное ─ С ≡ С ─
0.134 нм	0.134 нм		0.120 нм
SP²	SP²		SP
σ и 1 или 2 π связи (непрочная, способна разрываться, отсутствует вращение атомов вокруг связи)
а) Положение углеродных атомов б) Межклассовая в)Положение кратных связей
Высокая химическая активность: а) Горение + О₂ → СО₂↑ + Н₂О б) Присоединение (H₂, Гal, HГal, НОН) в)Полимеризация г)Качественная реакция (обесцвечивание раствора Вr₂ и KMnO₄)

Практическая часть

Выполнение карточки-задания.

1. Составьте молекулярную, структурную и электронную формулы углеводорода бутен-1

2. Написать возможные изомеры и назовите их.

3. Составить уравнения реакций характеризующие химические свойства.

4. Написать возможные способы получения их.

Выполнение зачётной карточки

Вариант 1

1. Дайте характеристику углеводороду пентен-2

2. Осуществите следующие превращения:

хлорбутан → бутен → дибромбутан → бутин →хлорбутен.

3. Задача. В результате присоединения йода к этилену получено 98,7 гр. йодопроизводного. Рассчитайте массу и количество этилена, взятого для реакции.

Вариант 2

1. Дайте характеристику углеводороду октен-2

2. Осуществите следующие превращения:

карбид кальция → этин → этен → хлорэтан → бутан.

3. Задача. При гидрировании этина получен этан массой 600 гр. Определите массу и количество ацетилена.

Контрольные вопросы

Общая формула алкенов, алкадиенов, алкинов.
Назовите виды изомерии непредельных углеводородов.
Перечислите химические свойства непредельных углеводородов.
Назовите способы получения непредельных углеводородов.

Практическое занятие № 4

Тема: « Получение и химические свойства бензола»

Цель занятия: получить практические навыки по составлению структурных формул ароматических углеводородов, знать и уметь писать химические свойства, способы получения и основные виды изомерии.

Оборудование: учебник, рабочая тетрадь и тетрадь для практических работ, карточка-задание.

Выполнение работы

Теоретическая часть

Ароматическими углеводородами или аренами называют вещества, в молекулах которых содержится одно или несколько бензольных колец.

Простейшим представителем класса аренов является бензол.

Строение молекулы бензола.

В 1865 г немецкий химик Ф. Кекуле предложил первую структурную формулу бензола, представляющую собой цикл из шести атомов углерода с чередующимися одинарными и двойными связями. Эту формулу широко использует химики и сейчас.

По современным представлениям все шесть атомов углерода в бензоле находятся в состоянии sp²-гибридизации. За счет трех гибридных sр²-орбиталвй каждый атом образует сигма-связи с двумя соседними углеродными атомами и с одним атомом водорода. Оставшиеся p-электроны образуют общее шестиэлектронное облако равномерно распределенное по бензольному кольцу. Все связи С-С будут равноценными.

Они являются полуторными или, как говорит, носят ароматический характер.

Физические свойства бензола.

Бензол - бесцветная жидкость, температура кипения t = 80º, легче воды, имеет характерный запах, хороший растворитель, ядовит.

Химические свойства бензола.

По химическим свойствам бензол как бы занимает промежуточное положение между предельными и непредельными углеводородами, гак как для него возможны реакции замещения и присоединения.

1. Реакции замещения:

а) галогенирование

б) нитрование

2. Реакции присоединения:

а) гидрирование

б) хлорирование

3. Горение.

Получение бензола.

1. Переработка каменноугольной смолы.

2. Дегидрирование циклогексана и гексана.

3. Тримеризация ацетилена.

Гомологи бензола

1. Номенклатура гомологов бензола.

Химические свойства толуола.

(взаимное влияние групп атомов в молекуле толуола)

1. Нитрование.

2. Окисление раствором перманганата калия.

Практическая часть

Выполните тестовое задание

Вариант 1

1. Какие данные соответствуют строению бензола и его гомологов.

а) шестичленный цикл углеводородных атомов, ароматические связи

б) SP³ – гибридизация, тетраэдрическая форма молекулы

в) SP² – гибридизация, плоская форма молекулы

г) открытая цепь углеродных атомов, SP² – гибридизация

2. Укажите, какие из приведённых веществ являются изомерами 1,3,5 – триметилбензола.

3. При помощи, каких реактивов можно распознать бензол и винилбензол.

а) раствором перманганата калия и бромной водой

б) нитрующей смесью и бромной водой

в) бромной водой и раствором нитрата серебра

г) раствором перманганата калия и известковой водой

4. Какие химические связи в молекуле бензола.

а) 6π – электронная система б) σ - связи

в) π – связи г) ароматическая связь

5. Для нитрования 0,2 моль толуола потребовалось 50 г 94,6% - ной азотной кислоты. Какова масса образующего продукта.

а) 45,4 г б) 22,7 г в) 90,8 г г) 15,13 г

Вариант 2

1. В каком состоянии находятся атомы углерода в бензоле.

а) SP³ – гибридизации б) SP² – гибридизации

в) SP – гибридизации г) в третьем валентном состоянии

2. Какая из общих формул соответствует веществам, формула которых С₆Н₆ , С₇Н₈.

а) С_nH_2n-2 (диеные) б) С_nH_2n+2 (алканы)

в) С_nH_2n-6 (арены) г) С_nH_n-2 (алкины)

3. Какие типы реакций характерны для химических свойств бензола, и по какой связи они осуществляются.

а) замещения, по σ - связи С ─ Н

б) присоединения по σ - связи С ─ Н

в) замещения, по ароматической 6π – связи

г) присоединения по 6π – электронной системе ароматической связи

4. Какие из групп веществ способны (при соответствующих условиях) присоединять водород.

а) бензол, гексен, ацетилен, метан

б) полиэтилен, метилбензол, пентан, бутадиен

в) толуол, этилен, изопрен, винилхлорид

г) диметилбензол, хлоропрен, этан, циклогексан

5. Какой объём бензола (плотность 0,8 г/см³) можно получить из 33,6 л ацетилена (н. у.).

а) 48,75 мл б) 58,25 мл в) 108,15 мл г) 75,78 мл

Вариант 3

1. Какая общая формула соответствует гомологическому ряду аренов.

а) С_nH_2n б) С_nH_2n-2 в) С_nH_2n-6 г) С_nH_n+2

2. При реакции тримеризации ацетилена (в полимеризации участвуют 3 моль вещества) получается …

а) ксилол б) толуол в) стирол г) бензол

3. Какие из веществ в результате одностадийного превращения могут образовывать бензол.

а) бутан б) гексан в) ацетилен г) этилен

4. Дайте название ароматическому углеводороду, имеющему следующее строение

а) триметилбензол б) триэтилбензол

в) 1,2,3 - триметилбензол г) 1,2,4 - триметилбензол

5. При полном сгорании 2 моль бензола получается … л углекислого газа.

а) 224 л б) 112 л в) 268,8 л г) 134,4 л

Вариант 4

1. Арены являются … углеводородами..

а) предельными б) непредельными в) ароматическими г) диеновыми

2. Сколько изомеров может иметь ароматический углеводород состава С₈Н₁₀ .

а) один б) два в) три г) четыре

3. Найдите правильное название галогенопроизводного гомолога бензола

а) хлористый бензол

б) хлортолуол

в) о - хлортолуол

г) м - хлортолуол

4. Определите, какие из перечисленных ниже веществ способны присоединять бром.

а) С₆Н₅ ─ СН ═ СН₂ б) СН₃ ─ СН₂ ─ СН₃

в)

г) СН ≡ СН

5. При нитровании бензола массой 117 г получено 180 г нитробензола. Сколько это составляет от теоретического выхода.

а) 9,76% б) 19,52% в) 48,78% г) 97,56%

Контрольные вопросы

1.Какие УВ называют ароматическими и почему?

2.Как образуется химическая связь в молекуле бензола?

3.Какой вид изомерии характерен для аренов?

4.Как получают арены?

5.Почему ароматические УВ отличаются по химическим свойствам от непредельных и предельных УВ?

6.Какое применение имеет бензол и другие ароматические углеводороды?

Практическое занятие № 5

Тема «Получение и свойства альдегидов»

Цель занятия: получить практические навыки по составлению структурных формул кислородсодержащих органических веществ, знать и уметь писать химические свойства, способы получения и основные виды изомерии.

Оборудование: учебник, рабочая тетрадь и тетрадь для практических работ, карточка-задание.

Выполнение работы

Теоретическая часть

Альдегиды

I О О

R – С – С ─ карбонильная

Н Н^– группа

НСОН – метан

СН₃СОН – этан аль

С₂Н₅СОН – пропан

С₃Н₇СОН – бутан

+δ _{• •}-δ σ

: О : О

R : С ^{• •} R – С π

^{•
•} Н Н

III Изомерия

положение углеродных атомов

4 3 2 1

СН₃ ─ СН₂ ─ СН ─ СОН

│

СН₃ 2 – метилбутаналь

+ H₂ → R – OH

R – СОH + Аg₂O → R – COOH

+ Cu(ОН)₂ → R – COOH

качественные реакции

V R ─ CH₂ ─ OH + O → R ─ COH + H₂О

VI НСОН – для различных синтезов, получения полимерных материалов, каучука, фармацевтических препаратов.

СН₃СОН – для получения уксусной кислоты, пластмасс, молочной кислоты и т. д.

Практическая часть

Вариант 1

Дайте характеристику веществу метаналь по следующему плану:

a) молекулярная и структурная формулы;

b) составить изомеры и назвать их;

c) химические свойства;

d) получение.

Осуществите следующие превращения: С₁₀Н₂₂→С₁₀Н₂₁Сl→С₁₀Н₂₁ОН→С₉Н₁₉СОН→С₉Н₁₉СООН→С₉Н₁₉СООNa
Задача. Рассчитайте массу бутановой кислоты, которая образуется при окислении бутанола массой 40,7 грамма.

Вариант 2

1. Дайте характеристику веществу пропаналь по следующему плану:

a) молекулярная и структурная формулы;

b) составить изомеры и назвать их;

c) химические свойства;

d) получение.

2. Осуществите следующие превращения: С₉Н₂₀→С₉Н₁₉Сl→С₉Н₁₉ОН→С₈Н₁₇СОН→С₈Н₁₇СООН→С₈Н₁₇СООNa

3. Задача. Рассчитайте массу пентановой кислоты, которая образуется при окислении пентана массой 20,7 грамма.

Вариант 3

1. Дайте характеристику веществу бутаналь по следующему плану:

a) молекулярная и структурная формулы;

b) составить изомеры и назвать их;

c) химические свойства;

d) получение.

2. Осуществите следующие превращения: С₈Н₁₈→С₈Н₁₇Сl→С₈Н₁₇ОН→С₇Н₁₅СОН→С₇Н₁₅СООН→С₇Н₁₅СООNa

3. Задача. Рассчитайте массу гексановой кислоты, которая образуется при окислении гексана массой 10,5 грамма.

Вариант 4

1. Дайте характеристику веществу гексаналь по следующему плану:

a) молекулярная и структурная формулы;

b) составить изомеры и назвать их;

c) химические свойства;

d) получение.

2. Осуществите следующие превращения: С₇Н₁₆→С₇Н₁₅Сl→С₇Н₁₅ОН→С₆Н₁₃СОН→С₆Н₁₃СООН→С₆Н₁₃СООNa

3. Задача. Рассчитайте массу октановой кислоты, которая образуется при окислении октана массой 23,6 грамма.

Вариант 5

1. Дайте характеристику веществу гептаналь по следующему плану:

a) молекулярная и структурная формулы;

b) составить изомеры и назвать их;

c) химические свойства;

d) получение.

2. Осуществите следующие превращения: С₆Н₁₄→С₆Н₁₃Сl→С₆Н₁₃ОН→С₅Н₁₁СОН→С₅Н₁₁СООН→С₅Н₁₁СООNa

3. Задача. Рассчитайте массу пентановой кислоты, которая образуется при окислении пентана массой 72,2 грамма.

Вариант 6

1. Дайте характеристику веществу октаналь по следующему плану:

a) молекулярная и структурная формулы;

b) составить изомеры и назвать их;

c) химические свойства;

d) получение.

2. Осуществите следующие превращения: С₅Н₁₂→С₅Н₁₁Сl→С₅Н₁₁ОН→С₄Н₉СОН→С₄Н₉СООН→С₄Н₉СООNa

3. Задача. Рассчитайте массу декановой кислоты, которая образуется при окислении декана массой 41,3 грамма.

Контрольные вопросы

Назовите функциональную группу альдегидов,.
Назовите виды изомерии альдегидо.
Общие физические свойства альдегидов.
Химические свойства альдегидов.
Как получают альдегиды ?
Где применяют альдегиды ?

Практическое занятие № 6

Тема «Получение и свойства карбоновых кислот»

Оборудование: учебник, рабочая тетрадь и тетрадь для практических работ, карточка-задание.

Выполнение работы

Теоретическая часть

Предельные одноосновные карбоновые кислоты

I О О

R – С – С ─ карбоксильная группа

ОН ОН

НСООН – метан

СН₃СООН – этан овая С₁₅Н₃₁СООН – пальмитиновая кислота

С₂Н₅СООН – пропан кислота С₁₇Н₃₅СООН – стеариновая кислота

С₃Н₇СООН - бутан

σ О^-^δ О . . . ОН

R – C π R – С водородная связь С – R

OH₊_δ ОН . . . О

III Изомерия

положение углеродных атомов

4 3 2 1 О

СН₃ ─ СН ─ СН₂ ─ С

│ ОН

СН₃ 3 – метилбутановая кислота

IV + Mе → RCOOMe + H₂

+ Me₂O → RCOOMe + H₂O

RСОOH + MeOH → RCOOMe + H₂O

+ Na₂CO₃ → RCOONa + CO₂ + H₂O

+ R – OH → RCOO – R + H₂O

+ Гal → RClCOOH + HCl

RCOO^- + H⁺

1) RCOH + O → RCOOH

2) R ─ CH₂ ─ OH + 2O → RCOOH + H₂О

VI пищевая пром-сть растворители

парфюмерия искусственный

шёлк

красители СН₃СООН медицина

Практическая часть

Вариант 1

Дайте характеристику веществу метановая кислота по следующему плану:

e) молекулярная и структурная формулы;

f) составить изомеры и назвать их;

g) химические свойства;

h) получение.

Осуществите следующие превращения: С₁₀Н₂₂→С₁₀Н₂₁Сl→С₁₀Н₂₁ОН→С₉Н₁₉СОН→С₉Н₁₉СООН→С₉Н₁₉СООNa
Задача. Рассчитайте массу бутановой кислоты, которая образуется при окислении бутанола массой 40,7 грамма.

Вариант 2

4. Дайте характеристику веществу пропановая кислота по следующему плану:

e) молекулярная и структурная формулы;

f) составить изомеры и назвать их;

g) химические свойства;

h) получение.

5. Осуществите следующие превращения: С₉Н₂₀→С₉Н₁₉Сl→С₉Н₁₉ОН→С₈Н₁₇СОН→С₈Н₁₇СООН→С₈Н₁₇СООNa

6. Задача. Рассчитайте массу пентановой кислоты, которая образуется при окислении пентана массой 20,7 грамма.

Вариант 3

4. Дайте характеристику веществу бутановая кислота по следующему плану:

e) молекулярная и структурная формулы;

f) составить изомеры и назвать их;

g) химические свойства;

h) получение.

5. Осуществите следующие превращения: С₈Н₁₈→С₈Н₁₇Сl→С₈Н₁₇ОН→С₇Н₁₅СОН→С₇Н₁₅СООН→С₇Н₁₅СООNa

6. Задача. Рассчитайте массу гексановой кислоты, которая образуется при окислении гексана массой 10,5 грамма.

Вариант 4

4. Дайте характеристику веществу гексановая кислота по следующему плану:

e) молекулярная и структурная формулы;

f) составить изомеры и назвать их;

g) химические свойства;

h) получение.

5. Осуществите следующие превращения: С₇Н₁₆→С₇Н₁₅Сl→С₇Н₁₅ОН→С₆Н₁₃СОН→С₆Н₁₃СООН→С₆Н₁₃СООNa

6. Задача. Рассчитайте массу октановой кислоты, которая образуется при окислении октана массой 23,6 грамма.

Вариант 5

4. Дайте характеристику веществу гептановая кислота по следующему плану:

e) молекулярная и структурная формулы;

f) составить изомеры и назвать их;

g) химические свойства;

h) получение.

5. Осуществите следующие превращения: С₆Н₁₄→С₆Н₁₃Сl→С₆Н₁₃ОН→С₅Н₁₁СОН→С₅Н₁₁СООН→С₅Н₁₁СООNa

6. Задача. Рассчитайте массу пентановой кислоты, которая образуется при окислении пентана массой 72,2 грамма.

Вариант 6

4. Дайте характеристику веществу октановая кислота по следующему плану:

e) молекулярная и структурная формулы;

f) составить изомеры и назвать их;

g) химические свойства;

h) получение.

5. Осуществите следующие превращения: С₅Н₁₂→С₅Н₁₁Сl→С₅Н₁₁ОН→С₄Н₉СОН→С₄Н₉СООН→С₄Н₉СООNa

6. Задача. Рассчитайте массу декановой кислоты, которая образуется при окислении декана массой 41,3 грамма.

Контрольные вопросы

1.Назовите функциональную группу карбоновых кислот.

2.Назовите виды изомерии карбоновых кислот.

3.Общие физические свойства карбоновых кислот.

4.Химические свойства карбоновых кислот.

5.Как получают карбоновые кислоты?

6.Где применяют карбоновые кислоты?

Практическое занятие № 7

Тема «Решение экспериментальных задач на идентификацию органических соединений»

Цель занятия: распознавание органических веществ с помощью качественных реакций.

Оборудование: учебник, рабочая тетрадь и тетрадь для практических работ, карточка-задание.

Выполнение работы

Практическая часть

Выполните следующие задания

1. В двух пробирках без этикеток содержатся следующие пары веществ:

а) растворы этилового спирта и муравьиной кислоты;

б) растворы этилового спирта и уксусной кислоты;

в) растворы формальдегида и глицерина;

г) растворы глюкозы и глицерина;

д) растворы формальдегида и белка;

е) крахмальный клейстер и глицерин;

ж)растворы глюкозы и этанола;

з) растворы сахарозы и глюкозы

Предложите способ экспериментального определения содержимого каждой пробирки.

2. С помощью одного и того же реактива докажите, что глюкоза является веществом с двойственной функцией.

3. Вам выданы пробирки с растворами. В одной из них содержится раствор глицерина, в другой – раствор формальдегида, в третьей – раствор глюкозы. С помощью одних и тех же реактивов определите, в какой из пробирок находится каждое вещество.

4. Докажите опытным путём, что картофель, белый хлеб, пшеничная мука содержат крахмал.

Контрольные вопросы

1. Какие реакции являются качественными?

2. Приведите примеры.

Практическое занятие №8

Тема «Расчеты по химическим формулам и уравнениям»

Цель занятия: получить практические навыки проведения расчётов по химическим формулам и уравнениям

Оборудование: рабочая тетрадь, тетрадь для практических работ, зачётная карточка, калькулятор, периодическая система, таблица растворимости.

Выполнение работы

Теоретическая часть

Первое учение о строении вещества – это атомно-молекулярное учение.

Это учение развивалось в течение многих столетий на основе большого опытного материала количественных представлений главным образом физики и химии.

Особое значение в развитии атомно-молекулярного учения имеют работы русского учёного М. В. Ломоносова, который в ХVIII веке высказал правильные предположения о строении вещества и поэтому считается основоположником атомно-молекулярного учения. Сущность этого учения заключается в следующем:

1. вещества состоят из молекул, физически неделимых частиц;

2. молекулы находятся в непрерывном движении;

3. молекулы состоят из атомов, химически неделимых частиц, которые также находятся в непрерывном движении;

4. атомы имеют определённую массу и размер;

5. молекулы простых веществ состоят из одинаковых атомов.

На первом международном съезде химиков в 1860 году были приняты определения пнятий атома и молекулы и основные положения атомно-молекулярного учения.

Молекулой называется мельчайшая частица вещества, обладающая определённой массой и всеми химическими свойствами этого вещества.

В химических реакциях молекулы делятся на составляющие их атомы. Атом же не может быть химическим путём разложен на более мелкие частицы. Поэтому атомы можно рассматривать как предел химического деления.

Мельчайшие химически неделимые частицы, из которых состоят молекулы, называются атомами.

Массы атомов и молекул очень малы. Например масса одного из наиболее тяжёлых атомов урана составляет 39,54•10^{-23 г,
а самого лёгкого атома водорода 1,67•10-24}.

Понятно, что при химических расчётах пользоваться такими малыми числами очень трудно, поэтому для определения массы атомов пользуются относительными массами. За единицу атомной массы в химии и физике с 1861 года принята атомная единица массы (а. е. м.), которая равна 1/12 массы атома изотопа углерода ¹²С и обозначается m_a. Ее следует отличать от безразмерной величины относительной атомной массы A_r . Например, относительная атомная масса элемента серы A_r(S)═32, а масса атома серы m_a(S)═32•1 а. е. м., т. е. равна произведению относительной атомной массы элемента на 1 атомную единицу массы.

Отношение массы молекулы к 1/12 массы атома углерода называется относительной молекулярной массой вещества М_r. Она равна сумме относительных атомных масс с учётом числа атомов каждого элемента. Например М_r (H₂SO₄) слагается из

2 A_r(H) ═ 2•1 ═ 2

1 A_r(S) ═ 1•32 ═ 32

4 A_r(O) ═ 4•16 ═ 64

М_r (H₂SO₄) ═ 98

Соответственно находят и массу молекулы:

m_m(H₂SO₄) ═ 2•1а.е. м. + 32а.е.м. + 4•16а.е.м. ═ 98а.е.м.

Для практического решения вопросов о количественном участии веществ в химических реакциях используют молярную массу вещества М.

Практическая часть

Решение задач

Задача 1

Какое количество вещества оксида меди (II) содержится в 120 г его массы?

Решение.

Задача 2

Вычислите массовую долю (в %) меди в оксиде меди (II).

Задача 3

Элементарный состав вещества следующий: массовая доля железа 72,41%, массовая доля кислорода 27,59%. Выведите химическую формулу.

Задача 4

При сгорании 2,3г вещества образуется 4,4г оксида углерода (VI) и 2,7г воды. Плотность паров этого вещества по воздуху равна 1,59. Определите молекулярную формулу данного вещества.

Задача 5

Какой объём кислорода и воздуха потребуется, чтобы сжечь 224л оксида углерода (II), если содержание в нём негорючих примесей составляет 25% ?

Задача 6

Какая масса гидроксида натрия образуется при взаимодействии 2,3г натрия с водой?

Задача 7

Из 140 г негашёной извести получили 182г гашёной извести. Сколько процентов это составляет от теоретически возможного?

Задача 8

Вычислите массу сульфата бария, выпадающего в осадок при сливании растворов, один из которых содержит 522г нитрата бария, а второй – 500г сульфата калия.

Выполнение зачётной карточки

Вариант №1

Задача 1. Сколько молей сульфида железа (II) составляет 8,8 гр. его.

Задача 2. Массовая доля хлора в хлориде фосфора составляет 77,5%. Определите простейшую формулу.

Задача 3. Сколько граммов кремния образуется при восстановлении магнием 50 гр. оксида кремния (IV), содержащего 2% примесей.

Вариант №2

Задача 1. Сколько молей сульфата натрия составляет 20,5 гр. его.

Задача 2. Какую массу фосфора надо сжечь для получения оксида фосфора (V) массой 7,1 гр.

Задача 3. К раствору, содержащему хлорид кальция массой 4,5 гр. прилили раствор, содержащий фосфат натрия массой 4,1 гр. Определите массу полученного осадка, если выход продукта составляет 88%.

Вариант№3

Задача 1. Какое количество вещества содержится в оксиде серы (VI) массой 12 гр.

Задача 2. В состав химического соединения входят натрий, фосфор и кислород. Массовые доли элементов составляют (%):Na – 34,6%, Р – 23,3%, О – 42,1%. Определите простейшую формулу.

Задача 3. Какой объём аммиака (н. у.) должен прореагировать с избытком хлороводорода для получения хлорида аммония массой 10,7 гр.

Вариант№4

Задача 1. Какое количество вещества алюминия содержится в образце этого металла массой 10,8 гр.

Задача 2. Образец соединения фосфора и брома массой 81,3 гр. содержит фосфор массой 9,3 гр. Определите простейшую формулу этого соединения.

Задача 3. К раствору, содержащему нитрат серебра массой 25,5 г, прилили раствор, содержащий сульфид натрия массой 7,8 г. Какая масса осадка образуется при этом?

Вариант№5

Задача 1. Сколько молей содержится в 30 г серной кислоты?

Задача 2. Какую массу алюминия и оксида железа (III) надо взять для получения железа массой 140 г.

Задача 3. При пропускании сероводорода объёмом 2,8 л (н. у.) через избыток раствора сульфата меди (II), образовался осадок массой 11.4 г. Определите выход продукта реакции.

Вариант№6

Задача 1. Сколько граммов заключается в 0,5 моль хлорида натрия?

Задача 2. Какие массы металлического натрия и брома потребуются для получения бромида натрия NaBr массой 5,15 г?

Задача 3. Оксид углерода (IV), полученный при сжигании угля массой 50 г, пропустили через раствор гидроксида бария. Какая масса осадка образовалась, если массовая доля углерода в угле составляет 96%.

Вариант№7

Задача 1. Какое количество вещества алюминия содержится в образце этого металла массой 10,8г?

Задача 2. Образец соединения фосфора и брома массой 81,3г содержит фосфор массой 9,3г. Определите простейшую формулу этого соединения.

Задача 3. В избытке соляной кислоты растворили магний массой 6г и цинк массой 6,5г. Какой объём водорода (н.у.) выделится при этом?

Вариант№8

Задача 1. Сколько молей сульфата натрия составляет 20,5 г Na₂SO₄?

Задача 2. Какую массу фосфора надо сжечь для получения оксида фосфора (V) массой 7,1 г?

Задача 3. К раствору , содержащему хлорид калия массой 4,5 г, прилили раствор содержащий фосфат натрия массой 4,1 г. Определите массу полученного осадка, если выход продукта составляет 88%.

Вариант№9

Задача 1. Определите массу карбоната натрия количеством вещества 0,25моль.

Задача 2. Массовые доли серы и кислорода в оксиде серы равны соответственно 40 и 60 процентов. Определите простейшую формулу этого оксида.

Задача 3. Какой объём водорода выделяется ( при н.у.), если растворить алюминий, массой 10,8г, в избытке соляной кислоты?

Вариант№10

Задача 1. Рассчитайте молекулярную массу сульфата натрия.

Задача 2. Определите простейшую формулу соединения алюминия с углеродом, если известно, что массовая доля алюминия в нём составляет 75%.

Задача 3. Какой объём оксида серы (IV) надо взять для реакции окисления кислородом, чтобы получить оксид серы (VI) массой 20г, если выход продукта равен 80% (н.у.).

Вариант№11

Задача 1. Сколько граммов заключается в 0,25 моль воды?

Задача 2. Некоторая кислота содержит 2,2% водорода, 55,7% йода, 42,1% кислорода. Определите простейшую формулу этой кислоты.

Задача 3. Сколько граммов сульфата бария образуется при взаимодействии 20г серной кислоты и 5г хлорида бария?

Контрольные вопросы

Сформулируйте основные законы химии.
Что называется оксидами, перечислите их химические свойства.
Какие вещества называются гидроксидами, перечислите их химические свойства.
Назовите формулы кислот и перечислите их химические свойства.

Практическое занятие № 9

Тема «Составление электронных формул атомов и молекул»

Цель занятия: получить практические навыки по написанию электронных формул атомов и молекул.

Выполнение работы

Теоретическая часть

Периодический закон был оформлен Д. И Менделеевым в виде периодической системы элементов, где по горизонтальной оси расположены периоды, по вертикали – группы.

Период - это горизонтальный ряд элементов, в котором свойства изменяются от типичного металла до типичного неметалла и заканчиваются «инертным» газом (за исключением VII периода).

Всего периодов семь: I, II, III - называются малыми, а IV, V, VI, и VII – большими. Первый содержит два элемента; второй и третий – по 8; четвёртый и пятый – по 18; шестой – 32; седьмой период незаконченный.

Для компактности и удобства пользования периодической системой 14 элементов из VI периода, сходные по своим химическим свойствам с лантаном, вынесены в отдельный ряд под названием лантаноиды.

По типу лантаноидов вынесены в отдельный ряд элементы, идущие за актинием, актиноиды, правда разные по своим химическим свойствам(если для лантаноидов характерна валентность 3, то у актиноидов она различна, только после Cm у всех 3).

Группа – вертикальный ряд элементов, в которую сверху вниз усиливаются металлические свойства.

В современной периодической системе всего групп восемь. Каждая из них делится главную и побочную подгруппы.

В главные подгруппы входят два элемента малых периодов и все под ними на главную и побочную подгруппы. Так например, VII группе главной подгруппы F₂ и Cl - газы, Br₂ - жидкость, I₂ - твёрдое кристаллическое вещество с металлическим блеском.

Побочные подгруппы составляют только элементы больших периодов, все они являются металлами и объединяются по сходным признакам.

В середине ХIХ в. большинство учёных признавали реальное существование атома, но не предполагали о его сложности.

Для характеристики орбиты Бор ввёл квантовое число, впоследствии получившего название главного (n). Число орбит элемента определяется номером периода. Так период семь, различают1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 уровней энергии, которые называются также квантовыми слоями и обозначаются соответственно K, L, M, N, O, P, Q. Общее число электронов в квантовом слое (энергетическом уровне) соответствует формуле N ═ 2n², где n – номер слоя.

У элементов главных подгрупп число электронов на последнем квантовом слое равно номеру группы.

У элементов побочных подгрупп число электронов на последнем слое равно 2 (исключение Cu, Ag, Au, Nb, Mo, Cr, Ru, Rh, Rt - 1 электронов, у Pd – 0).

Электрон может находится в любой точке пространства вокруг ядра. Электронное облако (орбиталь) имеет разную геометрическую форму:

1s 2p 3d

Для атомных орбиталей приняты следующие обозначения: s, p, d, f. s – орбиталь имеет форму шара; p – орбиталь форму гантели или объёмной восьмерки; более сложную форму имеют f – орбитали.

Атомы различных элементов характеризуются определённым зарядом ядра и равным ему числом электронов, которые находятся на определённых энергетических уровнях. Энергетические уровни характеризуются главным квантовым числом n, которое показывает на удалённость электрического слоя от ядра, и запас энергии электронов в этом слое: чем больше значение n, тем больше электронное облако и энергия электрона.

Энергетические уровни состоят из определённого числа подуровней: первый уровень – из одного подуровня, второй – из двух, третий – из трёх и т. д. Подуровень характеризует побочное (или орбитальное) квантовое число L. Оно определяет форму электронного облака и показывает запас энергии электрона в подуровне. Подуровни имеют буквенное и числовое обозначение:

s p d f

0 1 2 3

В одном подуровне может содержаться несколько электронных облаков (орбиталей) одной и то же формы, но различно расположенных в пространстве. Каждое положение в пространстве электронного облака условно обозначается ячейкой □. Число ячеек определяется магнитным квантовым числом mL:

подуровень s состоит 1s орбитали и 2 электронов (s²)

подуровень p состоит 3p орбиталей и 6 электронов (р⁶)

подуровень d состоит 5d орбиталей и 10 электронов (d¹⁰)

подуровень f состоит 7f орбиталей и 6 электронов (f¹⁴)

Число электронов на орбитали определяется четвёртым квантовым числом – спиновым (обозначается s). Оно показывает собственное вращение электрона. На орбитале (в квантовой ячейке) может находится не более двух электронов.

Распределение электронов в атомах по энергетическим уровням, подуровням и орбиталям изображается в виде электронных и электронно-графических формул и определяется тремя основными положениями:

принципом Паули, который устанавливает, что в атоме не может быть двух электронов с одинаковым значением всех четырёх квантовых чисел;

принципом наименьшей энергии. Последовательность заполнения электронами уровней и подуровней должна отвечать наибольшей связи электрона с ядром, т. е. электрон должен обладать наименьшей энергией;

правилом Хунда, согласно которому определяется порядок заполнения орбиталей. Орбитали в пределах энергетического подуровня сначала заполняются все по одному электрону, затем их занимают вторые электроны.

На примере марганца покажем написание электронной

₂₅Mn 1s²2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁵ 4s²

И электронно-графической формул

↑↓

n -1 p

↑

↑↓

n -2 d

↑↓

₂₅Mn n -3 f

n -4

Атомы, имеющие одинаковый заряд ядра, но разные массовые числа, называются изотопами.

В периодической системе элементов Д. И. Менделеева атомная масса элемента указывается как средняя величина массовых чисел всех изотопов, взятых в процентном отношении, отвечающим их распространённости в природе.

Атомы различных изотопов одного и того же химического элемента наряду с разными ядерными свойствами имеют одинаковое строение электронной оболочки, поэтому химические и физические свойства изотопов почти одинаковы. Изотопы занимают одно и тоже место в периодической системе.

По строению атома все элементы можно разделить на две группы: с завершенным последним квантовым слоем - инертные газы и с незавершенным — все остальные.

Элементы с завершенным слоем при обычных условиях химически инертны, все остальные — активны. Каждый атом стремится быть похожим на инертные газы, т.е. иметь завершенный внешний слой (октет), и на пути к этому происходит процесс потери или получения электронов (теория В.Косселя, 1916)

Поведение атомов в химических процессах зависит от того, насколько прочно их электроны удерживаются на своих орбиталях. Энергию, которую необходимо затратить для отрыва электрона от атома, находящегося в нормальном состоянии, называется энергией ионизации.

Для многоэлектронных атомов существует несколько энергий ионизации, соответствующих отрыву первого, второго и т.д. электронов.

Наиболее легко отдают электроны атомы элементов у которых на наружной орбите 1, 2, 3 электрона, после чего остается восьмиэлектронная электронная оболочка (октет).

В периодах, как правило, ионизационный потенциал увеличивается слева направо. Объясняется это тем, что в пределах одной группы увеличивается заряд ядра, а радиус атомов меняется незначительно. Заряженные отрицательно частицы образуются и при присоединении электрона к нейтральному атому. Энергия присоединения электрона к атому называется сродством к электрону.

Максимальным сродством к электрону обладают атомы галогенов С1 - 3,81, Вг - 3,56, I - 3_Г29 и S - 2,33.

В пределах рядов слева направо сродство к электрону увеличивается, а в подгруппах сверху вниз, как правило, уменьшается.

Наиболее легко присоединяют электроны те атомы, которые достраивают наружную орбиту до восьмиэлектронной, т.е. элементы, имеющие на внешнем слое 7, 6, 5, 4 электронов.

Присоединение одного электрона к атомам кислорода, серы, азота и т.д. сопровождается выделением энергии. Присоединение же других электронов происходит с затратой энергии вследствие того, что образовавшийся отрицательный ион отталкивает присоединяемые электроны.

Сумма энергии ионизации и сродства к электрону называется электропроницательностью. Это понятие можно использовать при определении типа химической связи и степени окисления атомов элементов в соединении, В настоящее время получила распространение таблица электроотрицательностей, предложенная Л. Полингом:

Относительная электроотрицательность элементов

н 2,1
Li 1,0	Be 1,5	В 2,0	С 2,5	N 3,0	О 3_f5	F 4,0
Na 0,9	Mg 1,2	Al 1,5	Si 1,8	P 2,1	S 2_t5	Cl 3_r0
К 0,8	Са 1,0	Ga 1,6	Ge 1,8	As 2,0	Se 2,4	Br 2,8
Rb 0,8	Sr 1,0	In 1,5	Sn 1,5	Sb 1,9	Tl 2,1	I 2,15

Используя приведенную выше таблицу относительной электроотрицательности элементов, можно судить не только о смещении электронов при взаимодействии атомов элементов в сторону более электроотрицательного атома, но и делать выводы о типе химической связи (ковалентная или ионная), о полярности связи. Если разность (Δ) между электроотрицательностями элементов, образующих химическую связь больше 1,9, то связь ионная, если меньше — ковалентная. Например, в соединениях

К - С1 Δ ЭО = 3,0 - 0,9 = 2,1 > 1,9 — связь ионная

Be - Cl Δ ЭО = 3,0 - 1,5 = 1,5 < 1,9 — связь ковалентная полярная

С1 - С1 Δ ЭО = 3,0 - 3,0 = 0 — связь ковалентная неполярная

Рассмотрим с изложенных позиций образование молекулы фторида натрия:

О 0 +1 -1

uNa + 9F → NaF

атом атом молекула

))) ))

2 8 1 2 7

Последний электрон в атоме натрия (на М-слое) связан не очень сильно С другой стороны, атом фтора имеет на L-слое семь электронов и до завершения внешнего слоя к нему можно добавить еще один электрон. Действительно, если атом натрия и атом фтора близко подходят друг к другу, последний электрон натрия может перейти к атому фтора, в результате чего образуется молекула фторида натрия, состоящая из положительного иона натрия и отрицательного иона фтора, испытывающих притяжение друг к другу.

Превращение атома в положительно заряженный ион приводит к уменьшению его размеров, отрицательно заряженные ионы увеличиваются в размерах по сравнению с атомом, так как ослабляются связи электронов с ядром, в силу отталкивания последним .избыточного отрицательного заряда. Химическая связь между ионами называется ионной.

Ионы — это заряженные частицы, в которые превращаются атомы в результате отдачи или присоединения электронов.

Эта связь характерна между атомами металлов и неметаллов, при этом электроны перемещаются из внешнего слоя металлов во внешний слой неметаллов.

Химическая связь между атомами образуется в результате того, что их валентные электроны образуют пары (дублеты), общие для обоих атомов. Электроны подобных пар движутся в поле ядер обоих атомов по так называемым молекулярным орбитам.

Электроны образуют пары при условии, если они имеют противоположные спины. Спаривание электронов с противоположными спинами связано с тем, что в пространство, занимаемое "облаком" одного электрона, проникает ”облако“| другого электрона. В результате такого перекрывания в пространстве между ядрами соединяющихся атомов возникает область повышенной электронной плотности, а это приводит сближению ядер и установлению связи между атомами:

1₈ 1₈ 2_р 2_р 1₈ 3_р

Следовательно, при образовании молекулы электроны, принадлежащие двум разным ядрам, обобществляются, образуя единое электронное облако. Такая двухэлектронная связь, принадлежащая одновременно двум ядрам, называется ковалентной связью и условно обозначается черточкой, например: F — F, О-О и т.п.

При образовании молекулы из одинаковых атомов плотность электронного облака оказывается симметрична относительно ядер обоих атомов. Такая ковалентная связь называется неполярной или гомеополярной_.

_{• • •
+ • • _}

Н+•Сl:→ Н (:)Сl:

^{• •} ^{• •}

Если же молекула образована различными атомами, то молекулярное электронное облако смещается в сторону наиболее электроотрицательного атома. Такая ковалентная связь называется полярной или гетерополярной. Например, в молекуле хлорводорода общая электронная пара смещена в сторону атома хлора:

В результате у атома хлора возникает некоторый избыточный отрицательный заряд, который называется эффективным, а у атома водорода - равный по величине, но противоположный по знаку, эффективный положительный заряд.

Практическая часть

Вариант 1

1. Составьте схему электронного строения, электронную и графическую формулы атомов элементов №6, 28, 33

2. Определите тип химической связи и рассмотрите схему её образования в веществе, имеющем формулу F₂, KCl

Вариант 2

1. Составьте схему электронного строения, электронную и графическую формулы элемента №15, 27, 4

2. Определите тип химической связи и рассмотрите схему её образования в веществе, имеющем формулу H₂, ZnS

Вариант 3

1. Составьте схему электронного строения, электронную и графическую формулы элемента №12, 26, 30

2. Определите тип химической связи и рассмотрите схему её образования в веществе, имеющем формулу CuO, SiO

Вариант 4

1. Составьте схему электронного строения, электронную и графическую формулы элемента №9, 19, 29

2. Определите тип химической связи и рассмотрите схему её образования в веществе, имеющем формулу Na₂O, N₂O

Вариант 5

1. Составьте схему электронного строения, электронную и графическую формулы элемента №16, 32, 25

2. Определите тип химической связи и рассмотрите схему её образования в веществе, имеющем формулу CO₂, CaS

Вариант 6

1. Составьте схему электронного строения, электронную и графическую формулы элемента №21

2. Определите тип химической связи и рассмотрите схему её образования в веществе, имеющем формулу NO₂, MgO

Вариант 7

1. Составьте схему электронного строения, электронную и графическую формулы элемента №23, 10, 20

2. Определите тип химической связи и рассмотрите схему её образования в веществе, имеющем формулу CO, CaCl₂

Вариант 8

1. Составьте схему электронного строения, электронную и графическую формулы элемента №27, 13, 24

2. Определите тип химической связи и рассмотрите схему её образования в веществе, имеющем формулу NO, Na₂S

Вариант 9

1. Составьте схему электронного строения, электронную и графическую формулы элемента №31, 22, 7

2. Определите тип химической связи и рассмотрите схему её образования в веществе, имеющем формулу BaO, SO₂

Вариант 10

1. Составьте схему электронного строения, электронную и графическую формулы элемента №34, 11, 5

2. Определите тип химической связи и рассмотрите схему её образования в веществе, имеющем формулу AlCl₃, SO

Контрольные вопросы

Сформулируйте периодический закон.
За что отвечает номер периода в строении атома?
Чему соответствует номер группы в строении атома?
За что отвечает в строении атома порядковый номер?
Сформулируйтн принцип Паули.
Сформулируйте правило Хунда.
Между какими частицами возникает ковалентная связь и за счёт чего она образуется?
За счёт чего образуется ионная связь и между какими частицами она возникает?

Практическое занятие № 10

Тема: «Решение задач на способы выражения концентрации растворов»

Цель занятия: овладеть практическими навыками по проведению расчётов на способы выражения концентрации растворов.

Оборудование: рабочая тетрадь, тетрадь для практических работ, зачётная карточка, периодическая система, таблица растворимости.

Выполнение работы

Теоретическая часть

С введением в химию понятий молярная масса вещества, количество вещества (моль), молярный объем появилась возможность количественно выражать концентрацию растворов.

Концентрация растворов может быть выражена несколькими способами: массовая доля растворенного вещества (или процентная концентрация), молярная концентрация (или молярность), нормальная концентрация (или нормальность) и др.

Массовая доля растворенного вещества ω - это отношение массы растворенного вещества к общей массе раствора, т.е.

где ω - массовая доля растворенного вещества; m - масса растворенного вещества; m₁ - общая масса раствора. Массовую долю растворенного вещества обычно выражают в долях единицы (или в процентах):

Так, массовая доля растворенного вещества КОН в воде равна 0,4 (или 40%). Это означает, что в растворе КОН на каждые 100 единиц массы раствора приходится 40 единиц массы КОН.

Практическая часть

Вариант 1

Задача 1. Приготовить 200 г 10% раствора соляной кислоты.

Задача 2. Приготовить 200 мл 0,2н раствора NaHCO₃.

Задача 3. Приготовить 500 мл 0,5 М раствора CuSO₄*5H₂O.

Вариант 2

Задача 1. Приготовить 500 г 2% раствора сульфата натрия.

Задача 2. Приготовить 500 мл 0,2н раствора Na₂SO₄.

Задача 3. Приготовить 200 мл 0,1 М раствора BaCl₂*2H₂O.

Вариант 3

Задача 1. Приготовить 300 г 10% раствора соляной кислоты.

Задача 2. Приготовить 500 мл 0,3 М раствора Na₂SO₄*10H₂O.

Задача 3. Приготовить 300 мл 0,3 н раствора азотной кислоты (плотность 1,020 г/мл).

Вариант 4

Задача 1. Приготовить 200 г 1,5% раствора KCl.

Задача 2. Приготовить 200 мл 0,2М раствора K₂SO₄.

Задача 3. Приготовить 1,5 л 0,3 н раствора азотной кислоты (плотность 1,413 г/мл).

Вариант 5

Задача 1. Приготовить 500 г 5% раствора CuCl_.

Задача 2. Приготовить 200 мл 0,1н раствора серной кислоты (плотность 1,219 г/мл).

Задача 3. Приготовить 500 мл 0,2 М раствора CuSO₄*5H₂O.

Вариант 6

Задача 1. Приготовить 600 г 2% раствора MgCl₂.

Задача 2. Приготовить 200 мл 0,2н раствора NaHCO₃.

Задача 3. Приготовить 500 мл 0,5 М раствора Na₂SO4*10H₂O.

Вариант 7

Задача 1. Приготовить 300 г 2,5% раствора MgCl₂.

Задача 2. Приготовить 3 л 0,3 н раствора Mg(NO₃)₂.

Задача 3. Приготовить 300 мл 0,3 М раствора MgCl₂.

Вариант 8

Задача 1. Приготовить 300 г 0,2% раствора нитрата меди.

Задача 2. Приготовить 3 л 0,2н раствора K₂SO₄.

Задача 3. Приготовить 500 мл 0,5 М раствора Ba(NO₃)₂.

Вариант 9

Задача 1. Приготовить 250 г 5% раствора соляной кислоты.

Задача 2. Приготовить 2 л 0,1 н раствора Al₂(SO₄)₃.

Задача 3. Приготовить 250 мл 0,2 М раствора AlCl₃.

Вариант 10

Задача 1. Приготовить 300 г 0,5% раствора сульфата магния.

Задача 2. Приготовить 200 мл 0,2н раствора NaHCO₃.

Задача 3. Приготовить 0,5 л 0,5 М раствора CuSO₄*5H₂O.

Вариант 1

Задача 1. В 250 мл раствора содержится 3,48г Н₃РО_4.На титрование 20,00мл раствора израсходовано 15,00мл раствора КОН. Определить нормальность раствора гидроксида калия.

Задача 2. Титр раствора КСl равен 0,00056г/мл. Определить нормальность и молярность раствора.

Задача 3. В 100мл раствора азотной кислоты содержится 5,44г вещества. Определить нормальность, молярность и титр раствора.

Вариант 2

Задача 1. Титр раствора BaCl₂ равен 0,00026г/мл. Определить нормальность и молярность раствора.

Задача 2. В 250 мл раствора гидроксида калия содержится 4,44 г вещества. Определить нормальность, молярность и титр раствора.

Задача 3. Сколько граммов вещества содержится в 200 мл 0,15 н раствора CuSO₄*5H₂O.

Вариант 3

Задача 1. Вычислите нормальность и титр раствора гидроксида натрия плотностью 1,021 г/мл 2%.

Задача 2. Сколько граммов вещества содержится в 250 мл 0,25 н раствора Na₂CO₃.

Задача 3. В 250 мл раствора содержится 2,44 г азотной кислоты. На титрование 15,00 мл раствора израсходовано 25,00 мл раствора гидроксида кальция. Определить нормальность раствора дроксида кальция.

Вариант 4

Задача 1. Вычислите нормальность и титр раствора NH₄OH плотностью 0,990 г/мл 2%.

Задача 2. Титр раствора хлорида меди равен 0,0021 г/мл. Определить нормальность и молярность раствора.

Задача 3. В 150мл раствора гидроксида калия содержится 2,43 г вещества. Определить нормальность и молярность раствора.

Вариант 5

Задача 1. Вычислите нормальность и титр раствора гидроксида калия плотностью 1,033 г/мл 4%.

Задача 2. Смешали 90г воды и 10г соли. Определить процентную концентрацию полученного раствора.

Задача 3. В 100 мл раствора содержится 1,46 г вещества Н ₂С₂О₄-*2Н₂О. На титрование 10,00 мл раствора израсходовано 25,00мл раствора гидроксида натрия. Определить нормальность раствора гидроксида натрия.

Вариант 6

Задача 1.Определить нормальность и титр раствора азотной кислоты плотностью 1,167 г/мл 28%.

Задача 2. Вычислите массы соли и воды, необходимые для приготовления 200г раствора с массовой долей соли 5%.

Задача 3. Вычислить величину навески, необходимой для приготовления 2л 0,2н раствора гидроксида бария.

Вариант 7

Задача 1. Вычислите нормальность и титр раствора соляной кислоты плотностью 1,198 г/мл 40%.

Задача 2. В каком количестве воды нужно растворить 12г соли для получения раствора с массовой долей соли 15%.

Задача 3. В 250мл раствора Ba(NO₃)₂ содержится 3,43г вещества. Определить нормальность и молярность раствора.

Вариант 8

Задача 1. Вычислите нормальность и титр раствора серной кислоты плотностью 1,155 г/мл 22%.

Задача 2. Для нейтрализации 10,00мл раствора буры, содержащего 0,56г вещества в 250мл раствора, израсходовано 15,43мл соляной кислоты. Определите нормальность раствора соляной кислоты.

Задача 3. Смешали 15г соли и 300г воды. Определите процентную концентрацию раствора.

Вариант 9

Задача 1. Сколько граммов соли нужно взять, чтобы получить 200г раствора с массовой долей соли, равной 5%.

Задача 2. В 100мл раствора BaCl₂ содержится 2,08г вещества. Определить нормальность и молярность раствора.

Задача 3. Вычислить величину навески, необходимой для приготовления 2л 0,5н раствора CuSO₄.

Вариант 10

Задача 1. Сколько граммов вещества содержится в 200мл 0,2н раствора AlCl₃.

Задача 2. В 200мл раствора NaOH содержится 2,02г вещества. На титрование 15,00мл раствора израсходовано 25,00мл 0,25н раствора соляной кислоты. Определить нормальность раствора соляной кислоты.

Задача 3. Выпарили 150г раствора с массовой долей соли 10% . Вычислите массу соли, оставшейся в чашке после испарения воды.

Вариант 11

Задача 1. Сколько граммов соли нужно взять, чтобы получить 200г раствора с массовой долей соли, равной 5%.

Задача 2. В 100мл раствора BaCl₂ содержится 2,08г вещества. Определить нормальность и молярность раствора.

Задача 3. Вычислить величину навески, необходимой для приготовления 2л 0,5н раствора CuSO₄.

Вариант 12

Задача 1. Сколько граммов вещества содержится в 200мл 0,2н раствора AlCl₃.

Задача 2. В 200мл раствора NaOH содержится 2,02г вещества. На титрование 15,00мл раствора израсходовано 25,00мл 0,25н раствора соляной кислоты. Определить нормальность раствора соляной кислоты.

Контрольные вопросы

Что показывает концентрация раствора?
Какие способы выражения концентрации растворов вы знаете?
Что показывает процентная концентрация раствора?
Что показывает молярность раствора?
Как определяется г-эквивалент вещества7
Что показывает нормальность раствора?

Практическое занятие № 11

Тема: «Составление ионообменных реакций и реакций гидролиза»

Цель занятия: овладеть практическими навыками по написанию реакций ионного обмена и реакций гидролиза.

Выполнение работы

Теоретическая часть

Диссоциация ионов основных остатков на ионы металла и гидроксогруппы почти не имеет места.

При взаимодействии электролитов соединяются только противоположно заряженные ионы. Если при этом образуется новое вещество в виде осадка, газа, слабого электролита или комплексного иона, то такие реакции можно считать необратимыми, т. е. практически идущими "до конца". Такие реакции называются ионными и записывать их следует ионными уравнениями.

В ионных уравнениях осадок, газ и малодиссоциирующие соединения всегда записываются в молекулярной форме. Рассмотрим реакцию образования хлорида серебра из хлорида натрия и нитрата серебра (молекулярное уравнение):

NaCl + AgNO₃ = AgCl + NaNO₃

сильный сильный слабый сильный

Оба реагирующих вещества в водном растворе находятся в ионов Na⁺ + Cl^- + Ag⁺ + NO^-₃ →. Образование осадка сводится взаимодействию ионов Аg⁺ и Сl^-, так как образуется малодиссоциирующее соединение (краткое ионное уравнение)

Аg⁺ + Сl^- = AgCl ↓

Полное ионное уравнение имеет вид

Na⁺ +Cl^- +Ag⁺ + NO^-₃ = АgС↓ + Na⁺ + NO^-₃

Если при взаимодействии двух сильных электролитов получаются два сильных электролита, то реакция является обратимой, например:

K₂SO₄ + CuCl₂ 2KC1 + CuSO₄

сильный сильный сильный сильный

2K⁺ + SO₄^2- + Cu²⁺ + 2Cl^- 2K⁺ + 2Cl^- + Cu²⁺ + SO₄^2-

Пример реакции с образованием газов.

Na₂S + 2HC1 = 2NaCl + H₂S↑

Для простоты и удобства напишем сразу уравнение реакции в сокращенной ионной форме:

2H⁺ + S^2- = H₂S↑

Если одно из взятых веществ является труднорастворимым в воде (неэлектролит), то формула этого вещества записывается в молекулярной форме:

Са₃Р₂ + 6HNO₃ = 3Ca(NO₃) ₂ + 2РН₃↑

Са₃Р₂ + 6Н⁺ = ЗСа²⁺ +2PH₃↑

Пример реакции с образованием осадков. До реакции оба вещества должны быть растворены в воде, а в результате их взаимодействия образуется нерастворимое вещество:

СuС1₂ + 2КОН = Cu(OH)₂↓+2KCl

Cu²⁺ + 2OH^- = Cu(OH)₂↓

Пример реакции с образованием слабых электролитов. К слабым электролитам относятся вещества со степенью диссоциации меньше 2%, например, вода, слабые кислоты,

труднорастворимые основания, соли и др.

Пример 1. Са(НСО₃)₂ + 2НВг = СаВг₂ + 2Н₂О + 2СО₂

НСО^-₃ + Н⁺ = Н₂О + 2СО₂↑

Пример 2. 2СrOНSО₄ + Н₂SО₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 2H₂O

СгОН²⁺ + H⁺ = Сг³⁺ + H₂O

Пример 3. А1₂О₃ + 2NaOH + ЗН₂О = 2Na[Al(OH)₄]

А1₂О₃ + 2OH^- + ЗН₂О = 2[Al(OH)₄]^-

Гидролиз соли - это реакция обмена ионов соли с ионами поды.

При гидролизе смещается равновесие диссоциации воды вследствие связывания одного из ионов в слабый электролит.

При связывании Н⁺ в растворе накапливаются ионы ОН^– реакция будет щелочная, а при связывании ионов ОН^– накапливаются ионы Н⁺ - среда кислая.

Разберем случаи гидролиза, пользуясь понятиями "слабый" и "сильный" электролит.

Пример. Соль образована сильным основанием и сильной кислотой (гидролизу не подвергается). При растворении в воде в присутствии индикатора лакмуса нитрата калия окраска лакмуса не изменяется. Уравнение реакции в молекулярной и ионной формах имеет вид

KNO₃ + H₂O KOH + HNO₃

K⁺ + NO^–₃ + HOH K⁺ + OH^– + NO^–₃ + H⁺

Среда нейтральная, так как ионы Н⁺ и ОН^– не связываются с другими ионами в слабый электролит.

Пример. Соль образована сильным основанием и слабой кислотой (гидролиз протекает по аниону).

Это имеет место при гидролизе соли СН₃СООК. При диссоциации ионы соли СН₃СОО^– и К⁺ взаимодействуют с ионами Н⁺ и ОН^– из воды. При этом ацетат-ионы (СН₃СОО^–) связываются с ионами водорода (Н⁺) в молекулы слабого электролита - уксусной кислоты (СН₃СООН), а ионы ОН^– накапливаются в растворе, сообщая ему щелочную реакцию, так как ионы К⁺ не могут связать ионы ОН^– (КОН является сильным электролитом).

Уравнение гидролиза соли СН₃СООК будут иметь следующий вид:

в молекулярной форме

СН₃СООК + Н2О КОН + СН₃СООН

в ионной форме

К⁺ + СН₃СОО^– + НОН К⁺ + ОН^– + СН₃СООН

в сокращенной ионной форме

СН₃СОО^– + НОН ОН^– + СН₃СООН

При написании уравнений гидролиза можно исходить сокращенного уравнения с переходом к молекулярному, минуя полное ионное уравнение гидролиза.

Гидролиз соли Na₂S протекает ступенчато. Соль образована сильным основанием и слабой кислотой, следовательно, с анионами воды катион соли будет образовывать сильный электролит (NaOН) диссоциирующий практически нацело. Поэтому ион сильного электролита (Na⁺) при написании ионных реакций исключаем, тогда уравнение в ионной форме по первой ступени примет вид

S²⁺ + НОН HS^– + OH^– (среда щелочная)

При написании молекулярного уравнения вносим ранее исключенный ион Na⁺ и получаем

Na₂S + Н₂О NaHS + NaOH

вторая ступень (Гидролиз соли NaHS):

в сокращенной ионной форме

HS^– + НОН H₂S+OH^–

в молекулярной форме

NaHS + Н₂О NaOH + H₂S

Вторая ступень гидролиза практически не происходит, так накапливаясь, ионы ОН^– сообщают раствору сильно щелочную реакцию, что приводит к реакции нейтрализации, сдвигу равновесия влево.

Пример. Соль образована слабым основанием и сильной кислотой (гидролиз протекает по катиону). Это имеет место при гидролизе соли NH₄C1 (NH₄OH - слабое основание, НС1 – кислота). Отбросим ион С1^–, так как он с катионом воды даёт сильный электролит, тогда в сокращенной ионной форме уравнение гидролиза примет следующий вид:

NH⁴⁺ + НОН NH₄OH + Н⁺

в молекулярной форме

NH₄C1 + H₂O NH₄OH + HC1 ,

Ионы ОН^– связываются в слабый электролит, а ионы Н⁺ накапливаются — среда кислая.

Гидролиз соли Zn(NO₃)₂ протекает ступенчато. Отбрасываем ион NO^–₃ сильного электролита, тогда первая ступень гидролиза в сокращенной форме примет вид

Zn²⁺ + HOH ZnOH⁺ + H⁺

ионы ОН^– связаны, а ионы Н⁺ накапливаются.

При написании уравнения гидролиза в молекулярной форме прибавляем тот ион, который отбросили в начале, т.е. NO^–₃;

Zn(NO₃)₂ + H₂O ZnOHNO₃ + HNO₃

Вторая ступень гидролиза в сокращенной ионной форме будет иметь вид

ZnOH⁺ + HOH Zn(OH)₂ + H⁺

в молекулярной форме

ZnOHNO₃ + H₂O Zn(OH)₂+HNO₃

Вторая ступень гидролиза практически не происходит, так как в результате накопления ионов Н⁺ создается сильнокислая среда и гидроксид цинка растворяется.

Пример. Соль образована слабым основанием и слабой кислотой (гидролиз протекает по катиону и аниону). Это имеет место при гидролизе соли CH₃COONH₄. Запишем уравнение в ионной форме:

NH⁺₄ + CH₃COO^– + HOH NH₄OH + CH₃COOH

Образуется слабое основание и слабая кислота, степень диссоциации которых приблизительно одинакова, поэтому при наличии гидролиза среда будет приблизительно нейтральная.

Гидролиз соли А1₂S₃ протекает полно и необратимо, так как в результате реакции образуется осадок и выделяется газ:

А1₂S₃ + 6H₂O → 3H₂S↑ + 2А1(ОН)₃↓

С разбавлением растворов солей гидролиз, как увеличивается. Это объясняется тем, что молекулы соли полнее диссоциируют и больше образуется частиц слабого электролита.

Нагревание также способствует усилению гидролиза, так увеличивается диссоциация воды. Например, гидролиз Fe(CH₃CОО)₂ на холоде протекает с образованием FeOH(CH₃COO)₂, a при кипячении получается осадок Fe(OH)₂CH₃COO.

При взаимодействии растворов двух солей может происходить взаимное усиление гидролиза. Так, например, в растворах Fe₂(SO₄)₃ и К₂СО₃, взятых порознь, практически устанавливаются следующие равновесия:

Fe³⁺ + НОН (FeОН)²⁺ + Н⁺

СО^2–₃ + НОН (НСО)^–₃ +ОН^–

Если смешать растворы этих солей, то ионы Н⁺ и ОН^– в виде воды уходят из сферы реакции, что приводит к активизации последующих ступеней гидролиза и в конечном счете образованию основания и кислоты:

Fe₂(SO₄)₃ + 3K₂CO₃ + 3H₂O → 2Fe(OH)₃↓ + 3CO₂↑ + 3K₂SO₄

Практическая часть

Вариант 1

1. Напишите уравнения реакций в молекулярном, ионном полном и сокращённом виде между веществами: хлоридом натрия и серной кислотой, фосфорной кислотой и гидроксидом кальция.

2.Какую реакцию среды имеет раствор соли нитрата железа (II), хлорида магния.

Вариант 2

1. Напишите уравнения реакций в молекулярном, ионном полном и сокращённом виде между веществами: хлоридом меди (II) и гидроксидом калия, карбонатом калия и хлоридом кальция.

2.Какую реакцию среды имеет раствор соли: хлорида меди(II), нитрата бария.

Вариант 3

1. Напишите уравнения реакций в молекулярном, ионном полном и сокращённом виде между веществами: нитратом серебра и фосфорной кислотой, серной кислотой и хлоридом бария

2.Какую реакцию среды имеет раствор соли нитрата калия, сульфита натрия.

Вариант 4

1. Напишите уравнения реакций в молекулярном, ионном полном и сокращённом виде между веществами: гидроксидом кальция и серной кислотой, азотной кислотой и гидроксидом железа (III).

2.Какую реакцию среды имеет раствор соли: фосфата натрия, нитрата магния.

Вариант 5

1. Напишите уравнения реакций в молекулярном, ионном полном и сокращённом виде между веществами: соляной кислотой и карбонатом кальция, гидроксидом калия и хлоридом меди.

2.Какую реакцию среды имеет раствор соли: хлорида меди(I), сульфата магния.

Вариант 6

1. Напишите уравнения реакций в молекулярном, ионном полном и сокращённом виде между веществами: фосфатом натрия и сульфатом кальция, соляной кислотой и карбонатом калия.

2.Какую реакцию среды имеет раствор соли: хлорида цинка, нитрата алюминия.

Вариант 7

1. Напишите уравнения реакций в молекулярном, ионном полном и сокращённом виде между веществами: карбонатом калия и серной кислотой, хлоридом меди (II) и гидроксидом натрия.

2. Какую реакцию среды имеет раствор соли: карбоната кальция, нитрата серебра.

Вариант 8

1. Напишите уравнения реакций в молекулярном, ионном полном и сокращённом виде между веществами: сульфатом натрия и нитратом бария, азотной кислотой и гидроксидом кальция.

2.Какую реакцию среды имеет раствор соли: карбоната лития, силиката калия.

Вариант 9

1. Напишите уравнения реакций в молекулярном, ионном полном и сокращённом виде между веществами: гидроксидом бария и серной кислотой, хлоридом железа (III) и нитратом серебра.

2.Какую реакцию среды имеет раствор соли: сульфата калия, хлорида железа (III).

Вариант 10

1. Напишите уравнения реакций в молекулярном, ионном полном и сокращённом виде между веществами: нитратом бария и сульфатом натрия, хлоридом магния и фосфатом серебра.

2.Какую реакцию среды имеет раствор соли: сульфата железа (III), хлорида цинка.

Вариант 11

1.Напишите уравнения реакций в молекулярном, ионном полном и сокращённом виде между веществами: гидроксидом кальция и серной кислотой; гидроксидом натрия и сульфатом меди.

2Какую реакцию среды имеет раствор соли: нитрата алюминия и сульфата кальция.

Вариант 12

1. Напишите уравнения реакций в молекулярном, ионном полном и сокращённом виде между веществами: сульфатом меди (11) и гидроксидом натрия: серной кислотой и гидроксидом кальция.

2. Какую реакцию среды имеет раствор соли: сульфида кальция и сульфата магния.

Вариант 13

1. Напишите уравнения реакций в молекулярном, ионном полном и сокращённом виде между веществами: оксидом магния и серной кислотой: гидроксидом калия и нитратом цинка.

2. Какую реакцию среды имеет раствор соли: сульфата бария; нитрата меди (1).

Вариант 14

1. Напишите уравнения реакций в молекулярном, ионном полном и сокращённом виде между веществами: хлоридом меди (11) и гидроксидом калия; карбонатом натрия и азотной кислотой.

2. Какую реакцию среды имеет раствор соли: нитрат кальция; фосфат бария.

Контрольные вопросы

1. Что называется электролитической диссоциацией?

2. Что такое электролиты, неэлектролиты? Приведите примеры.

3. Какие электролиты называются сильными, слабыми?

4. Что называется ионообменной реакцией?

5. Какие ионообменные реакции идут до конца?

6. Что такое электролиты, неэлектролиты? Приведите примеры.

7. Какие электролиты называются сильными, слабыми?

8. Приведите примеры сильных кислот и гидроксидов.

9. Сколько случаев гидролиза солей существует7

Практическое занятие № 12

Тема: «Окислительно-восстановительные реакции»

Цель работы: получить практические навыки по составлению уравнений электронно-ионного баланса окислительно-восстановительных процессов.

Оборудование: рабочая тетрадь, тетрадь для практических работ, зачётная карточка, таблица растворимости.

Выполнение работы

Теоретическая часть

Окислительно-восстановительными называют реакции, протекающие с изменением степеней окисления элементов, образующих веществ, участвующих в реакции.

Степенью окисления называют условный заряд атома химического элемента в соединении, вычисленный на основе предположения, что оно состоит только из простых ионов.

Fe₂⁺³O₃^-2 + 2Al⁰ → 2Fe⁰ + Al₂⁺³O₃^-2

Al⁰ - 3ệ → Al⁺³ - окисление

восстановитель

Элементы или вещества, отдающие электроны, называют восстановителями. В ходе реакции они окисляются.

Fe⁺³ + 3ệ → Fe⁰ - восстановление

окислитель

Элементы или вещества, принимающие электроны, называют окислителями. В ходе реакции они восстанавливаются.

Наиболее сильными восстановителями являются: металлы, водород, оксид углерода (2), углерод, сероводород, аммиак и др.

Наиболее сильными окислителями являются: фтор, кислород, озон, галогены, азотная и серная кислоты, перманганат калия и др.

Практическая часть

Вариант 1

В реакции, схема которой

Cu + HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O

окислителем является

Cu⁰, N⁺⁵, H⁺, Cu⁺²

2. Элемент кремний является окислителем в реакции

Si + O₂ → SiO₂

SiO₂ + K₂O → K₂SiO₃

Si + 2Cl₂ → SiCl₄

SiO₂ + 2Mg → 2MgO + Si

3 Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции, схема которой

Cu + NaNO₃ + H₂SO₄ → NO₂ + CuSO₄ + Na₂SO₄ + H₂O

Определите окислитель и восстановитель.

Вариант 2

1. В реакции, схема которой

Р + HNO₃ + H₂O → Н₃РО₄ + NO

восстановителем является

Р⁰, N⁺⁵, H⁺, N⁺²

2. Элемент азот является восстановителем в реакции

NO₂ + SO₂→ NO + SO₃

2NH₃ + 3H₂O₂ → N₂ + 6H₂O

N₂ + 3H₂ → 2NH₃

HNO₃ + K₂O → KNO₃ + H₂O

3. Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции, схема которой

K₂CrO₄ + HCl → CrCl₃ + Cl₂ + KCl + H₂O

Определите окислитель и восстановитель.

Вариант 3

1. В реакции, схема которой

MnO₂+ HBr → Br₂ + MnBr₂ + H₂O

восстановителем является

Br^-, Mn⁺⁴, H⁺, O^-2

2. В реакции, схема которой

H₂SO₄ + Na → Na₂SO₄ + H₂S + H₂O

окислителем является

Na⁰, Na⁺, H⁺, S⁺⁶

3. Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции, схема которой

NaJ + Cl₂ + H₂O → NaJO₃ + HCl

Определите окислитель и восстановитель.

Вариант 4

1.В реакции, схема которой

J₂ + Cl₂ + H₂O → НClO₃ + HCl

окислителем является

Cl₂⁰, H⁺, J₂⁰, O^-2

2.В реакции, схема которой

CO₂ + Mg → MgO + C

окислителем является

C⁰, Mg⁺², O^-2, C⁺⁴

3.Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции, схема которой

K₂MnO₄ + H₂O → MnO₂ + KMnO₄ + KOH

Определите окислитель и восстановитель.

Вариант 5

1.В реакции, схема которой

CuO + CO → CO₂ + Cu

окислителем является

Cu⁰, C⁺⁴, C⁺², Cu⁺²

В реакции, схема которой

2Br₂ + 2Ca(OH)₂ → Ca(BrO)₂ + CaBr₂ + 2H₂O

Изменение степени окисления восстановителя соответствует схеме

0 → -1 +2 → 0 0 → +1 -2 → 0

3. Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции, схема которой

HCl + PbO₂ → PbCl₂ + Cl₂ + H₂O

Определите окислитель и восстановитель.

Вариант 6

1.В реакции, схема которой

Fe₂O₃ + CO → Fe + CO₂

восстановителем является

O^-2, C⁺², Fe⁰, Fe⁺³

2.Водород является окислителем в реакции, схема которой

C + H₂ → CH₄ N₂ + H₂ → NH₃ O₂ + H₂ → H₂O Na + H₂ → NaH

3.Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции, схема которой

AgNO₃ + Cl₂ → AgCl + O₂ + N₂O₅

Определите окислитель и восстановитель.

Вариант 7

1.В реакции, схема которой

Fe₂O₃ + CO → Fe + CO₂

восстановителем является

O^-2, C⁺², Fe⁰, Fe⁺³

2.В реакции, схема которой

KClO₃ + P → KCl + P₂O₅

окислителем является

P⁰, K⁺, O^-2, Cl⁺⁵

3.Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции, схема которой

HNO₂ + HJ → J₂ + NO + H₂O

Определите окислитель и восстановитель.

Вариант 8

1.Фосфор является окислителем в реакциях

P₂O₃ + O₂ → P₂O₅3Mg + 2P → Mg₃P₂

PCl₃ + Cl₂ → PCl₅PH₃ + 2O₂ → H₃PO₄

2. Углерод является окислителем в реакции, схема которой

CO + O₂ → CO₂ CO₂ + Na₂O → Na₂CO₃

C + Cl₂ → CCl₄ CO₂ + Mg → C+MgO

3.Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции, схема которой

CrO₃ + NH₃ → N₂ + Cr₂O₃ + H₂O

Определите окислитель и восстановитель.

Вариант 9

1.Азот является окислителем в реакции

2NO + O₂ → 2NO₂

3CuO + 2NH₃ → N₂ + Cu + 3H₂O

4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O

6Li + N₂ → 2Li₃N

2.Углекислый газ является окислителем в реакции, схема которой

CO₂ + NaOH → NaHCO₃ CO₂ + CaO → CaCO₃

CO₂ + Ba(OH)₂ → BaCO₃ + H₂O CO₂ + Mg → c + MgO

3.Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции, схема которой

Cr + O₂ + HCl → CrCl₃ + H₂O

Определите окислитель и восстановитель.

Вариант 10

1.Фосфор является окислителем в реакции

2P + 5Cl₂ → 2PCl₅

P₂O₅+ 3H₂O →2 H₃PO₄

2P + 3Mg → Mg₃P₂

PH₃ + 2O₂ → H₃PO₄

2.В реакции нитрат меди (II) с цинком окислителем является

O^-2, Cu⁺², N⁺⁵, Zn⁺²

3.Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции, схема которой

PH₃ + Cl₂ + H₂O → H₃PO₄ + HCl

Определите окислитель и восстановитель.

Контрольные вопросы

1. Какие реакции называются окислительно-восстановительными? Почему они имеют двойное название?

2. Какие процессы называют окислением? Восстановлением? Какое вещество называют окислителем? Восстановителем?

Практическое занятие № 13

Тема «Генетическая связь между основными классами неорганических соединений»

Цель занятия: получить практические навыки по написанию уравнений реакций, отражающих генетическую связь между классами неорганических веществ.

Выполнение работы

Теоретическая часть

Единство и многообразие химических веществ, вовлечённых в бесконечный процесс превращений, наиболее ярко проявляется в генетической связи веществ, которая отражается в так называемых генетических рядах. Наиболее характерные признаки генетических рядов:

1. Все вещества генетического ряда должны быть образованы одним химическим элементом.

2. Вещества, образованные одним и тем же химическим элементом, должны принадлежать к разным классам.

3. Вещества, образующие генетический ряд одного химического элемента, должны быть связаны взаимопревращениями. По этому признаку можно различать полные и неполные генетические ряды.

Т.о. генетическим называют ряд веществ – представителей разных классов, являющихся соединениями одного химического элемента, связанных взаимопревращениями и отражающих общность происхождения этих веществ, т.е. их генезис.

Генетическая связь – понятие более общее, чем генетический ряд, который является частным проявлением этой связи, и которая реализуется при любых взаимных превращениях веществ.

Для характеристики генетической связи неорганических веществ рассмотрим две разновидности генетических рядов:

- генетический ряд металла;

- генетический ряд неметалла.

Cu → CuO → CuSO₄ → Cu(OH)₂ → CuO → Cu

P → P₂O₅ → H₃PO₄ → Ca₃(PO₄)₂ → P

В органической химии также следует различать более общее понятие – «генетическая связь» и более частное понятие – «генетический ряд».

Если основу генетического ряда в неорганической химии составляют вещества, образованные одним химическим элементом, то основу генетического ряда в органической химии составляют соединения с одинаковым числом атомов углерода в молекуле.

С₂Н₆ → С₂Н₄ → С₂Н₅ОН → СН₃СОН → СН₃СООН → СН₂ClCOOH → NH₂CH₂COOH → (-NHCH₂CO-)_n

Практическая часть

Вариант 1

1.Напишите уравнения реакций в молекулярном, ионном полном и сокращённом виде между веществами: хлоридом натрия и серной кислотой, фосфорной кислотой и гидроксидом кальция.

2.Какую реакцию среды имеет раствор соли нитрата железа (II), хлорида магния.

3. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: Fe→FeCl₂→Fe(OH)₂→FeO→Fe

Вариант 2

1.Напишите уравнения реакций в молекулярном, ионном полном и сокращённом виде между веществами: хлоридом меди (II) и гидроксидом калия, карбонатом калия и хлоридом кальция.

2.Какую реакцию среды имеет раствор соли: хлорида меди(II), нитрата бария.

3. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: S→SO₂→H₂SO₃→Na₂SO₃→SO₂

Вариант 3

1.Напишите уравнения реакций в молекулярном, ионном полном и сокращённом виде между веществами: нитратом серебра и фосфорной кислотой, серной кислотой и хлоридом бария

2.Какую реакцию среды имеет раствор соли нитрата калия, сульфита натрия.

3. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: Ca→CaO→CaCO₃→CaO→Ca

Вариант 4

1.Напишите уравнения реакций в молекулярном, ионном полном и сокращённом виде между веществами: гидроксидом кальция и серной кислотой, азотной кислотой и гидроксидом железа (III).

2.Какую реакцию среды имеет раствор соли: фосфата натрия, нитрата магния.

3. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: Fe(OH)₃→ FeCl₃→Fe(OH)₃→Fe₂O₃ →Fe

Вариант 5

1.Напишите уравнения реакций в молекулярном, ионном полном и сокращённом виде между веществами: соляной кислотой и карбонатом кальция, гидроксидом калия и хлоридом меди.

2.Какую реакцию среды имеет раствор соли: хлорида меди(I), сульфата магния.

3. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: SO₂→SO₃→H₂SO₄→SO₂→S

Вариант 6

1.Напишите уравнения реакций в молекулярном, ионном полном и сокращённом виде между веществами: фосфатом натрия и сульфатом кальция, соляной кислотой и карбонатом калия.

2.Какую реакцию среды имеет раствор соли: хлорида цинка, нитрата алюминия.

3. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:CaO→Ca(OH)₂→CaCO₃→CaO→Ca

Вариант 7

1.Напишите уравнения реакций в молекулярном, ионном полном и сокращённом виде между веществами: карбонатом калия и серной кислотой, хлоридом меди (II) и гидроксидом натрия.

2.Какую реакцию среды имеет раствор соли: карбоната кальция, нитрата серебра.

3. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: Na→Na₂O₂→Na₂O→NaOH→Na₂CO₃

Вариант 8

1.Напишите уравнения реакций в молекулярном, ионном полном и сокращённом виде между веществами: сульфатом натрия и нитратом бария, азотной кислотой и гидроксидом кальция.

2.Какую реакцию среды имеет раствор соли: карбоната лития, силиката калия.

3. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: Si→SiO₂→Na₂SiO₃→H₂SiO₃→SiO₂

Вариант 9

1.Напишите уравнения реакций в молекулярном, ионном полном и сокращённом виде между веществами: гидроксидом бария и серной кислотой, хлоридом железа (III) и нитратом серебра.

2.Какую реакцию среды имеет раствор соли: сульфата калия, хлорида железа (III).

3. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: N₂→NH₃→NH₄OH→NH₃→N₂

Вариант 10

1.Напишите уравнения реакций в молекулярном, ионном полном и сокращённом виде между веществами: нитратом бария и сульфатом натрия, хлоридом магния и фосфатом серебра.

2.Какую реакцию среды имеет раствор соли: сульфата железа (III), хлорида цинка.

3. Запишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: Br→HBr→NaBr→AgBr→Br₂

Контрольные вопросы

1. Что такое генетический ряд?

2. Что такое генетическая связь?

Практическое занятие № 14

Тема «Анализ пищевых добавок в продуктах питания»

Цель занятия: получить практические навыки по анализа пищевых добавок, содержащихся в продуктах питания

Оборудование: рабочая тетрадь, тетрадь для практических работ, зачётная карточка,

Выполнение работы

Теоретическая часть

В настоящее время к пищевым продуктам добавляют более 2000 самых разнообразных веществ. Эти добавки делятся на три основные группы. Первая из них включает естественные вещества, такие, как сахар, соль и витамин С. Ко второй группе относятся лабораторные аналоги природных веществ, например, ванилин — главный ароматический компонент экстракта из натуральных ванильных бобов. Третья группа веществ - полностью синтетические или «изобретенные» в лаборатории, среди них бутилгидроксианизол, этилендиаминтетрауксусная кислота (ЭДТА), сахарин и т.п..

Добавки применяются по многим причинам. Многие вещества добавляют, чтобы сделать продукт более привлекательным для потребителей. В медикаменты вводят примеси для маскировки горечи или иного неприятного вкуса. Пищевые продукты иногда подкрашивают, чтобы можно было догадаться об их вкусе по внешнему виду (желтый цвет — для лимонных конфет, розовый— для земляничного мороженого). Химикаты, уничтожающие плесень и сохраняющие пищу мягкой, позволяют перевозить хлебопекарные изделия и конфеты на большие расстояния, и они еще долгое время остаются свежими на вкус. Антиоксиданты, предотвращающие прогоркание жиров, позволяют производить такие полуфабрикаты, как упакованные смеси для кексов. Фактически целые группы таких продуктов, в том числе специальных диетических, вероятно, не могли бы существовать без добавок, которые придают им вкус, цвет и способность длительно сохраняться. В некоторых случаях добавки позволяют производить более разнообразную пищу. Некоторые продукты без этого нельзя было бы консервировать, замораживать или расфасовывать для перевозки или для продажи вне сезона.

Американцы, например, потребляют около 68 кг пищевых добавок в год на душу населения. Большую часть из них – 65 кг – составляют соль, сахар и его заменители. Как бы веско ни обосновывалось применение добавок к пищевым продуктам, медикаментам и косметике, каждый человек хочет быть уверен в том, что они безвредны.

Самыми распространенными среди консервантов продуктов питания являются нитраты (NO₃,) и нитриты (NO₂) Первоначально их добавляли к мясу и рыбе для предотвращения порчи, так как не было холодильников. Однако за долгие годы люди привыкли к солоноватому вкусу, который эти добавки придают мясу. Таким образом, мы едим сейчас подсоленное мясо не только потому, что оно хорошо сохраняется, но и потому, что нам нравится его вкус.

Сочетание нитрата натрия с нитритом натрия оказывает на мясные продукты троякое воздействие: 1) оно предотвращает рост бактерий, вызывающих разного рода пищевые отравления, например ботулизм; 2) оно придает мясу характерную розовую окраску, как у ветчины; и 3) оно придает ему также особый «консервный» вкус. Первоначально мясо консервировали добавлением одного только нитрата натрия. Позже было установлено, что бактерии превращают часть нитрата в нитрит. Фактически именно нитрит предотвращает рост бактерий и придает мясу розовую окраску.

Нитриты совсем не безвредные соединения. Гемоглобин крови, реагируя с нитритами, превращается в метгемоглобин. Метгемоглобин не способен переносить кислород. Когда 70% гемоглобина таким образом инактивируется наступает смерть от удушья. При меньшей доле метгемоглобина в крови могут возникать такие симптомы, как головокружение или одышка. По этой причине законом установлены пределы для количества нитритов, добавляемых к мясу или рыбе для их консервирования. Известны случаи отравления детей колбасой и сосисками, содержавшими больше нитритов, чем это допускается по нормам. Значительную часть нитритов (40%) мы получаем с консервированным мясом, нитраты же поступают в организм главным образом с овощами и только 2% - с мясной пищей. Большие количества нитратов могут содержаться в свекле, баклажанах, редисе, сельдерее, салате и другой зелени. Поскольку нитраты менее ядовиты, чем нитриты, так как не окисляют гемоглобин, обычно проблем не возникает, если только бактерии не преобразуют нитраты в нитриты. Это происходит в тех случаях, например, когда банки с овощами для детского питания после вскрытия оставлялись вне холодильника.

Таблица 4.1

Международные шифры пищевых добавок и их воздействие на организм.

Международный шифр добавки	Воздействие на организм	Международный шифр добавки	Воздействие на организм	Международный шифр добавки	Воздействие на организм
E102	О	E222	О	E402	О
E104	П	E225	О	E403	З
Е103	З	E224	О	E404	О
Е107	З	Е226-E228	З	Е408,409	З
E121	З	Е230-Е233	З	E450-454	РЖ
E122	П	Е237,Е238	З	E461-465	РЖ
E123	З	E240	Р	E465-466	РЖ
E124	О	Е241	З	E477	П
E125	З			E501-505	О
E126	З			E510	ОО
E127	О			E512	С
Е128	З	E242	О	E513	С
E129	О	E249	Р	E515	ОО
E130	З	E250	РД	E520	Х
E131	Р	E251	РД	E521	Х
Е140	З	E252	Р	E527	ОО
E141	П	E255	О	E540	Р
E142	Р	E259	ВК	E541	РЖ
E151	ВК	Е263,Е264	З	E545	РК
E153	Р	E270	О для детей	E550	Р
E154	З	E280	Р	E559	РЖ
E155	О	E281	З,Р	E620	О
Е160,166	З	E282,Е283	З,Р	E626-655	РК
E171	П	E285	Р	E656-657	О
Е173-E175	З	E338	РЖ	E907	С
E180,Е182	З	E400	О	E951	ВК
Е209,E213-Е219	З,Р	E401	О	E952	З

Условные обозначения: «РК» - вызывает расстройство кишечника; «РД» - влияет на артериальное давление; «С» - вызывает сыпь; «Р» - канцероген; «Х» - холестерин; «П» - подозрительный; «РЖ» - вызывает расстройства желудка; «О» - опасный; «ОО» - очень опасный ; «ВК» - вреден для кожи; «З» - запрещен к применению.

Е160А - b-каротин. В значительных количествах это вещество содержится в моркови, некоторых видах морских рачков (криле). В качестве пищевого красителя его применяют давно именно для окраски сливочного масла. Бывают каротины естественного происхождения (из того же криля, морковного сока, плодов шиповника, цветков ноготков), а бывают синтезированные. По химическому составу те и другие не отличаются. Поэтому, чтобы не путать каротин химического происхождения, иногда его помечают (i), а естественный - (ii).

Е33О - лимонная кислота. Ее содержание в пищевых продуктах в отличие от уксусной и яблочной кислот не нормируется. Лимонная кислота играет важную роль в обмене веществ.

Е152 - пищевой краситель, разрешен к применению в нашей стране, великолепный сорбент канцерогенной органики. Это активированный уголь, вернее порошок прокаленного древесного угля, который в виде таблеток продается в аптеках.

Е140 - растительный хлорофилл. Его присутствие придает напиткам и продуктам флюоресцирующий зеленый цвет.

При достаточно разнообразном питании в наш организм попадают не только вредные вещества, но и соединения, успешно их нейтрализующие. Диоксид серы, используемый в качестве консерванта (Е220) разрушает некоторое количество витамина B₁ в нашем организме. Однако его действие вполне нейтрализуется одной морковкой.

Список запрещенных и не разрешенных к применению и продаже в России добавок (отсутствие разрешения не означает однозначный запрет - просто свойства веществ не достаточно изучены):

- запрещенные - Е121 - цитрусовый красный (краситель); Е123 - амарант (краситель); Е240 - формальдегид (консервант, 40%-й водный раствор формальдегида называется формалином);

-не разрешенныее - из группыЕ100-Е182 (красители): Е103, Е107, Е125, Е127, Е128, Е140, Е153, Е154, Е15,E160d, E160f, Е166, Е173, Е174, Е175, Е180, Е182.

• Из группы Е200-Е299 (консерванты) Е209, Е213, Е214, Е215, Е216, Е217, Е218, Е219, Е22,Е226, Е227, Е228, Е230, Е231, Е232, Е233, Е237, Е238, Е241, Е252, Е263, Е264, Е281, Е28,Е283.

• Из группы ЕЗОО-Е399 (антиокислители): Е302, ЕЗОЗ, Е305, Е308, Е309, Е310, Е311, Е31,Е313, Е314, Е317, Е318, Е323, Е324, Е325, Е328, Е329, Е343, Е344, Е345, Е349, Е350, Е35,Е352, Е355, Е356, Е357, Е359, Е365, Е366, Е367, Е368, Е370, Е375, Е381, Е384, Е387, Е38,Е389, Е390, Е399.

•• Из группы Е400-Е499 (стабилизаторы консистенции): Е403, Е408, Е409, Е418, Е419, Е429,Е430, Е431, Е432, Е433, Е434, Е435, Е436, Е441, Е442, Е443, Е444, Е446, Е462, Е463, Е466,Е467, Е474, Е476, Е477, Е478, Е479, Е480, Е482, Е483, Е484, Е485, Е486, Е487, Е488, Е489,Е491, Е492, Е493, Е494, Е495, Е496.

• Из группы Е500-Е599 (регуляторы кислотности, разрыхлители): Е505, Е512, Е519, Е520,Е521, Е522, Е523, Е525, Е527, Е528, Е541, Е542, Е550, Е552, Е554, Е555, Е556, Е557, Е559,Е560, Е574, Е576, Е577, Е579, Е580.

• Из группы Е600-Е699 (усилители вкуса и аромата): Е622, Е623, Е624, Е625, Е628, Е629,Е632, Е633, Е634, Е635, Е640, Е641.

• Из группы Е900-Е999 (глазирующие агенты, улучшители хлеба): Е906, Е908, Е909, Е910,Е911, Е913, Е916, Е917, Е918, Е919, Е922, Е923, Е924Ь, Е925, Е926, Е929, Е942, Е943а, Е943Ь,Е944, Е945, Е946, Е957, Е959.

• Из группы Е1000-Е1099 (эмульгаторы): Е1000, Е1001

• Из группы Е1100-Е1199 (ферментные препараты): Е1105.

Индексов с номерами от 700 до 899 пока просто не существует - они зарезервированы для групп веществ, которые могут быть включены в эти списки в будущем.

Практическая часть

Изучите теорию и ответьте на следующие вопросы:

1. В чём состоит отличие между понятиями «пищевые продукты» и «питательные вещества»? Из предложенного списка выпишите отдельно «пищевые продукты» и «питательные вещества»?

а) молоко, б) белки, в) пшено, г) жиры, д) яблоки, е) мясо, ж) углеводы, з) вода, и) минеральные соли, к) рыба.

2. В продукте питания обычно преобладает одно кокое-либо питательное вещество: жиры, белки, углеводы. Так, в кефире больше белка – значит, оно относится к белковой пищи. Таким образом, можно разделить все продукты. Из списка выбрать продукты с наибольшим содержанием жиров, и углеводов:

а) сыр, б) капуста, в) хлеб, г) рыба, д) виноград, е) колбаса, ж) гречка, з) сметана, и) орехи, к) картофель.

3. Исключите лишнее. Объясните, почему вы исключили именно это понятие.

БЕЛКИ, ПИЩЕВЫЕ ДОБАВКИ, УГЛЕВОДЫ.

4.Ч то такое пищевые добавки?

5.Какие задачи выполняют пищевые добавки?

6.Какие три категории продовольственных товаров различают?

7. Какие типы пищевых добавок вы знаете и каково их влияние на здоровье человека?

Лабораторное занятие № 1

Тема: «Качественное определение углерода, водорода, хлора в органических веществах

Цель: получить практические навыки обнаружения элементов в веществах

Оборудование и реактивы: пробирки, горелка, ложка для сжигания веществ, стакан, свеча, известковая вода и др.

Выполнение работы

Практическая часть

Опыт №1 В химический стакан объёмом 200 мл поместите свечу и зажгите её. Накройте стакан стеклом. На внутренней стороне стекла появляются мельчайшие капельки воды. Вскоре свеча погаснет. Почему?

Опыт №2 Осторожно выньте свечу, налейте в стакан 10-15 мл свежеприготовленной известковой воды и вновь прикройте стеклом. Придерживая стекло, осторожно перемешайте содержимое стакана. Заметно помутнение известковой воды. О чём это свидетельствует? Напишите уравнение происходящих реакций.

Лабораторное занятие № 2

Тема: «Получение и химические свойства метана

Цель: получить практические навыки получения метана и исследование его свойств

Оборудование и реактивы: прибор для получения газа, заправленный смесью ацетата натрия и натронной извести, металлический штатив, держалка, кристаллизатор, штатив с пробирками, раствор перманганата калия, раствор йодной воды, стакан, спиртовка, спички.

Выполнение работы

Теоретическая часть

Предельными или насыщенными углеводородами называют углеводороды с незамкнутыми углеродными цепями, в молекулах которых все атомы связаны одинарными связями.

1. Электронное и пространственное строение молекулы метана.

Атом углерода имеет электронную формулу 1s² 2s² 2р², на внешнем энергетическом уровне находится четыре электрона. В невозбужденном состоянии у атома углерода два неспаренных электрона. При переходе в возбужденное состояние один s-электрон переходит на вакантную р-орбиталь, атом углерода становится четырехвалентным.

	↑	↑	↑		↑	↑	↑
↑↓	2p			↑	2p
2s				2s

При образований молекулы метана и молекул других предельных углеводородов происходит гибридизация электронных орбиталей. Одна s- и три р-орбитали взаимодействуют между собой, образуя четыре новые, совершенно равноценные орбитали. Такой процесс называется sp³ - гибридизацией.

Гибридизация - процесс выравнивания электронных орбиталей по форме и энергии.

В результате взаимного отталкивания гибридные орбитали занимают в пространстве самое выгодное положение, поэтому угол между их осями равен 109°28¢ и они направлены по вершинам правильного тетраэдра. Таким образом молекула метана в пространстве представляет собой тетраэдр.

2 Физические свойства метана. Метан в природе.

Метан - газ без цвета, вкуса и запаха, легче воздуха, нерастворим в воде.

Входит в состав природного газа (до 95%), встречается в каменноугольных шахтах, где представляет большую опасность.

3. Химические свойства метана.

3.1 горение

СН₄ + 2О₂ → СО₂ + 2Н₂О

3.2 разложение при нагревании

3.3 реакция замещения

Механизм реакции замещения.

Реакция замещения идет по свободно-радикальному механизму.

Частицы, имеющие неспаренные электроны, и обладающие поэтому неиспользованными валентностями, называются свободными радикалами.

5. Получение метана в лаборатории.

6. Применение метана.

Метан используется как топливо и сырье в химической промышленности.

Гомологический ряд предельных углеводородов.

Гомологическим рядом называют ряд соединений, расположенных по возрастанию их относительных молекулярных масс, сходных по строению и свойствам и обличающихся друг от друга на одну или несколько групп – СН₂ – (на гомологическую разность).

Предельные углеводороды.		Радикалы.
СН₄	метан	– СН₃	метил
С₂Н₆	этан	– С₂Н₅	этил
С₃Н₈	пропан	– С₃Н₇	пропил
С₄Н₁₀	бутан	– С₄Н₉	бутил
С₅Н₁₂	пентан	– С₅Н₁₁	амил
С₆Н₁₄	гексан	– С₆Н₁₃	гексил
С₇Н₁₆	гептан	– С₇Н₁₅	гептил
С₈Н₁₈	октан	– С₈Н₁₇	октил
С₉Н₂₀	нонан	– С₉Н₁₉	нонил
С₁₀Н₂₂	декан	– С₁₀Н₂₁	депил

С_nH₂_n+2 общая формула предельных углеводородов.

Физические свойства алканов.

При нормальных условиях первые четыре члена гомологического ряда алканов - газы.

Алканы от С₅Н₁₂ до С₁₇Н₃₆ - бесцветные жидкости, а начиная от С₁₈Н₃₈ - твердые вещества.

Номенклатура предельных углеводородов,

В настоящее время для построения названий органических веществ наиболее широко используют международную номенклатуру ИЮПАК. В соответствии с требованиями ИЮПАК при названии алканов следует руководствоваться определенными правилами.

Выбирают в молекуле самую длинную цепочку углеродных атомов.

Нумеруют цепочку с того конца, к которому ближе разветвление молекулы.

Перечисляют все заместители основной цепи в порядке возрастания сложности, указав номера углеводных атомов, паи которых они стоят. Если одинаковых заместителей несколько, перед их названиями ставят приставки ди-, три-, тетра- и т.д. согласно греческим числительным.

Все цифры друг от друга отделяют запятыми, буквы от цифр - дефисом. Если при одном углеродном атоме имеется не один, а два заместителя, его цифру повторяют в названии дважды.

В конце названия записывают название того углеводорода, цепь которого взята за основу (пронумерована).

Строение молекул алканов.

Молекулы предельных углеводородов имеют зигзагообразное строение. Угол между направлениями углерод - углеродных равен 109° 28¢. В молекулах алканов возможно относительно свободное вращение атомов вокруг связи С—С.

Химические свойства алканов.

Для предельных углеводородов характерна реакция замещения с галогенами: Fe₂; Cl₂; Br₂; J₂.

Все предельные углеводороды горят с образованием углекислого газа и воды и разлагаются без доступа воздуха на составляющие элементы.

Получение предельных углеводородов.

1.Реакция Вюрца.

CH₃Cl + 2Na + CH₃Cl → CH₃ – CH₃ + 2NaCl

2.Переработка нефти и попутных нефтяных газов.

Применение

Применение метана очень разнообразно. В виде природного газа метан широко используется в качестве топлива. Метан является исходным сырьём для получения метанола, уксусной кислоты, синтетических каучуков, синтетического бензина и многих других ценных продуктов.

Практическая часть

Опыт №1.Получение метана

Метан в лаборатории получают прокаливанием безводного ацетата натрия с натронной известью. Натронная известь представляет собой смесь гидроксида натрия с гидроксидом кальция. Возьмем натронную известь и ацетат натрия, тщательно перемешаем и поместим в пробирку. Закроем пробирку пробкой с газоотводной трубкой. Нагреем смесь. Через некоторое время начинает выделяться метан

CH₃COONa + NaOH = CH₄+ Na₂CO₃

Поджигаем метан. Он горит почти бесцветным пламенем. При горении метана образуется углекислый газ и вода.

CH₄ + 2О₂ = СО₂ + 2 Н₂О

Опыт №2.Горение метана и изучение его физических свойств

Заполним метаном цилиндр. Метан представляет собой бесцветный газ, мало растворимый в воде. Он легче воздуха, поэтому легко улетучивается из открытого цилиндра. При поджигании метан загорается. При сгорании метана образуются углекислый газ и водяные пары.

CH₄ + 2О₂ = СО₂ + 2 Н₂О

Контрольные вопросы

1.Объясните образование связей в молекуле метана.

2.Какие соединения называют предельными углеводородами?

3.Какие вещества называют гомологами?

4. Что такое радикал?

5.Где и в каком виде алканы встречаются в природе?

6.Охарактеризуйте физические свойства предельных углеводородов.

7.Перечислите химические свойства алканов.

Лабораторное занятие № 3

Тема: «Получение и химические свойства этилена»

Цель: получить практические навыки по исследованию способов получения и свойствах углеводородов.

Оборудование и реактивы: пробирки, горелка, ложка для сжигания веществ, сахар, этанол, газоотводная трубка, концентрированная H₂SO_4,KMnO₄, бензол, масло, полиэтилен.

Выполнение работы

Теоретическая часть

При дегидрировании этана образуется этилен – родоначальник гомологического ряда алкенов. Потеря двух атомов водорода приводит к образованию между атомами углерода двойной связи. Общая формула алкенов C_nH₂_n.

Этилен – родоначальник гомологического ряда алкенов. В промышленности этилен получают крекингом (расщеплением) продуктов переработки нефти, например керосина.

В лабораторных условиях этилен получают дегидратацией этилового спирта:

C₂H₅OH →C₂H₄ + H₂O (усл. т-ра и конц. H₂SO₄)

Реакция дегидратации – это процесс отщепления молекулы воды от молекулы органического соединения.

Этилен – это бесцветный газ без запаха, почти не растворим в воде. Он обладает способностью ускорять созревание плодов и овощей, что используется в овощехранилищах.

Наличие в молекуле двойной связи обусловливает химические свойства алкенов. Для них характерны реакции присоединения. Присоединение галогенов является качественной реакцией на кратную связь. При этом происходит обесцвечивание бромной воды.

Особым случаем присоединения является реакция полимеризации. Реакция полимеризации – это химический процесс соединения множества исходных молекул низкомолекулярного вещества (мономера) в крупные молекулы (макромолекулы) полимера. Полимер – это высокомолекулярное соединение, молекулы которого состоят из множества одинаковых структурных звеньев. Вещество, вступающее в реакцию полимеризации, называют мономером, продукт такой реакции – полимером.

В настоящее время нашу жизнь невозможно представить без полимеров. Изделия из них всё в большей степени вытесняют из нашего быта изделия, изготовленные из природных материалов, поскольку полимеры обладают самыми разнообразными свойствами, сравнительно дёшевы, легко обрабатываются.

Полиэтилен представляет собой важнейшую пластмассу, которая находит широкое применение в народном хозяйстве.

Этилен – важнейший продукт химической промышленности, так как используется для получения других ценных веществ и материалов.

Практическая часть

Опыт №1 В ложку для сжигания веществ насыпьте немного сахара и нагрейте над пламенем спиртовки. Что наблюдаете? Объясните свои наблюдения.

Опыт №2 Налейте в пробирку немного этанола добавьте конц. H₂SO₄ и прокалённого песка. Закройте пробирку пробкой с газоотводной трубкой, слегка подогрейте. Что наблюдаете? Напишите уравнение реакции.

Опыт №3 Выделяющийся газ пропустите через раствор марганцовки KMnO₄. Что наблюдаете? Напишите уравнение реакции.

Опыт №4 Подожгите выделяющийся газ. Что наблюдаете? Напишите уравнение реакции.

Опыт №5 Образец полиэтилена нагрейте над пламенем спиртовки. Стеклянной палочкой измените форму размягчённого полиэтилена и дайте ему остыть. Попытайтесь изменить форму образца при обычной температуре. Обратите внимание, горит ли он вне пламени? Образуется ли при этом копоть? Обладают ли продукты горения запахом? Что можно сказать о свойствах полиэтилена?

Зачётные задания

Составьте возможные изомеры состава C₇H₁₄, C₇H₁₆, C₇H₁₂ и назовите их.
Напишите химические свойства алканов на примере бутана, алкинов на примере бутина.
Составьте молекулярные и структурные формулы следующих веществ: пентан, пентен, пентин.
Напишите уравнения реакций получения хлорэтана C₂H₅Cl из предельного и непредельного углеводорода.
Напишите структурные формулы следующих веществ : 2,2,5-триметилоктен-4; 2-этилпропан; 3,4-диметилпентин-1.
Составьте уравнения реакций взаимодействия пропана и пропена с хлором.
Сколько литров О₂ потребуется для сжигания 220 л. пропана, содержащего 20% примесей.

Контрольные вопросы

Общая формула алкенов.
Назовите виды изомерии алкенов.
Перечислите химические свойства непредельных углеводородов.
Назовите способы получения непредельных углеводородов.

Лабораторное занятие № 4

Тема: «Получение и химические свойства ацетилена»

Цель: получить практические навыки по исследованию способов получения и свойств ацетилена.

Выполнение работы

Теоретическая часть

1. Строение молекулы.

Молекула ацетилена содержит тройную связь и имеет линейное строение.

2. Физические свойства ацетилена.

Ацетилен - газ без цвета, вкуса и запаха, легче воздуха, нерастворим в воде, растворим в ацетоне.

3. Химические свойства ацетилена.

Благодаря наличию тройной связи ацетилен вступает в реакции присоединения.

а) галогенирование

CH º CH + Br₂ → CHBr = CHBr 1,2-дибромэтан

б) гидрирование

CH º CH + Н₂ → CH₂ = CH₂

в) гидрогалогенирование

CH º CH + HCl → CH₂r = CHCl винилхлорид

г) гидратация

д) окисление раствором перманганата калия

CH º CH + 4[O] → H₂C₂O₄ щавелевая кислота

е) димеризация

CH º CH + CH º CH → CH º CH – CH º CH₂ винилацетилен

ж) тримеризация

Горение

2C₂H₂ + 5O₂ → 4CO₂ + 2H₂O

Получение ацетилена.

1. Карбидный способ.

CaC₂ + 2H₂O → C₂H₂ + Ca(OH)₂

2. Пиролиз метана.

Гомологи ацетилена.

CH º CH	CH º CH – СН₃	CH º C – СН₂ – СН₃	СН₃ – С º C – СН₃
этин	пропин	бутин-1	бутин-2

Практическая часть

Опыт №1 Налейте в пробирку 1 мл насыщенного раствора поваренной соли и бросьте в него небольшой, размером со спичечную головку кусочек карбида кальция. Раствор соли вместо чистой воды используется для того, чтобы реакция протекала не слишком бурно.

Опыт №2 Быстро закройте пробирку пробкой с газоотводной трубкой и пропустите выделяющийся газ через бромную воду. Что произошло?

Напишите уравнения возможных реакций.

Опыт №3 Пропустите выделяющийся газ через подкисленный раствор перманганата калия. Что наблюдаете?

Сделайте вывод относительно непредельных свойств ацетилена.

Практические задания

Задача 1. Определите массу уксусного альдегида, полученного из 100 л ацетилена с выходом 80% от теоретического.

Задача 2. На технический карбид кальция массой 120 кг подействовали водой. При этом образовался газ объемом 33,6 м³. Определите массовую долю чистого карбида в техническом.

Задача 3. Сколько литров воздуха, содержащего 20% кислорода, потребуется для полного сжигания смеси объемом 30 л, состоящей из этилена (60%) и ацетилена (40%)?

Контрольные вопросы

1.Как можно получить ацетилен в лаборатории и промышленности?

2.Где применяют ацетилен?

3.Перечислите свойства ацетилена.

Лабораторное занятие № 5

Тема «Качественные реакции на спирты»

Цель; получить практические навыки по определению свойств спиртов и фенолов.

Оборудование и реактивы; пробирки, фарфоровая чашка, горелка, НХВ, НХП.

Выполнение работы

Теоретическая часть

Предельные одноатомные спирты

R – OH C_nH_2n+1OH

CH₃OH - метан

C₂H₅ OH - этан

C₃H₇ OH - пропан ОЛ

C₄H₉ OH - бутан

C₅H₁₁ OH - пентан

II Н Н Н Н

│ │ .. .. ..

Н ─ С ─ С ─ ОН Н : С : С : О : Н

│ │ .. .. .. +б

Н Н Н Н -б

Н ─ О…Н ─ О…Н ─ О

│ │ │

СН₃ СН₃ СН₃

водородная связь

III Изомерия

положение положение углеродных атомов ОН - группы

3 2 1

СН₃ ─ СН ─ СН₂ ─ ОН

│

СН₃ 2 - метилпропанол -1

IV + O₂ → CO₂ + H₂O

+ Na → RONa + H₂

R – OH + HBr → RBr + H₂O

t°,конц.

C_nH_2n + H₂O

H₂SO₄

V t°,P

1) C_nH_2n + H₂O C_nH_2n+1OH

кат.

2) C_nH_{2n +1}Cl + H₂O → C_nH_{2n +1}OH + HCl

VI эфиры

фарм. каучук

пром-сть R – OH карбоновые

кремы, кислоты

мази растворители

парфюмерия

Многоатомные спирты

R ─ (ОН)_n

II СН₂─ СН₂ СН₂─ СН ─ СН₂

│ │ │ │ │

ОН ОН ОН ОН ОН

этиленгликоль глицерин

III Изомерия

положение положение углеродных атомов ОН - группы

1 2 3

ОН ─ СН₂ ─ СН ─ СН₂─ ОН

│

ОН пропантринол – 1, 2, 3

+ O₂ → CO₂ + H₂O

R – (OH)_n + Na → R – (ONa)_n + H₂

+ HBr → R – (Br)_n+ H₂O

+ Cu(OH)₂ → ярко – васильковый цвет

V 1) глицерин – из жиров, пропилена

2) CН₂ ─ Cl HOH щёлочь CН₂ ─ ОН

│ + │ + 2НCl

CН₂ ─ Cl HOH CН₂ ─ ОН

VI обработка кожи, тканей

взрывчатые вещества антифризы

R – (OH)_n

синтетические смолы мази

Практическая часть

Опыт 1. Рассмотрите выданный вам в пробирке образец этилового спирта. Понюхайте его. Что ощущаете? Налейте несколько капель этилового спирта в пробирку и добавьте немного воды. Взболтайте содержимое пробирки. Что можно сказать о растворимости этилового спирта в воде?

Опыт №2 В одну пробирку налейте 1-2 мл воды, а во вторую – 2 мл этилового спирта и добавьте в каждую по 2-3 капли подсолнечного масла. Перемешайте содержимое обеих пробирок. Что можно сказать о свойствах этилового спирта как растворителя?

Опыт №3 На фильтровальную бумагу капните одну каплю воды и чуть поодаль одну каплю этилового спирта. Какая капля быстрее испарится? Сделайте вывод о свойствах спирта на основе этого опыта.

Опыт №4 В фарфоровую чашку налейте немного этилового спирта и подожгите его.

Опыт №5 Накалите на пламени спиртовки свёрнутую в спираль медную проволоку до появления чёрного налёта оксида меди(2) и внесите её в этиловый спирт, находящийся в пробирке. Что наблюдаете? Повторите операцию 4-5 раз. Понюхайте содержимое пробирки. Что ощущаете? Запишите уравнение проведённой реакции.

Опыт 6. Налейте в пробирку 1-2 мл глицерина, добавьте столько же воды и встряхните. Затем добавьте воды в 2-3 раза больше. Что можно сказать о растворимости глицерина в воде?

Опыт 7. В пробирку налейте 1-2 мл раствора гидроксида натрия и добавьте немного раствора сульфата меди до выпадения осадка. К полученному осадку прилейте глицерин и перемешайте. Что наблюдаете?

Контрольные вопросы

1. Какие вещества называются спиртами.

2. Перечислите их химические свойства.

3. Качественная реакция на многоатомные спирты.

4. Какими свойствами обладают спирты?

5. Назовите способы получения и применения спиртов.

Лабораторное занятие № 6

Тема «Качественные реакции на альдегиды»

Цель; получить практические навыки по определению свойств альдегидов.

Оборудование и реактивы; пробирки, фарфоровая чашка, горелка, НХВ, НХП.

Выполнение работы

Теоретическая часть

I О О

R – С – С ─ карбонильная

Н Н^– группа

НСОН – метан

СН₃СОН – этан аль

С₂Н₅СОН – пропан

С₃Н₇СОН – бутан

+δ _{• •}-δ σ

: О : О

R : С ^{• •} R – С π

^{• •} Н Н

III Изомерия

положение углеродных атомов

4 3 2 1

СН₃ ─ СН₂ ─ СН ─ СОН

│

СН₃ 2 – метилбутаналь

+ H₂ → R – OH

R – СОH + Аg₂O → R – COOH

+ Cu(ОН)₂ → R – COOH

качественные реакции

V R ─ CH₂ ─ OH + O → R ─ COH + H₂О

VI НСОН – для различных синтезов, получения полимерных материалов, каучука, фармацевтических препаратов.

СН₃СОН – для получения уксусной кислоты, пластмасс, молочной кислоты и т. Д.

Практическая часть

Опыт 1. Налейте в пробирку 2мл свежеприготовленного раствора нитрата серебра и добавьте к нему по каплям разбавленный раствор гидроксида аммония до растворения появившегося осадка. К полученному раствору добавьте немного альдегида и слегка подогрейте. Что наблюдаете? Запишите уравнение проведённой реакции.

Опыт 2. В пробирку налейте 1 мл раствора альдегида и добавьте по 1мл раствора сульфата меди и гидроксида натрия. Полученную смесь нагрейте. Что наблюдаете? Запишите уравнение проведённой реакции.

Выполнение тестового задания.

Дайте название по систематической номенклатуре веществу, имеющему строение

СН₃

│

Н₃С ─ СН₂ ─ СН ─ СН ─ СОН

│

СН₃

а) 2 – метил – 2 – этилпентаналь б) 2,2 – диметилпентаналь

в) 2,2 – диметилпентаналь – 2 г) 2,3 – диметилпентаналь

2. В схему реакции внесите формулу необходимого соединения из приведённых … + Ag₂O → СН₃ ─ СН₂ ─ СН₂ ─ СООН + 2Ag.

а) СН₃ ─ СН₂ ─ СН₂ ─ СН₂ОН б) СН₃ ─ СН₂ ─ СН₂ ─ СОН

в) СН₃ ─ СН₂ ─ СН₂ ─ СООН г) СН₃ ─ СН₂ ─ СОН

3. Альдегиды – это сложные органические вещества состоящие из углеводородного радикала и функциональной группы.

а) ─ ОН б) СООН в) СОН г) (ОН)_n

4. Найдите строку с уравнением восстановления бутаналя.

а) С₃Н₇СОН + Ag₂O → C₃H₇COOH + 2Ag

б) С₃Н₇СОН + 2Cu(OH)₂ → Cu₂O + H₂O + С₃Н₇СОOН

в) С₂Н₅СОН + H₂ → C₃H₇COH

г) С₃Н₇СОН + H₂ → C₄H₉OH

5. При окислении 15 г формальдегида гидроксидом меди (II) получается …

а) 2,2 г этановой кислоты

б) 11 г СН₃СООН

в) 23 г муравьиной кислоты

г) 23 г уксусной кислоты

Контрольные вопросы

1. Какие вещества называются альдегидами?

2. Перечислите химические свойства альдегидов.

3. Качественные реакции на альдегиды.

4. Какими свойствами обладают альдегиды?

5. Назовите способы получения и применения альдегидов.

Лабораторное занятие № 7

Тема «Качественные реакции на карбоновые кислоты»

Цель: получить практические навыки проведения эксперимента по обнаружению уксусной кислоты и изучение её свойств.

Оборудование и реактивы: таблица растворимости, периодическая таблица, горелка, газоотводная трубка, НХВ, НХП.

Выполнение работы

Теоретическая часть

Одноосновные предельные карбоновые кислоты

I О О

R – С – С ─ карбоксильная группа

ОН ОН

НСООН – метан

СН₃СООН – этан овая С₁₅Н₃₁СООН – пальмитиновая кислота

С₂Н₅СООН – пропан кислота С₁₇Н₃₅СООН – стеариновая кислота

С₃Н₇СООН - бутан

σ О^-^δ О . . . ОН

R – C π R – С водородная связь С – R

OH₊_δ ОН . . . О

III Изомерия

положение углеродных атомов

4 3 2 1 О

СН₃ ─ СН ─ СН₂ ─ С

│ ОН

СН₃ 3 – метилбутановая кислота

IV + Mе → RCOOMe + H₂

+ Me₂O → RCOOMe + H₂O

RСОOH + MeOH → RCOOMe + H₂O

+ Na₂CO₃ → RCOONa + CO₂ + H₂O

+ R – OH → RCOO – R + H₂O

+ Гal → RClCOOH + HCl

RCOO^- + H⁺

1) RCOH + O → RCOOH

2) R ─ CH₂ ─ OH + 2O → RCOOH + H₂О

VI пищевая пром-сть растворители

парфюмерия искусственный

шёлк

красители СН₃СООН медицина

Практическая часть

Опыт ;1 Налейте в четыре пробирки по 2 мл раствора уксусной кислоты. Осторожно понюхайте этот раствор. Что ощущаете? Вспомните, где вы применяли уксусную кислоту дома.

Опыт №2 В одну пробирку с раствором уксусной кислоты добавьте несколько капель раствора лакмуса. Что наблюдаете? Затем нейтрализуёте кислоту избытком щёлочи. Что наблюдаете? Запишите уравнение проведённой реакции.

Опыт №3 В три оставшиеся пробирки с раствором уксусной кислоты добавьте: в одну – гранулу цинка, в другую – несколько крупинок оксида меди (2) и подогрейте её, в третью – кусочек мела или соды. Что наблюдаете? Запишите уравнения проведённых реакций.

Выполнение тестового задания

Вариант 2

1. Дайте название кислоте, формула которой СН₃ ─ СН ─ СН₂ ─ СООН

│

СН₃

а) пропанкарбоновая кислота б) 2 – метилбутановая кислота

в) 3 – метилбутановая кислота г) 3 – метилпентановая кислота

2. Муравьиная кислота проявляет свойства …

а) альдегидов б) кислот в) оснований г) кислот и альдегидов

3. С какими из перечисленных веществ не будет взаимодействовать муравьиная кислота.

а) аммиачным раствором Ag₂O б) Cu(OH)₂ в) C₂H₅OH г) C₆H₁₄

4. Какие имеются ионы в водном растворе метановой кислоты.

а) 2Н⁺ и СО^2-₃ б) Н⁺ и НСОО^- в) Н⁺ и СН₃СОО^- г) Н⁺ и СН₃СН₂СОО^-

5. К раствору массой 180 г с массовой долей уксусной кислоты 20 % прибавили карбонат калия. Определите объём выделившегося оксида углерода (IV).

а) 13,44 л б) 6,62 л в) 1,344 л г) 26,88 л

Контрольные вопросы

1.Назовите функциональную группу карбоновых кислот.

2.Назовите виды изомерии карбоновых кислот.

3.Общие физические свойства карбоновых кислот.

4.Химические свойства карбоновых кислот.

5.Как получают карбоновые кислоты?

6.Где применяют карбоновые кислоты?

Лабораторное занятие №8

Тема: « Качественные реакции на углеводы»

Цель занятия: получение практических навыков проведения эксперимента, закрепить знания о качественных реакциях, научиться распознавать вещества.

Оборудование: пробирки, учебная литература, реактивы и растворы.

Выполнение работы

Теоретическая часть

Углеводы

моносахариды дисахариды полисахариды

(глюкоза, фруктоза, рибоза) (сахароза) (крахмал, целлюлоза)

Глюкоза

Н Н Н ОН Н О

│ │ │ │ │

С₆Н₁₂О₆ Н – С – С – С – С – С – С это альдегидоспирт

│ │ │ │ │

ОН ОН ОН Н ОН Н

С₆Н₁₂О₆ + Сu(OH)₂ – сине-фиолетовый цвет

качественные реакции

С₆Н₁₂О₆ + Ag₂O – серебристый налёт

Сахароза

С₁₂Н₂₂О₁₁ С₁₂Н₂₂О₁₁ + Н₂О С₆Н₁₂О₆ + С₆Н₁₂О₆

это многоатомный спирт гидролиз глюкоза фруктоза

С₁₂Н₂₂О₁₁ + Сu(OH)₂ – сине-фиолетовый цвет (качественная реакция)

Крахмал

(С₆Н₁₀О₅)_n – это природный полимер. Молекулы имеют как линейное, так и разветвленное строение.

t°

(С₆Н₁₀О₅)_n + nН₂О nС₆Н₁₂О₆

гидролиз глюкоза

(С₆Н₁₀О₅)_n + J₂ – сине-фиолетовый цвет (качественная реакция)

Целлюлоза

(С₆Н₁₀О₅)_n – это природный полимер. Молекулы имеют линейное строение. Число n гораздо выше чем у крахмала.

t°

(С₆Н₁₀О₅)_n + nН₂О nС₆Н₁₂О₆

гидролиз глюкоза

Практическая часть

Опыт 1 В пробирку, содержащую 1-2мл раствора глюкозы в воде, прилейте 1-2мл аммиачного раствора оксида серебра и нагрейте пробирку на кипящей водяной бане.

Контрольные вопросы.

1. Что наблюдается?

2. Какая форма глюкозы (открытая или циклическая) даёт реакцию «серебряного зеркала»?

3. Напишите уравнение реакции.

Опыт 2. В пробирку прилейте 0,5мл раствора глюкозы и 2мл раствора гидроксида натрия. К полученной смеси добавьте 1мл раствора сульфата меди (11). Что наблюдается?

К полученному раствору аккуратно добавьте 1мл воды и нагрейте на пламени горелки пробирку, укрепив её наклонно так, чтобы нагревалась только верхняя часть раствора. рекратите нагревание, как только начнётся изменение цвета.

Контрольные вопросы.

1. Почему образовавшийся вначале осадок гидроксида меди (11) растворяется с образованием прозрачного синего раствора?

2. Наличие каких функциональных групп в глюкозе обусловливает эта реакция?

3. Напишите уравнение реакции.

Опыт 3. В пробирку, содержащую 1-2мл раствора сахарозы в воде, прилейте 1-2мл аммиачного раствора оксида серебра и нагрейте пробирку на кипящей водяной бане. Что наблюдается?

В пробирку, содержащую 1-2мл раствора сахарозы в воде, добавьте несколько капель разбавленной серной кислоты и нагрейте на кипящей водяной бане в течение 5-10минут. Затем охлаждённый раствор доведите до слабощелочной реакции (проба на лакмус), добавив в пробирку раствор щёлочи. К полученному раствору добавьте 1-2мл аммиачного раствора оксида серебра и нагрейте пробирку на кипящей водяной бане.

Контрольные вопросы.

1. Почему сахароза не даёт реакцию «серебряного зеркала»?

2. Какие процессы происходят с сахарозой при нагревании её раствора с кислотой?

3. Почему после нагревания проба с аммиачным раствором оксида серебра даёт положительный результат?

4. Напишите уравнение реакции гидролиза сахарозы.

Опыт 4. Приготовьте крахмальный клейстер по следующей методике: в стакан с 20мл воды, нагретой до кипения, добавьте 2г крахмала, хорошо размешайте образовавшуюся суспензию до образования прозрачного коллоидного раствора – крахмального клейстера. Налейте в пробирку 2-3мл охлаждённого клейстера и добавьте несколько капель спиртового раствора йода. Отметьте изменение цвета. Нагрейте смесь в пробирке. Какие изменения наблюдаются? Данная реакция является качественной на крахмал.

Контрольные вопросы

6. Качественные реакции на глюкозу.

7. Качественная реакция на сахарозу.

8. Качественная реакция на крахмал.

Лабораторное занятие № 9

Тема « Качественные реакции на белки»

Цель: получить практические навыки по исследованию свойств азотсодержащих органических веществ.

Оборудование и реактивы: пробирки, горелка НХВ, НХП.

Выполнение работы

Теоретическая часть

Белками называют высокомолекулярные (молекулярная масса от 5-10 тыс. до 1 млн и более) природные полимеры. молекулы которых построены из остатков аминокислот, соединённых амидной (пептидной) связью.

Белки также называют протеинами (от греч. «протос» - первый, важный). Число остатков аминокислот в молекуле белка очень сильно колеблется и иногда достигает нескольких тысяч. Каждый белок обладает своей, присущей ему последовательностью расположения аминокислотных остатков.

Белки выполняют разнообразные биологические функции: каталитические (ферменты), регуляторные (гормоны), структурные (коллаген, фиброин), двигательные (миозин), транспортные (гемоглобин, миоглобин), защитные (иммуноглобулины, интерферон), запасные (казеин, альбумин, глиадин) и другие. Среди белков встречаются антибиотики и вещества, оказывающие токсическое действие.

Белки – основа биомембран, важнейшей составной части клетки и клеточных компонентов. Они играют ключевую роль в жизни клетки, составляя как бы материальную основу её химической деятельности.

В пространственном строении белков большое значение имеет характер радикалов в молекулах аминокислот. Неполярные радикалы аминокислот обычно располагаются внутри макромолекулы белка и обусловливают гидрофобные взаимодействия; полярные молекулы, содержащие ионогенные (образующие ионы) группы, обычно находятся на поверхности макромолекулы белка и характеризуют электростатические (ионные) взаимодействия. Полярные неионогенные радикалы могу располагаться как на поверхности, так и внутри белковой молекулы. Они участвуют в образовании водородных связей.

Существует несколько классификаций белков. В их основе лежат разные признаки:

Ø степень сложности (простые и сложные0;

Ø форма молекул 9глобулярные и фибриллярные белки);

Ø растворимость в отдельных растворителях (водорастворимые, растворимые в отдельных солевых растворах – альбумины, спирторастворимые – проламины, растворимые в разбавленных щелочах и кислотах – глутелины);

Ø выполняемая функция (например, запасные белки, скелетные и т.п.).

Свойства.

Белки – амфотерные электролиты. При определённом значении рН среды (она называется изоэлектрической точкой) число положительных и отрицательных зарядов в молекуле белка одинаково. Это одно из основных свойств белка. Белки в этой точке электронейтральны, а их растворимость в воде наименьшая. Способность белков снижать растворимость при достижении электронейтральности их молекул используется для выделения их из растворов, например, в технологии получения белковых продуктов.

Гидратация.

Процесс гидратации означает связывание белками воды, при этом они проявляют гидрофильные свойства: набухают, их масса и объём увеличиваются. Набухание белка сопровождается его частичным растворением. Гидрофильность отдельных белков зависит от их строения. Имеющиеся в составе и расположенные на поверхности белковой макромолекулы гидрофильные амидные, аминные и карбоксильные группы притягивают к себе молекулы воды, строго ориентируя их на поверхности молекулы. Окружающая белковые глобулы гидратная оболочка препятствует агрегации и осаждению, а следовательно, способствует устойчивости растворов белка

Денатурация белков.

При денатурации под влиянием внешних факторов (температуры, механического воздействия, действия химических агентов и ряда других факторов) происходит изменение вторичной, третичной и четвертичной структур белковой макромолекулы, т.е. её пространственной структуры. Первичная структура, а следовательно, и химический состав белка не меняются. Изменяются физические свойства: снижается растворимость, способность к гидратации, теряется биологическая активность. Меняется форма белковой макромолекулы, происходит агрегирование

Пенообразование

Под процессом пенообразования понимают способность белков образовывать высококонцентрированные системы «жидкость-газ», называемые пенами. Устойчивость пены, в которой белок является пенообразователем, зависит не только от его природы и от концентрации, но и от температуры. Белки в качестве пенообразователей широко используются в кондитерской промышленности (пастила, зефир, суфле). Структуру пены имеет хлеб, а это влияет на его вкусовые свойства.

Горение

Белки горят с образованием азота, углекислого газа и воды, а также некоторых других веществ. Горение сопровождается характерным запахом жжёных перьев.

Цветные реакции

Используют следующие реакции:

· ксантопротеиновую, при которой происходит взаимодействие ароматических гетероароматических циклов в молекуле белка с концентрированной азотной кислотой, сопровождающееся появлением желтой окраски;

· биуретовую, при которой происходит взаимодействие слабощелочных растворов белков с раствором сульфата меди (II) с образованием комплексных соединений между ионами меди и полипептидами. Реакция сопровождается появлением фиолетово-синей окраски.

Практическая часть

Опыт 1. Нагрейте в пробирке небольшое количество белка. Что наблюдаете? Объясните полученные результаты.

Опыт 2. К 2 мл раствора белка в пробирке прибавьте несколько капель концентрированной азотной кислоты. Отметьте цвет осадка. Нагрейте содержимое пробирки. Обратите внимание на цвет осадка. Охладите смесь и добавьте к ней по каплям 2-3 мл нашатырного спирта. Что наблюдаете?

Опыт 3. К 2 мл раствора белка в пробирке прилейте равный объём раствора щёлочи и затем несколько капель слабого раствора сульфата меди. Что наблюдаете?

Опыт №4 Подожгите несколько шерстяных нитей. Охарактеризуйте запах горящей шерсти.

Опыт №5 К 3-4 мл раствора белка в воде добавьте несколько капель раствора сульфата меди (2). Что наблюдаете?

Выполнение тестового задания

1. Укажите название групп в молекуле белка образовавшихся при соединении аминокислот.

а) карбоксильные б) аминогруппы в) амидные г) сложноэфирные

2. Веществу состава С₄Н₉О₂N соответствует …изомерных аминокислот.

а) шесть б) пять в) четыре г) три

3. Среди перечисленных реагентов найдите такой, с которым не вступают в реакцию аминокислоты.

а) гидроксид калия б) серная кислота в) этиловый спирт г) альдегид

4. Какой цвет будет у раствора лакмуса в растворе глутаминовой кислоты НООС ─ (СН₂)₂ ─ СН(NН₂)₂ ─ СООН .

а) красный б) синий в) фиолетовый г) не изменяется

5. При восстановлении 250 г нитробензола получили 150 г анилина. Вычислите выход продукта (в %) от теоретически возможного.

а) 79,36 % б) 39,68 % в) 69,3 % г) 60 %

Контрольные вопросы.

1. Почему аминокислоты являются гетерофункциональными соединениями?

2. Какими особенностями строения должны обладать аминокислоты, используемые для синтеза волокон, и аминокислоты, участвующие в биосинтезе белков в клетках живых организмов?

3. Чем отличаются реакции поликонденсации от реакций полимеризации? В чём их сходство?

4. Охарактеризуйте строение белков. Какую роль играют различные виды химических связей в формировании различных структур белковых молекул?

5. Как соотносятся между собой понятия «пептид», «полипептид», «полиамид», «белок»?

6. Охарактеризуйте важнейшие физические и химические свойства белков.

7. С помощью каких реакций можно распознать белки?

8. Какую роль играют белки в жизни организмов?

9. В чём заключается пищевая ценность белков?

Лабораторное занятие № 10

Тема «Распознавание пластмасс и волокон»

Цель работы: получить практические навыки по исследованию свойств пластмасс и волокон.

Оборудование и реактивы: пробирки, горелка, держатель для пробирок, образцы пластмасс и волокон, НХВ, НХП.

Прежде чем приступить к выполнению практической работы, ознакомьтесь со свойствами пластмасс и волокон (табл.6 и 7 стр. 38-43 Рудзитис Г.Е. Химия.).

Выполнение работы

Теоретическая часть

Полимерами называют вещества, молекулы которых состоят из множества повторяющихся структурных звеньев, соединённых между собой химическими связями.

Различают природные (белки, нуклеиновые кислоты, крахмал, целлюлоза и др.),искусственные и синтетические полимеры.

Наиболее важные органические полимеры: пластмассы и волокна.

Пластмассы – это конструкционные материалы, содержащие полимер и способные при нагревании приобретать заданную форму и сохранять её после охлаждения. Как правило, пластмасса – это смесь нескольких веществ, а полимер – это лишь одно из них, но самое важное. Он связывает все компоненты пластмассы в единое целое. Поэтому полимер называют связующим.

Понятно, что превращать в готовые изделия удобно те пластмассы, которые обратимо твердеют и размягчаются. Такие пластмассы называют термопластами или термопластичными полимерами. К ним относятся: полиэтилен, полистирол, поливинилхлорид, полиамиды. Если же полимер нельзя перевести в вязкотекучее состояние, то их называют термореактопластами или термореактивными полимерами. К ним относятся: фенолоформальдегидные, карбамидные и полиэфирные пластмассы.

Кроме связующего (полимера) в пластмассы часто входят разные добавки: наполнители, красители, вещества, повышающие механические свойства, термостойкость, устойчивость к старению. Наполнители не только удешевляют пластмассы, но и придают им специфические свойства. Широкому применению пластмасс способствует их низкая стоимость, лёгкость переработки. По свойствам пластмассы часто не уступают металлам и сплавам, а иногда даже превосходят их. Основные потребители пластмасс: упаковочные материалы, строительство, электроэнергетика, транспорт, игрушки, бытовые изделия, сельское хозяйство, техника, одежда, медицина и т.д.

Волокна – это полимеры линейного строения, которые пригодны для изготовления текстильных материалов (нитей, жгутов, тканей).

Природные волокна по происхождению делятся на растительные, животные и минеральные.

Волокна растительного происхождения делятся:

· на волокна, формирующиеся на поверхности семян (хлопок);

· на волокна стеблей растений (лён, пенька);

· на волокна оболочек плодов (копра орехов кокосовой пальмы)

Наиболее важное волокно растительного происхождения – хлопковое, обладающее хорошими механическими свойствами, износоустойчивостью, термостабильностью, гигроскопичностью. Его применяют в производстве различных тканей и трикотажа, швейных ниток, ваты. Лён применяют для изготовления бельевых, платьевых и декоративных тканей. Лубяные волокна используют в производстве тканей, из которых изготавливают мешки, канаты, верёвки.

К волокнам животного происхождения относят натуральные шерсть и шёлк.

Натуральная шерсть характеризуется невысокой прочностью, большой эластичностью. Применяют её для изготовления тканей бытового и технического назначения, трикотажа, валяльно-войлочных изделий.

Натуральный шелк вырабатывают многочисленные гусеницы и пауки. Это очень дорогое волокно.

Химические волокна получают из растворов или расплавов волокнообразующих полимеров. Их подразделяют на следующие группы:

· искусственные (вискозное, ацетатное и др.), которые получают из природных полимеров или продуктов их переработки, главным образом из целлюлозы и её эфиров;

· синтетические (капрон, лавсан, энант, найлон), которые получают из синтетических полимеров.

К неорганическим полимерам относятся: природное волокно асбест, сера пластическая, аллотропные видоизменения углерода, теллур, селен, красный фосфор, кристаллический кремний, диоксид кремния и его разновидности кварц, кремнезём, горный хрусталь, агат, оксид алюминия, алюмосиликаты (каолин, полевые шпаты, слюды). Почти все минералы и горные породы представляют собой природные полимеры. Среди неорганических полимеров встречаются и волокна. К минеральным волокнам относят асбест.

Практическая часть

Опыт 1. Образец полиэтилена нагрейте над пламенем спиртовки. Стеклянной палочкой измените форму размягчённого полиэтилена и дайте ему остыть. Попытайтесь изменить форму образца при обычной температуре. Обратите внимание, горит ли он вне пламени? Образуется ли при этом копоть? Обладают ли продукты горения запахом?

Опыт 2. Кусочек капрона зажмите тигельными щипцами, внесите в среднюю часть пламени горелки и держите до лёгкого его оплавления. Выньте оплавленный капрон из пламени горелки и, прикоснувшись им к кусочку капрона, вытяните нить.

Опыт 3. В пробирку поместите кусочек капрона и прилейте немного разбавленного раствора серной кислоты. Происходит ли растворение капрона? Слейте разбавленную кислоту и прилейте несколько капель конц. серной кислоты (осторожно). Происходит ли растворение капрона? Образовавшийся водный раствор вылейте тонкой струйкой в стакан с холодной водой. Капрон осаждается в виде рыхлой массы.

Опыт 4. В пробирку поместите кусочек капрона и прибавьте несколько капель раствора гидроксида натрия. Происходит ли растворение капрона?

Контрольные вопросы.

1. Что такое полимер, мономер, структурное звено, степень полимеризации?

2. Какие биополимеры вы знаете? Дайте им характеристику.

3. Что такое пластмассы? На какие группы их делят?

4. Что такое полимеризация и поликонденсация?

5. Что такое волокна7 На какие группы их делят? Приведите примеры и охарактеризуйте их.

6. Какие неорганические полимеры вам известны? Что общего в их строении? Какую роль они играют в неживой природе?

Лабораторное занятие № 11

Тема: «Проведение реакций ионного обмена для характеристики свойств электролитов»

Цель: получить практические навыки выполнения эксперимента по проведению реакций, идущим с образованием осадка, газа и малодиссоциирующего вещества.

Оборудование и реактивы: пробирки, таблица растворимости, растворы электролитов, индикатор, растворы солей.

Выполнение работы

Теоретическая часть

По способности проводить электрический ток в водных растворах вещества делятся на электролиты и неэлектролиты.

Вещества, растворы которых проводят электрический ток, называются электролитами.

К электролитам относятся растворы кислот, щелочей, солей. Соли и щелочи проводят ток не только в растворенном состоянии но и в расплавленном.

Вещества, растворы которых не проводят электрический ток, называются неэлектролитами.

К неэлектролитам относятся многие органические вещества: спирты, сахар, бензол, некоторые органические кислоты.

Например, если бросить в воду кристаллики СuСl, то в растворе появятся положительно заряженные ионы меди Сu ⁺ и отрицательные ионы хлора Сl^-. Опустим в раствор электроды и замкнём цепь. Положительные ионы меди начинают двигаться к отрицательно заряженному электроду, отрицательные ионы хлора к положительному полюсу источника тока. В системе течет ток.

Распад электролита на ионы при растворении его в воде называют электролитической диссоциацией.

Так как противоположно заряженные ионы находятся в непрерывном движении, они притягиваются друг к другу (по закону Кулона) и в растворе образуются молекулы электролита. Процесс образования молекул из ионов называется ассоциацией. Следовательно, электролитическая диссоциация есть процесс обратимый, который обозначается знаком . .Раствор электролита должен быть нейтральным. Число положительных зарядов должно равняться числу отрицательных. Положительно заряженные называются катионами, отрицательно заряженные ионы анионими. Равновесное состояние водного раствора электролита характеризуется степенью электролитической диссоциации, т.е. равно отношению числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул. Степень диссоциации выражается в процентах или в долях от единицы и обозначается греческой буквой α.

Так, например, степень диссоциации 80% означает, что из молекул 80 диссоциируются на ионы.

По степени диссоциации электролиты делятся на сильные (α > 30%), средние (α = 2-30%) и слабые ( α < 2%).

На основании теории электролитической диссоциации Аррениус дал новые определения основаниям , кислотам, солям.

Основания - электролиты, диссоциирующие с образованием гидроксид-ионов ОН^-.

NaOH Na⁺ + OH^-

Если основание содержит в молекуле несколько групп ОН^-, то может происходить ступенчатая диссоциация:

Ва(ОН)₂ Ва(ОН)⁺ + ОН^- (первая ступень)

Ва(ОН)⁺ Ва⁺ + ОН^- (вторая ступень)

Сначала отщепляется один гидроксид-ион, а последующие ионы ОН^- - в сильно разбавленных растворах. Уравнение полной диссоциации имеет следующий вид:

Ва(ОН)₂ Ва²⁺ + 2ОН^-

Кислоты – электролиты, диссоциирующие с образованием катионов водорода Н⁺

HNO₃ Н⁺ + NO^-₃

Многоосновные слабые кислоты диссоциируют ступенчато:

                                      Н₃РО₄             Н⁺ + Н₂РО^-₄          (первая ступень)
                                      Н₂РО₄^-             Н⁺ + HPO^2-₄            (вторая ступень)
                                         HPO^2-₄             H⁺ + PO^3-₄              (третья ступень)

Различают следующие виды солей: средние, кислые, основные,двойные, смешанные, комплексные.

Средние соли, растворимые в воде, являются сильными электролитами, диссоциирующие с образованием положительных ионов металла и отрицательных ионов кислотного остатка:

Ca(NO₃)₂ Ca²⁺ + 2NO^-₃

Al₂(SO₄)₃ 2Al³⁺ + 3SO^2-₄

Кислые соли - электролиты, содержащие в анионе водород, способный отщепляться в виде иона Н⁺. Кислые соли рассматривают как продукт, получающийся из многоосновных кислот, в которых не все атомы водорода замещены на металл. Диссоциация кислых соли происходит по ступеням, например:

Ca(Н₂РО₄)₂ Ca²⁺ + 2Н₂РО^-₄ (первая ступень)

Н₂РО₄^- Н⁺ + HPO^2-₄ (вторая ступень)

HPO^2-₄ H⁺ + PO^3-₄ (третья ступень) Однако степень электролитической диссоциации уже во ступени очень мала, поэтому раствор кислой соли содержит незначительное число водорода.

Основные соли — электролиты, содержащие в катионе одну несколько гидроксидных групп ионов ОН^-, способных переходить в состояние ионов ОН^- (отщепляться). Основные соли характерны для многсвалентных металлов. Основные соли диссоциируют с образованием основных и кислотных остатков:

FeOHCl₂ FeOH²⁺ + 2Cl^-

Диссоциация ионов основных остатков на ионы металла и гидроксогруппы почти не имеет места.

NaCl + AgNO₃ = AgCl + NaNO₃

сильный сильный слабый сильный

Аg⁺ + Сl^- = AgCl ↓

Полное ионное уравнение имеет вид

Na⁺ +Cl^- +Ag⁺ + NO^-₃ = АgС↓ + Na⁺ + NO^-₃

K₂SO₄ + CuCl₂ 2KC1 + CuSO₄

сильный сильный сильный сильный

2K⁺ + SO₄^2- + Cu²⁺ + 2Cl^- 2K⁺ + 2Cl^- + Cu²⁺ + SO₄^2-

Пример реакции с образованием газов.

Na₂S + 2HC1 = 2NaCl + H₂S↑

Для простоты и удобства напишем сразу уравнение реакции в сокращенной ионной форме:

2H⁺ + S^2- = H₂S↑

Са₃Р₂ + 6HNO₃ = 3Ca(NO₃) ₂ + 2РН₃↑

Са₃Р₂ + 6Н⁺ = ЗСа²⁺ +2PH₃↑

СuС1₂ + 2КОН = Cu(OH)₂↓+2KCl

Cu²⁺ + 2OH^- = Cu(OH)₂↓

труднорастворимые основания, соли и др.

Пример 1. Са(НСО₃)₂ + 2НВг = СаВг₂ + 2Н₂О + 2СО₂

НСО^-₃ + Н⁺ = Н₂О + 2СО₂↑

Пример 2. 2СrOНSО₄ + Н₂SО₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 2H₂O

СгОН²⁺ + H⁺ = Сг³⁺ + H₂O

Пример 3. А1₂О₃ + 2NaOH + ЗН₂О = 2Na[Al(OH)₄]

А1₂О₃ + 2OH^- + ЗН₂О = 2[Al(OH)₄]^-

Практическая часть

№ опыта	Что делал?	Что наблюдал?	Выводы и уравнения реакций
1
2
3

Рабочее место 1

Опыт 1. К раствору хлорида меди (II) прилейте раствор гидроксида натрия.

Опыт 2. К раствору нитрата кальция прилейте раствор карбоната натрия.

Опыт 3. К осадку, полученному в первом опыте, прилейте раствор азотной кислоты.

Рабочее место 2

Опыт 1. К карбонату кальция прилейте раствор азотной кислоты.

Опыт 2. К раствора хлорида бария прилейте раствор серной кислоты.

Опыт 3. К раствору хлорида кальция прилейте раствор нитрата серебра.

Рабочее место 3

Опыт 1. К карбонату кальция прилейте раствор соляной кислоты.

Опыт 2. К сульфату меди (II) прилейте раствор гидроксида натрия.

Опыт 3. К полученному осадку прилейте раствор соляной кислоты.

Рабочее место 4

Опыт 1. К раствору хлорида аммония прилейте раствор гидроксида натрия.

Опыт 2. К полученному осадку добавьте раствор соляной кислоты.

Опыт 3. Налейте в пробирку раствор гидроксида натрия, добавьте 2-3 капли фенолфталеина и раствор соляной кислоты.

Рабочее место 5

Опыт 1. К раствору сульфата меди прилейте раствор гидроксида натрия.

Опыт 2. К полученному осадку прилейте раствор соляной кислоты.

Опыт 3. К раствору гидроксида натрия прибавьте 2-3 капли фенолфталеина и немного соляной кислоты.

Рабочее место 6

Опыт 1. Насыпать в пробирку немного соли карбоната кальция и добавить серной кислоты.

Опыт 2. К раствору серной кислоты добавьте 2-3 капли фенолфталеина и немного гидроксида кальция.

Опыт 3. К раствору хлорида кальция добавьте немного нитрата серебра.

Рабочее место 7

Опыт 1. К раствору хлорида цинка добавьте немного гидроксида натрия.

Опыт 2. К полученному осадку прилейте серной кислоты.

Опыт 3. К карбонату кальция добавьте серной кислоты.

Рабочее место 8

Опыт 1. К раствору хлорида натрия прибавьте 2-3 капли нитрата серебра.

Опыт 2. К раствору хлорида алюминия прилейте раствор гидроксида калия.

Опыт 3. К полученному осадку добавьте немного серной кислоты.

Выполнение зачётной карточки

Контрольные вопросы

1.Что называется электролитической диссоциацией?

2.Что такое электролиты, неэлектролиты? Приведите примеры.

3.Какие электролиты называются сильными, слабыми?

4.Что называется ионообменной реакцией?

5.Какие ионообменные реакции идут до конца?

Лабораторное занятие № 12

Тема «Определение характера среды раствора с помощью универсального индикатора»

Цель: получить практические навыки определения характера среды раствора с помощью индикатора.

Оборудование и реактивы: пробирки, растворы солей, индикаторы, таблица растворимости, кислота, щёлочь, вода.

Выполнение работы

Теоретическая часть

Гидролиз соли - это реакция обмена ионов соли с ионами поды.

Разберем случаи гидролиза, пользуясь понятиями "слабый" и "сильный" электролит.

KNO₃ + H₂O KOH + HNO₃

K⁺ + NO^–₃ + HOH K⁺ + OH^– + NO^–₃ + H⁺

Среда нейтральная, так как ионы Н⁺ и ОН^– не связываются с другими ионами в слабый электролит.

Пример. Соль образована сильным основанием и слабой кислотой (гидролиз протекает по аниону).

Уравнение гидролиза соли СН₃СООК будут иметь следующий вид:

в молекулярной форме

СН₃СООК + Н2О КОН + СН₃СООН

в ионной форме

К⁺ + СН₃СОО^– + НОН К⁺ + ОН^– + СН₃СООН

в сокращенной ионной форме

СН₃СОО^– + НОН ОН^– + СН₃СООН

S²⁺ + НОН HS^– + OH^– (среда щелочная)

При написании молекулярного уравнения вносим ранее исключенный ион Na⁺ и получаем

Na₂S + Н₂О NaHS + NaOH

вторая ступень (Гидролиз соли NaHS):

в сокращенной ионной форме

HS^– + НОН H₂S+OH^–

в молекулярной форме

NaHS + Н₂О NaOH + H₂S

NH⁴⁺ + НОН NH₄OH + Н⁺

в молекулярной форме

NH₄C1 + H₂O NH₄OH + HC1 ,

Ионы ОН^– связываются в слабый электролит, а ионы Н⁺ накапливаются — среда кислая.

Zn²⁺ + HOH ZnOH⁺ + H⁺

ионы ОН^– связаны, а ионы Н⁺ накапливаются.

Zn(NO₃)₂ + H₂O ZnOHNO₃ + HNO₃

Вторая ступень гидролиза в сокращенной ионной форме будет иметь вид

ZnOH⁺ + HOH Zn(OH)₂ + H⁺

в молекулярной форме

ZnOHNO₃ + H₂O Zn(OH)₂+HNO₃

NH⁺₄ + CH₃COO^– + HOH NH₄OH + CH₃COOH

А1₂S₃ + 6H₂O → 3H₂S↑ + 2А1(ОН)₃↓

Fe³⁺ + НОН (FeОН)²⁺ + Н⁺

СО^2–₃ + НОН (НСО)^–₃ +ОН^–

Fe₂(SO₄)₃ + 3K₂CO₃ + 3H₂O → 2Fe(OH)₃↓ + 3CO₂↑ + 3K₂SO₄

Практическая часть

Опыт 1. Налейте в три пробирки воды, кислоты, щёлочи. Добавьте раствор индикатора. Отметьте цвет индикатора. Данные занесите в таблицу.

Индикатор

Окраска индикатора

Вода

Кислота

Щёлочь

Лакмус

Фенолфталеин

Метилоранж

Опыт 2. Налейте в пробирку раствор соли. Добавьте индикатор. По цвету индикатора определите характер среды. Докажите это, написав реакцию гидролиза.

Вариант 1

Сульфат калия, хлорид железа (I I), сульфид натрия

Вариант 2

Сульфат бария, хлорид железа (I I I), гидросульфид калия

Вариант 3

Нитрат натрия, хлорид магния, сульфит натрия

Вариант 4

Сульфат кальция, нитрат цинка, гидросульфит натрия

Вариант 5

Нитрат алюминия, сульфат кальция, фосфат калия

Вариант 6

Нитрат цинка, хлорид кальция, карбонат кальция

Вариант 7

Хлорид магния, фосфат калия, сульфат кальция

Контрольные вопросы

1. Что такое электролиты, неэлектролиты? Приведите примеры.

2. Какие электролиты называются сильными, слабыми?

3. Приведите примеры сильных кислот и гидроксидов.

4. Сколько случаев гидролиза солей существует7

Лабораторное занятие № 13

Тема: «Свойства основных классов неорганических соединений. Идентификация неорганических соединений»

Цель работы: развитие практических навыков проведения эксперимента, изучение химических свойств кислот, оснований, солей.

Оборудование: пробирки, таблица растворимости, методическое пособие, реактивы, растворы.

Выполнение работы

Теоретическая часть

Кислоты – это электролиты, которые диссоциируют на катионы водорода и анионы кислотного остатка.

Этот класс соединений широко распространён в природе. В желудке человека содержится соляная кислота – своеобразный кордон для микробов, попадающих в желудок с пищей. Это необходимое для пищеварения вещество. Избыток кислоты в желудке – изжога.

В природе наблюдается многообразие органических кислот: лимонная, яблочная, щавелевая, муравьиная. При скисании виноградного сока получается уксусная кислота, а при скисании молока, при квашении капусты, при силосовании кормов – молочная кислота.

Химические свойства кислот.

Кислый вкус, действие на индикатор, электрическая проводимость, взаимодействие с металлами, основными и амфотерными оксидами, основаниями и солями – все эти свойства являются общими для неорганических кислот. Общие свойства кислот определяются их диссоциацией с образованием катионов водорода.

Взаимодействие кислот с металлами. Взаимодействие концентрированной и разбавленной серной и азотной кислот с металлами. Концентрированная серная кислота обугливает органические вещества.

Zn + 2HCl ═ ZnCl₂ + H₂

Взаимодействие кислот с оксидами металлов.

CuO + H₂SO₄ ═ CuSO₄ + H₂O

Взаимодействие кислот с гидроксидами металлов.

NaOH + HNO₃═ NaNO₃ + H₂O

Взаимодействие кислот с солями.

H₂SO₄ + BaCl₂ ═ BaSO₄ + 2HCl

Основные способы получения кислот. Бескислородные кислоты получают двумя способами:

cинтез соответствующих водородных соединений неметаллов из простых веществ с последующим растворением их в воде

H₂ + Cl₂ ═ 2HCl

вытеснение галогеноводородов из твёрдых солей концентрированной серной кислотой

2NaCl + H₂SO₄ ═ Na₂SO₄ + 2HCl

Фосфорную кислоту получают термическим способом в несколько стадий, используя в качестве сырья фосфат кальция.

Взаимодействием кислотного оксида с водой получают серную кислоту

SO₃ + H₂O ═ H₂SO₄

Азотную кислоту получают:

4NO₂ + 2H₂O + O₂ ═ 4HNO₃

Кремниевую кислоту можно получить:

Na₂SiO₃ + 2HCl ═ H₂SiO₃ + 2NaCl

Неорганические кислоты широко используются в промышленности.

Основания – это электролиты, которые диссоциируют на катионы металла и анионы гидроксогрупп.

Водные растворы щелочей, мылкие на ощупь, разъедают кожу, ткани, изменяют окраску индикаторов. Нерастворимые основания этими свойствами не обладают.

Химические свойства оснований.

Взаимодействие с кислотами.

Ba(OH)₂ + 2HNO₃═ Ba(NO₃)₂ + 2H₂O

Взаимодействуют с кислотными оксидами (характерно для щелочей).

Ca(OH)₂ + CO₂ ═ CaCO₃ + H₂O

Взаимодействуют с солями.

FeCl₃ + 3NaOH ═ Fe(OH)₃ + 3NaCl

Разложение нерастворимых оснований.

Cu(OH)₂ ═ CuO + H₂O

Основные способы получения оснований.

Щёлочи получают электролизом растворов солей щелочных металлов. Гидроксиды щёлочноземельных металлов получают обжигом их карбонатов с последующим гашением образующихся оксидов водой. В лабораторных условиях щёлочи получают взаимодействием щелочного или щёлочноземельного металла или их оксидов с водой. Малорастворимые основания получают реакцией обмена между растворами щёлочи и соли соответствующего металла.

Соли – это электролиты, которые диссоциируют на катионы металла или аммония) и анионы кислотного остатка.

Из всех неорганических соединений соли являются наиболее многочисленным классом веществ. Это твёрдые вещества ионного строения, которые отличаются друг от друга по цвету и растворимости. Различают средние, кислые и основные соли.

Средние соли – это продукты полного замещения атомов водорода в кислоте на металл.

Кислые соли – это продукты неполного замещения атомов водорода в кислоте на металл. Как правило это хорошо растворимые в воде соединения.

Основные соли – это продукты неполного замещения гидроксогрупп в основании на кислотный остаток. Почти все основные соли в воде нерастворимы.

Химические свойства: взаимодействуют с кислотами, со щелочами, с металлами, с солями.

Fe + CuSO₄ ═ FeSO₄ + Cu

Cu + 2AgNO₃ ═ Cu(NO₃)₂ + 2Ag

BaCl₂ + Na₂SO₄ ═ BaSO₄ + 2NaCl

Основные способы получения солей.

Взаимодействие кислот с металлами:

Zn + 2HCl ═ ZnCl₂ + H₂

Взаимодействие кислот с оксидами металлов:

CuO + H₂SO₄ ═ CuSO₄ + H₂O

Взаимодействие кислот с гидроксидами металлов:

NaOH + HCl ═ NaCl + H₂O

Взаимодействие кислот с солями:

H₂SO₄ + BaCl₂ ═ BaSO₄ + 2HCl

Взаимодействие щелочей с кислотными оксидами:

Ca(OH)₂ + CO₂ ═ CaCO₃ + H₂O

Взаимодействие щелочей с солями:

2NaOH + CuSO₄ ═ Na₂SO₄ + Cu(OH)₂

Взаимодействие солей с металлами:

CuSO₄ + Fe ═ FeSO₄ + Cu

Взаимодействие солей с другими солями:

CaCl₂ + Na₂CO₃ ═ CaCO₃ + 2NaCl

Взаимодействие основных оксидов с кислотами:

MgO + SO₃═ MgSO₄

Взаимодействие металла с неметаллом:

Fe + S ═ FeS

Практическая часть

Опыт 1. Налейте в пробирку 2-3 мл раствора сульфата меди (11) и опустите в него стальную кнопку или скрепку. Что наблюдаете? Запишите уравнение реакции.

Опыт 2. В две пробирки налейте по 1-2мл соляной кислоты и поместите в первую пробирку гранулу цинка, а во вторую пробирку – кусочек медной проволоки. Что наблюдаете?

Опыт 3. Налейте в пробирку 1-2мл раствора гидроксида натрия и добавьте 2-3 капли раствора фенолфталеина. К полученному раствору прилейте 1-2мл соляной кислоты. Что наблюдаете?

Опыт 4. В две пробирки налейте по 1-2мл раствора карбоната натрия и силиката натрия. В обе пробирки прилейте по 1-2мл раствора соляной кислоты. Что наблюдаете?

Опыт 5. В две пробирки налейте по 1-2мл раствора сульфата меди (11). Добавьте в каждую из пробирок 1-2мл раствора гидроксида натрия. Что наблюдаете? Добавьте в одну из пробирок с полученным нерастворимым основанием 1-2мл раствора серной кислоты. Что наблюдаете? Оставшуюся пробирку с нерастворимым основанием укрепите в пробиркодержателе и нагрейте в пламени спиртовки. Что наблюдаете?

Контрольные вопросы

1. Дайте определение понятия «кислоты», исходя из их состава.

2. Дайте определение понятия «кислоты» с точки зрения теории электролитической диссоциации.

3. На какие группы делят кислоты?

4. Как определить наличие кислоты в продуктах питания?

5. Дайте определение понятия «основания», исходя из их состава.

6. Дайте определение понятия «основания» с точки зрения теории электролитической диссоциации.

7. На какие группы делят основания?

8. Дайте определение понятия «соли», исходя из их состава.

9. Дайте определение понятия «соли» с точки зрения теории электролитической диссоциации.

10. На какие группы делят соли?

Лабораторное занятие № 14

Тема: «Знакомство с образцами металлов и их рудами»

Цель работы: получить практические навыки работы с учебной литературой, научиться распознавать минералы и характеризовать их.

Оборудование: коллекция минералов, учебник.

Выполнение работы

Теоретическая часть

Наряду с современной классификацией химических элементов, основанной на строении атомов и представлениях периодической системы, существует историческое, традиционное их разделение на металлы и неметаллы.

Первая, вторая, третья группы периодической системы целиком состоят из металлов (кроме водорода и бора), а также побочные подгруппы остальных групп заняты металлами.

Металлы во внешнем электронном слое, как правило, имеют 1- 3 электрона и легко отдают их, проявляя при этом восстановительные свойства.

Чистые металлы в твердом состоянии — это кристаллы, в которых частицы вещества расположены в определенном геометрическом порядке, образуя кристаллическую решетку, в узлах которой находятся положительно заряженные ионы, а между ними перемещаются свободные электроны.

Атомы в кристаллической решетке металлов расположены очень близко друг к другу и их внешние электроны могут перемещаться не только вокруг одного атома, а вокруг многих. Таким образом, внешние электроны свободно перемещаются по всему металлу, образуя так называемый "электронный газ". Общим присущим исключительно металлам химическим свойством является способность только отдавать электроны, превращаясь в свободные положительно заряженные ионы по схеме

Me – ē = Ме+

Способность отдавать электроны выражена у металлов по разному. Мерой прочности связи электронов в атомах является энергия ионизации. Наименьшей энергией ионизации обладают щелочные металлы, поэтому они являются энергичными восстановителями.

Восстановительными свойствами металлов обусловлена их способность вступать в реакции с различными окислителями: 1) металлами, 2) кислотами, 3) солями менее активных металлов.

1) Металлы взаимодействую с неметаллами:

Названия всех соединений металлов с неметаллами оканчиваются на "ид" (оксид, хлорид, нитрид, сульфид и т.д.)

а) большинство металлов хорошо реагируют с кислородом, давая оксиды:
4Li + О₂ = 2Li₂2О

2Mg + О₂ = 2MgO;

б) легко соединяются с галогенами, образуя соли:

2Na + J₂ = 2NaJ (иодид натрия)

2Fe + ЗС1₂ = 2FeCl₃ (хлорид железа Ш)

в) с азотом металлы образуют нитриды:

ЗВа + N₂ = Ba₃N₂ (нитрид бария)

6Na + N₂ = 2Na₃N (нитрид натрия)

г) при определенных условиях металлы взаимодействуют с серой, образуя судьфшы;
Fе + S = FeS (сульфид железа II)

2А1 + 3S = A1₂S₃ (сульфид алюминия)

Необходимо отметить, что чем более электроотрицателен элемент, тем он глубже (сильнее) окисляет металл. Например, если в соединениях железа с хлором железо имеет степень окисления -3, то в соединениях с серой - +2;

д) соединения металлов с углеродом называются карбидами.

е) соединения металлов с фосфором можно получить путём синтеза при высокой температуре (600-1200*С). Эти соединения называются фосфидами:
32n +2Р = Zn₃P₂ (фосфид цинка)

Фосфиды некоторых металлов обладают полупроводниковыми свойствами, легко разлагаются водой с выделением газа — фосфина:

Li₃P + ЗН₂О = 3LiOH + РН₃

фосфин

ж) с водородом взаимодействуют непосредственно только щелочные и щелочноземельные металлы, давая гидриды:

t°

2Li + Н₂ = 2Li⁺H^–

гидрид лития

t°

Са + Н₂ = Са²⁺Н^–1₂

гидрид кальция

Гидриды остальных металлов получают другим путем;

з) при непосредственном соединении некоторых металлов с кремнием могут быть получены силициды:
например, 2Mg + Si = Mg₂Si (силицид магния)

Силициды могут иметь более сложный состав, могут полимеризоваться.

По степени легкости отдачи электронов в растворах металлы можно расположить в ряд активности (ряд напряжений). В этот ряд помещен и водород, потому что это единственный неметалл, разделяющий с металлами их общее свойство — находиться в водных растворах в виде положительных ионов (хотя и гидрати|рованных).
Нужно сказать, что ряд напряжений справедлив лишь применительно к определенным условиям.

усиление восстановительной способности

Li, Cs, К, Са, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H₂, Cu, Ag, Hg, Au;

Li⁺, Cs⁺, K⁺, Ca²⁺, Na⁺, Mg²⁺, A1³⁺, Zn²⁺, Fe²⁺, Ni²⁺,

усиление окислительной способности

Sn²⁺, Pb²⁺, 2H⁺, Cu²⁺, Ag⁺, Hg²⁺, Au³⁺;

Металлы в ряду напряжения расположены по убыванию (ослаблению) их восстановительной способности в растворах или по возрастанию (усилению) окислительной способности их ионов в растворах.

В ряду напряжений каждый предыдущий металл вытесняет из растворов солей все последующие.

Металлы, расположенные в ряду до водорода, вытесняют его из разбавленных кислот (кроме азотной). А щелочные и щелочноземельные — вытесняют водород даже из воды.

Ряд напряжения справедлив для окислительно-восстановительных процессов, происходящих только в водной среде.

2). Важные химические свойства металлов проявляются в их отношении к воде, растворам кислот, основаниям, солям.

а). Щелочные и щелочно-земельные металлы энергично реагируют с водой при обычной температуре:

2Na+ 2Н₂О = 2NaОН + Н₂

другие металлы при высокой температуре:

3Fe + 4Н₂О = Fe₃O₄+4Н₂

б). Металлы, стоящие в ряду напряжения до водорода, реагируют с разбавленными кислотами (кроме азотной), вытесняя из кислоты водород¹:

H₂SO₄ + Zn = ZnSO₄ + Н₂

разб.

в). Кислоты - окислители (конц. H₂SO₄ , HNO₃ конц. и разб.) при взаимодействии с металлами водорода не выделяют:

Cu + 2H₂SO₄ = SO₂ + 2H₂O + CuSO₄

конц.

Степень восстановления концентрированной серной кислоты зависит от активности металла-восстановителя:

+6 +1 –2

8Na + 5H₂SO₄ = 4Na₂SO₄ + H₂S + 4Н₂О

Na⁰ – Iē → Na⁺¹ │ 8

S⁺⁶ + 8ē → S^–2 │ 1

Малоактивные металлы, например, Сu, Hg, при взаимодействии с концентрированной азотной кислотой реагируют по схеме:

Me + 4HNO₃ = Me(NO₃)₂ + 2Н₂О + 2NO₂;

с разбавленной азотной кислотой по схеме:

ЗМе + 8HNO₃ = 3Me(NO₃)₂ + 4H₂O + 2NО.

Очень разбавленная азотная кислота с активным металлом восстанавливается до NH₄NO₃

4Zn + 10HNO₃ = 4Zn(NO₃)₂ + ЗН2О + NH4NO3

3). Способность атомов металлов к отдаче электронов наиболее ярко проявляется в их реакциях с растворами солей. Например, при погружении железной пластинки в раствор соли меди, железо окисляется и переходит в раствор, а катионы меди восстанавливаются до свободной меди, которая оседает на железной пластинке:

Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Си↓

Некоторые металлы, например, цинк, алюминий, свинец могут взаимодействовать со щелочами,

1 Разбавленная НС1, H2SO4 со свинцом взаимодействуют только с поверхности, образуя защитную пленку РЬС12, PbSO4 (солевая пассивизация). Горячив кислоты растворяют свинец, т. к. разрушается эта защитная плёнка.

образуя (алюминаты, цинкаты, плюмбаты, хромиты) соли соответствующих слабых кислот:

t°

2А1 + 2NaOH + 2Н₂О = 2NaAlO₂ + ЗН2

метаалюминат

натрия

t°

Zn + 2NaOH = Na₂ZnO₂ + Н₂

цинкат натрия

В свободном состоянии в природе встречаются только некоторые металлы, например, золото, платина, палладий, родий, осмий. Большинство металлов встречаются в природе в виде соединений: оксидов, сульфидов, хлоридов, сульфатов, карбонатов и т.д. Эти соединения обычно находятся в смеси с другими соединениями, являющимися пустой породой. Эта смесь соединений называется рудой.

Первоначальной задачей при получении металла из руды является отделение пустой породы. Этот процесс называется обогащением руд. Затем из обогащенной руды в зависимости от химического состава путем восстановления получают металл.

В качестве восстановителей металлов из их оксидов используют; водород, оксид углерода (II), углерод или другой более активный металл.

Например: Fe₂O₃ + ЗСО = 2Fe + ЗСО₂

СuО + Н₂ = Сu + Н₂О

Сг₂О₃ + 2А1 = А1₂Оз + 2Сг

Процесс восстановления металлов из их оксидов металлом называется металлотермией.

Процесс восстановления алюминием называется алюминотермией.

Если для получения металлов берутся сульфидные руды, то их сначала подвергают обжигу, затем из полученных таким образом оксидов восстанавливают коксом:

2MeS + ЗО₂ = 2МеО + 2SO₂↑

МеО + С = Me + CO↑

кокс

Щелочные, щелочно-земельные металлы получают электролизом расплавов их солей или гидроксидов.

Например:

при электролизе расплавленного КОН на катоде осаждается металлический калий, а на аноде выделяется кислород:

КОН К⁺ + ОН^– (термическая диссоциация) +0

Катод - К⁺ + ē → К⁰

Анод - 4ОН^– – 4ē → O₂ + 2Н₂О

электролиз

Таким образом: 4КОН 4К + O₂ + 2Н₂О

расплава

При электролизе расплава КС1 на катоде осаждается металлический калий, на аноде выделяется хлор:

КС1 К⁺ + С1^– (термическая диссоциация)

Катод К⁺ + ē → К⁰

Анод 2С1^– – 2ē → С1₂

электролиз

Таким образом: 2КС1 2К + С1₂

Расплава

Практическая часть

1.Рассмотрите выданные образцы минералов. Заполните таблицу.

Название минерала, основные месторождения	Формула и название основной составной части	Внешний вид	Применение

2.Охарактеризуйте получение, свойства и применение предложенных металлов.

Контрольные вопросы

1. В виде чего металлы встречаются в природе?

2. Положение металлов в периодической таблице.

3. Кристаллическое строение металлов.

4. Назовите общие физические свойства металлов.

5. Перечислите общие химические свойства металлов.

6. Назовите способы получения металлов.

7. Где применяются металлы?

Лабораторное занятие № 15

Тема «Изучение свойств металлов. Взаимодействие цинка и железа с растворами кислот и щелочей.»

Цель занятия: освоить практические навыки по определению физических и химических свойств металлов и их соединений; научиться с помощью качественных реакций анализировать вещества.

Оборудование и реактивы: пробирки, спиртовка, НХВ, НХР, коллекция металлов.

Выполнение работы

Теоретическая часть

Общие физические свойства металлов обусловлены металлической кристаллической решёткой и металличе6ской химической связью. Это металлический блеск, пластичность, высокая электро- и теплопроводность, рост электрического сопротивления при повышении температуры, а также такие практически значимые свойства, как плотность, температура кипения и температура плавления, твёрдость, магнитные свойства.

Все металлы – твёрдые при обычных условиях вещества, кроме жидкой ртути, которая при низких температурах становится твёрдой и ковкой, как свинец. Не обладают пластичностью лишь висмут и марганец, которые хрупки.

Все металлы имеют серебристо-белый или серый цвет.

В технике металлы принято классифицировать по различным физическим свойствам:

плотности – лёгкие и тяжёлые;
температуре плавления – легкоплавкие и тугоплавкие.

Железо и его сплавы в технике принято считать чёрными металлами, а все остальные – цветными.

Существует классификация металлов и по их химическим свойствам. Металлы с низкой химической активностью называют благородными: серебро, золото, платина и аналоги последнеё – осмий, иридий, рутений, палладий, родий.

По близости химических свойств выделяют щелочные (металлы главной подгруппы I группы), щёлочноземельные (металлы главной подгруппы II группы, начиная с кальция), а также редкоземельные (скандий, иттрий, лантан и лантаноиды) металлы.

Химические свойства металлов можно охарактеризовать одним предложением: все металлы проявляют только восстановительные свойства.

Взаимодействуют с неметаллами.

2Na + Cl_{2 →}2NaCl

2Mg + O₂ → 2MgO

Взаимодействуют с водой.

2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂

Взаимодействуют с кислотами. Это свойство вытекает из положения металлов в электрохимическом ряду напряжений.

Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂

Взаимодействие с растворами солей. (ряд напряжений)

Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu

Металлотермия. Некоторые активные металлы – литий, магний, кальций, алюминий – способны вытеснять другие металлы из их оксидов. Это свойство используют для получения некоторых металлов.

2Al + Cr₂O₃ → Al₂O₃ + 2Cr

Коррозией называют самопроизвольное разрушение металлов и сплавов под влиянием окружающей среды.

Ежегодно от коррозии разрушается около четверти от всего произведённого в мире железа. Коррозия вызывает серьёзные экологические последствия. Одной из причин коррозии является наличие примесей в металле, его неоднородность.

Способы борьбы с коррозией:

§ нанесение защитных покрытий;

§ использование нержавеющих сталей;

§ введение в рабочую среду, где находится металл ингибиторов;

§ создание контакта с более активным металлом – протектором.

Металлы встречаются в природе в свободном виде – это так называемые самородные металлы. К ним относятся: золото, платина, медь, ртуть, серебро. Самородные металлы обычно содержатся в небольших количествах в виде зёрен или вкраплений в горных породах. Изредка встречаются довольно крупные куски металлов – самородки.

Значительная химическая активность металлов приводит к тому, что в земной коре они встречаются главным образом в виде соединений – минералов: оксидов, сульфидов, хлоридов, сульфатов, карбонатов и т.д. Минералы входят в состав горных пород и руд.

Минералы и горные породы, содержащие металлы и их соединения, из которых выделение чистых металлов технически возможно и экономически целесообразно, называют рудами.

Обычно перед получением металлов из руды её предварительно обогащают – отделяют пустую породу, примеси и т.д. В результате образуется концентрат, служащий сырьём для металлургического производства.

Металлургия – это наука о методах и процессах производства металлов из руд и других металлосодержащих продуктов, о получении сплавов и обработке металлов.

Металлургия – важнейшая отрасль тяжёлой промышленности, занимающаяся получением металлов и сплавов.

Металлы получают методами пиро-, гидро- и электрометаллургии. Все эти методы основаны на восстановлении металлов из их соединений.

Пирометаллургия – это способ восстановления металлов из руд при высоких температурах с помощью восстановителей (уголь, оксид углерода, водород, активные металлы).

Гидрометаллургия – это способ получения металлов из растворов их солей.

Электрометаллургия – это способ получения металлов с помощью электрического тока – электролиза.

Практическая часть

I. Изучение физических свойств металлов.

Опыт 1. Опишите физические свойства выданных металлов, используя план:

- агрегатное состояние при комнатной температуре;

- цвет;

- блеск;

- пластичность;

- тепло- и электропроводность;

- твёрдость по отношению к шкале твёрдости (справочник);

- плотность (справочник);

- температура плавления и кипения (справочник)

Сформулируйте вывод, в котором перечислите общие физические свойства металлов.

II. Изучите некоторые химические свойства металлов.

Опыт 1. Налейте в одну пробирку немного раствора соляной кислоты, а в другую пробирку раствор гидроксида натрия. В обе пробирки добавьте стружек алюминия и слегка подогрейте.

Опыт 2 В пробирку налейте немного раствора хлорида алюминия и добавьте 2-3 капли раствора гидроксида натрия. Полученный осадок разделите на две части. К одной прилейте раствор соляной кислота, а к другой добавьте ещё раствора гидроксида натрия.

Опыт 3. Налейте в пробирку раствор соли хлорид железа (2) и добавьте раствор гидроксида натрия. К полученному осадку прилейте раствор кислоты.

Опыт 4. В пробирку налейте раствор соли хлорид железа (2) и добавьте раствор K₃[Fe(CN)₆]. В другую пробирку налейте раствор соли хлорид железа (3) и добавьте раствор KSCN.

Контрольные вопросы

1. Как связано строение металлов с их свойствами?

2. Перечислите химические свойства металлов.

3. Что такое коррозия металлов?

4. Назовите способы защиты металлов от коррозии.

5. Почему щелочные и щёлочноземельные металлы нельзя получить гидрометаллургическим способом?

Лабораторное занятие № 16

Тема «Знакомство с образцами неметаллов и их природными соединениями»

Цель: получить практические навыки по определению физических и химических свойства неметаллов и их соединений.

Оборудование и реактивы: пробирки, горелка, таблица растворимости, НХВ, НХП.

Выполнение работы

Теоретическая часть

Физические свойства неметаллов.

Общие физические свойства неметаллов выделить достаточно трудно. Агрегатное состояние разное (кислород – газ, бром – жидкость, углерод – твёрдое вещество), цвет разный (фосфор – красный, сера – жёлтый, иод – фиолетовый), температура плавления (3800⁰с у графита и -210⁰с у азота).

На примере галогенов можно проследить изменение физических свойств неметаллов в зависимости от их положения в Периодической системе.

Вещество	Агрегатное состояние при обычных условиях	Цвет	Запах	Температура, ⁰С
Вещество	Агрегатное состояние при обычных условиях	Цвет	Запах	плавления	кипения
Фтор	Газ, не сжижающийся при обычной температуре	Светло-жёлтый	Резкий, раздражающий	-220	-188
Хлор	Газ, сжижающийся при обычной температуре под давлением	Светло-зелёный	Резкий, удушливый	-101	-34
Бром	Жидкость	Красно-бурый	Резкий, зловонный	-7	58
Иод	Твёрдое вещество	Чёрно-фиолетовый с металлическим блеском	Резкий	114	186

Химические свойства неметаллов.

Для неметаллов характерны как восстановительные, так и окислительные свойства. Способность неметаллов проявлять те или другие свойства определяется их положением в ряду электроотрицательности:

F → O → Cl → N → Br → S → C → H ------ электроотрицательность уменьшается

Окислительные свойства неметаллов. Взаимодействуют с металлами, водородом.

S + Hg ═ HgS

H₂ + Cl₂ ═ 2HCl

Восстановительные свойства неметаллов. Взаимодействуют с кислородом, сложными веществами.

S + O₂ ═ SO₂

3S + 2KClO₃→ 2KCl + 3SO₂

Получение неметаллов. Способы получения неметаллов гораздо более разнообразны, чем металлов. Например, способом фракционной перегонки жидкого воздуха получают азот и кислород; хлор получают электролизом раствора или расплава хлорида натрия.

Практическая часть

I. Изучение физических свойств неметаллов.

Опыт 1. Опишите физические свойства выданных неметаллов, используя план:

- агрегатное состояние при комнатной температуре;

- цвет;

- блеск;

- пластичность;

- тепло- и электропроводность;

- твёрдость по отношению к шкале твёрдости (справочник);

- плотность (справочник);

- температура плавления и кипения (справочник)

Сформулируйте вывод, в котором перечислите общие физические свойства неметаллов.

II. Изучите некоторые химические свойства неметаллов.

Опыт 1. В одну пробирку налейте 1-2 мл раствора сульфата натрия, в другую – столько же сульфата цинка, а в третью – разбавленного раствора серной кислоты. Во все пробирки поместите по грануле цинка, а затем добавьте несколько капель раствора хлорида бария.

Опыт 2. В одну пробирку поместите немного кристаллического сульфата аммония, во вторую – нитрата аммония. В обе пробирки прилейте по 1-2 мл раствора гидроксида натрия и слегка подогрейте.

Опыт 3. В одну пробирку положите немного мела, а в другую – карбонат магния. В первую пробирку налейте немного разбавленной соляной кислоты, а во вторую – столько же разбавленной серной кислоты.

Опыт 4. Ознакомление с различными коллекциями:

a) ознакомление с коллекцией азотных и фосфорных удобрений;

b) ознакомление с различными видами топлива;

c) ознакомление с образцами природных силикатов4

d) ознакомление с видами стекла.

Контрольные вопросы

1. Какими особенностями строения отличаются атомы и кристаллы неметаллов?

2. Что такое электроотрицательность?

3. Охарактеризуйте окислительные, восстановительные свойства неметаллов.

Лабораторное занятие № 17

Тема: «Обнаружение витаминов в продуктах питания»

Цель занятие: получение практических навыков проведения эксперимента по закреплению теоретических сведений о витаминах.

Оборудование: пробирки, учебная литература, реактивы и растворы.

Выполнение работы

Теоретическая часть

Витамины – низкомолекулярные органические соединения различной химической природы, необходимые для осуществления важнейших процессов, протекающих в живом организме.

Для нормальной жизнедеятельности человека витамины необходимы в небольших количествах, но так как в организме они не синтезируются в достаточном количестве, то должны поступать с пищей с пищей в качестве необходимого её компонента.

Их отсутствие или недостаток в организме вызывает гиповитаминозы (болезни в результате длительного недостатка) и авитаминозы (болезни в результате отсутствия витаминов). При приёме витаминов в количествах, значительно превышающих физиологические нормы, могут развиваться гипервитаминозы.

По растворимости в воде или жирах все витамины делят на две группы:

· водорастворимые (В₁, В₂, В₆, РР, С и др.);

· жирорастворимые (А, Е, Д, К).

Водорастворимые витамины

Все витамины жизненно важны. Не умаляя значения других витаминов, остановимся особо на профилактике двух авитаминозов, причиняющих наибольший ущерб здоровью миллионов людей. Это авитаминозы С и В₁.

Жирорастворимые витамины.

Витамин А (ретинол) участвует в биохимических процессах, связанных с деятельностью мембран клеток. При его недостатке ухудшается зрение, замедляется рост молодого организма, особенно костей, наблюдается повреждение слизистых оболочек дыхательных путей, пищеварительной системы. Обнаружен только в продуктах животного происхождения, особенно много его в печени морских животных и рыб. В рыбьем жире – 15 мг%, печени трески – 4; сливочном масле – 0,5; молоке – 0.025. Потребность человека в витамине А может быть удовлетворена и за счёт растительной пищи, в которой содержатся его провитамины – каротины (морковь, красный перец, помидоры, сливочное масло). Витамин А разрушается под действием света, кислорода воздуха, при термической обработке (до 30%).

Кальциферол (витамин Д) - под этим термином понимают два соединения: эргокальциферол (Д ₂) и холекальциферол (Д₃). Регулирует содержание кальция и фосфора в крови, участвует в минерализации костей. Отсутствие приводит к развитию у детей рахита и размягчению костей (остеопороз) у взрослых. Следствие последнего – переломы костей. Кальциферол содержится в продуктах животного происхождения (мкг%); рыбьем жире – 125; печени трески – 100; говяжьей печени – 2,5; яйцах – 2,2; молоке - 0,05; сливочном масле – 1,3-1,5. Потребность частично удовлетворяется за счёт его образования в коже под влиянием ультрафиолетовых лучей из провитамина 7-дигидрохолестерина. Витамин Д почти не разрушается при кулинарной обработке.

Токоферолы (витамин Е) влияют на биосинтез ферментов. При авитаминозе нарушаются функции размножения, сосудистая и нервная системы. Распространены в растительных объектах, в первую очередь в маслах: соевом, хлопковом, подсолнечном, в хлебе, крупах. Витамин Е устойчив к нагреванию, разрушается под влиянием ультрафиолетовых лучей.

Практическая часть

Опыт 1. Определение витамина А в подсолнечном масле.

В пробирку налейте 1 мл подсолнечного масла и добавьте 2-3 капли 1%-ного раствора FeCl₃. При наличии витамина А появляется ярко-зелёное окрашивание.

Опыт 2. Определение витамина С в яблочном соке.

Налейте в пробирку 2 мл сока и добавьте воды до 10 мл. Затем влейте немного крахмального клейстера (1 г крахмала на стакан кипятка). Далее по каплям добавляйте 5%-ный раствор йода до появления устойчивого синего окрашивания, не исчезающего 10-15 секунд. Техника определения основана на том, что молекулы аскорбиновой кислоты легко окисляются йодом. Как только йод окислит всю аскорбиновую кислоту, следующая же капля, прореагировав с крахмалом, окрасит раствор в синий цвет.

Опыт 3. Определение витамина Д в рыбьем жире или курином желтке.

В пробирку с 1 мл рыбьего жира прилейте 1 мл раствора брома. При наличии витамина Д появляется зеленовато-голубое окрашивание.

Контрольные вопросы.

1. Как соотносится термин «витамины» с функциями веществ, которые он обозначает?

2. То такое гиповитаминозы, авитаминозы, гипервитаминозы?

3. Как классифицируют витамины?

4. Расскажите о роли витамина С и его взаимосвязи с витамином Р и каротином (витамином А).

5. Как взаимосвязаны кулинарная обработка плодов и овощей и сохранность витаминов в них?

6. Какие витаминные препараты вы знаете и как их применять?

Лабораторное занятие № 18

Тема: «Действие ферментов на различные вещества»

Цель занятия: получение практических навыков проведения эксперимента по действию ферментов на различные вещества.

Оборудование: пробирки, учебная литература, реактивы и растворы.

Выполнение работы

Теоретическая часть

Ферменты, или энзимы, - это органические катализаторы белковой природы, которые ускоряют реакции, необходимые для функционирования живых организмов.

Так как реакции обмена веществ, протекающие в организмах, можно разделить на два типа процессов: синтеза (анаболитические) и распада (катаболитические), то соответственно можно выделить и два типа ферментов.

Сейчас химикам известно более 2000 ферментов. Все они обладают рядом специфических свойств, отличающих их от неорганических катализаторов.

Размер молекул. Понятно, что, будучи по своей природе белками, ферменты должны иметь большие значения молекулярной массы. Действительно. Она может колебаться в пределах от 10⁵ до 10⁷, а это значит, что по своему размеру молекулы ферментов попадают в разряд коллоидных частиц. Это не позволяет отнести их ни к гомогенным, ни к гетерогенным катализаторам. Остаётся отнести их к особому классу катализаторов.

Селективность. Каждый фермент ускоряет только одну какую-либо реакцию или группу однотипных реакций. Эту их особенность называют селективностью (избирательностью) действия. Она позволяет организму быстро и точно выполнить чёткую программу синтеза нужных ему соединений на основе молекул пищевых веществ или продуктов их превращения. Располагая богатым набором ферментов, клетка разлагает молекулы белков, жиров и углеводов до небольших фрагментов-мономеров (аминокислот, глицерина и жирных кислот, моносахаридов соответственно) и из них заново строит белковые и иные молекулы, которые будут точно соответствовать потребностям данного организма.

Эффективность. Большинство ферментов обладает очень большой эффективностью. Скорость некоторых ферментативных реакций может быть в 10¹⁵ раз больше скорости реакций, протекающих в их отсутствии. Такая высокая активность ферментов объясняется тем, что их молекулы в процессе «работы» очень быстро восстанавливаются (регенерируют). Типичная молекула фермента может регенерировать миллионы раз за минуту. Ферменты, действуя как катализаторы, снижают энергию активации, которая требуется для того, чтобы могла произойти реакция.

Зависимость от температуры и среды раствора. Многие ферменты обладают наибольшей эффективностью при температуре человеческого тела, т.е. приблизительно при 37⁰С. Человек погибает при более низких и более высоких температурах не столько из-за того, что его убила болезнь, а в первую очередь из-за того, что перестают действовать ферменты, а следовательно, прекращаются обменные процессы, которые и определяют сам процесс жизни.

Ферменты наиболее эффективно действуют на субстрат при строго определённой среде раствора, при определённых значениях рН.

Классификация ферментов.

Классы ферментов	Катализируемая реакция	Примеры ферментов или их групп (даны тривиальные названия)
Оксидоредуктазы	Перенос атомов водорода или электронов от одного вещества к другому	Дегидрогеназа, оксидаза
Трансферазы	Перенос определённой группы атомов – метильной, ацильной, фосфатной или аминогруппы – от одного вещества к другому	Трансаминаза, киназа
Гидролазы	Реакции гидролиза	Липаза, амилаза, пептидаза
Лиазы	Негидролитическое присоединение к субстрату или отщепление от него группы атомов	Декарбоксилаза, фумараза, альдолаза
Изомеразы	Внутримолекулярная перестройка	Изомераза, мутаза
лигазы	Соединение двух молекул в результате образования новых связей	Синтетаза

Значение ферментов невозможно переоценить. Только в человеческом организме ежесекундно происходят тысячи и тысячи ферментативных химических реакций. Ферменты играют немаловажную роль и в проведении многих технологических процессов, например, в процессах приготовления пищи, в производстве пищевых продуктов и напитков, фармацевтических препаратов, моющих средств, текстиля, кожи и бумаги.

Практическая часть

Опыт 1. Прополощите тщательно рот водой. Наберите 2-4 мл слюны в маленький мерный цилиндр. Добавьте воды в цилиндр или пробирку до объёма в 10 мл. Этот раствор содержит фермент амилазу, который вы и будете изучать.

Опыт 2. Смешайте 5 мл раствора крахмала и 1 мл раствора фермента в пробирке. Через 30 сек. После перемешивания возьмите каплю полученного раствора и проверьте её на содержание крахмала, перемешав её с каплей раствора йода на предметном стекле. Спустя ещё 30 сек., проверьте следующую каплю смеси на содержание крахмала. Если крахмал ещё присутствует, то повторяйте тест каждые 30 сек. до тех пор, пока больше не обнаружите крахмала в смеси. Запишите общее время, необходимое для того, чтобы исчез весь крахмал.

Опыт 3. Две новые порции смеси раствора фермента и крахмала (2,5 мл раствора крахмала и 0,5 мл раствора фермента) в двух пробирках поместите в стаканчик с водой: в одном вода охлаждена с помощью льда или снега до температуры 10⁰С, а в другой – с тёплой водой при 35-40⁰С (приблизительно). Каждые 30 сек. отбирайте по 1 капле смеси раствора крахмала и фермента и смешивайте с каплей раствора йода на предметном стекле. Повторяйте это, пока не обнаружите, что в растворе исчез крахмал. Запишите затраченное время, сделайте вывод о влиянии температуры на работу фермента.

Контрольные вопросы.

1. Что такое ферменты? Какова их химическая природа?

2. Чем отчается действие ферментов от действия неорганических катализаторов?

3. Перечислите факторы, которые влияют на скорость ферментативной реакции?

4. При какой температуре ферменты проявляют наибольшую активность: 26, 36⁰, 56⁰С?

5. Как классифицируют ферменты и как образуются их тривиальные названия?

6. Назовите области применения ферментов в промышленности.

Лабораторное занятие № 19

Тема: «Определение качества воды»

Цель занятия: получение практических навыков проведения эксперимента по определению качества воды

Оборудование: пробирки, учебная литература, реактивы и растворы.

Выполнение работы

Теоретическая часть

Человечество издавна обращало большое внимание на воду, поскольку хорошо известно, что там, где нет воды, нет и жизни. Поверхность земного шара на 3/4 покрыта водой – это океаны, моря, озёра, ледники. Довольно много воды находится в атмосфере, а также в земной коре. Общие запасы свободной воды на Земле составляют 1,4 млрд³. Основной объём воды содержится в океанах (около 97,6%). В виде льда на нашей планете имеется 2,14% воды. Вода рек и озёр составляет всего 0,29%, а атмосферная вода ещё меньше – 0,0005%.

Вода находится в постоянном и активном круговороте. Его движущая сила – Солнце, а основной источник воды – Мировой океан.

Трудно представить, что человек примерно на 65% состоит из воды. С возрастом содержание воды в организме уменьшается.

В здоровом организме взрослого человека наблюдается состояние водного равновесия, или водного баланса. Водный обмен – важная составная часть общего обмена веществ живых организмов, в том числе и человека.

Общий объём воды, потребляемый человеком в сутки при питье и с пищей, составляет 2-2,5л. Благодаря водному балансу столько же воды и выводится из организма. Без пищи человек может прожить около месяца, а без воды – всего несколько суток.

Вероятно, многие люди не в полной мере осознают истинное значение воды. Ведь, несмотря на то, что вода – самое распространённое на Земле вещество, запасы пресной воды довольно ограничены.

Поэтому воду необходимо беречь и защищать от загрязнений, помня, что она – важная составная часть среды обитания человека.

Питьевая вода должна содержать небольшие количества растворённых солей и газов. В зависимости от этого в различных местах вода отличается по вкусу.

Природные воды, содержащие соли, растворённые газы, органические вещества в более высоких концентрациях, чем питьевая вода, называют минеральными. Границей между пресной и минеральной водой считается содержание минеральных химических соединений, равное 1г/л. В настоящее время минеральные воды делят на лечебные, лечебно-столовые и столовые.

Лечебные минеральные воды проявляют своё действие в одних случаях при наружном, а в других – при внутреннем применении. Конечно, воды, пригодные для внутреннего применения, иногда оказываются полезными и при наружном использовании.

Дистиллированная вода, полученная конденсацией пара, практически не содержит солей и растворённых газов, поэтому она неприятна на вкус. Кроме того, при продолжительном употреблении она даже наносит вред организму. Это связано с вымыванием из клеток тканей желудка и кишечника содержащихся в них солей и микроэлементов, которые необходимы для нормального функционирования организма.

С давних пор для стерилизации питьевой воды использовали кипячение, а древние греки добавляли в воду сухое вино, что делало кислотной среду, в которой погибали многие болезнетворные микробы.

Для приготовления пищи и в качестве питьевой может бить использована и природная вода, если она не содержит вредных микроорганизмов, а также вредных минеральных и органических примесей, если она прозрачна, бесцветна и не имеет привкуса и запаха. Однако найти большие объёмы природной воды, отвечающей государственному стандарту, трудно. Поэтому её приходится очищать на специальных станциях. Кроме того, воду можно прокипятить, отстоять, профильтровать, заморозить и разморозить, электроактивировать, минерализовать, изменить рН при помощи химических методов, омагнитить, дистиллировать, а также воздействовать на неё светом, звуком, биополем и др.

Многие люди считают, что эффективный способ сделать водопроводную воду безопасной – кипячение. Казалось бы, достаточно вскипятить водопроводную воду, и можно её пить. Но на практике всё обстоит гораздо сложнее. Конечно, кипячение дезинфицирует воду. Но в ней при этом остаются все нелетучие токсичные вещества. Самое же неприятное, что при нагревании хлор, присутствующий в воде, вступает в химические реакции с органическими веществами, также находящимися в воде, образуя канцерогены, т.е. пить кипячёную хлорированную воду ещё опаснее, чем некипячёную.

Показатель жёсткости также влияет на качество воды. Различают временную (карбонатную) жёсткость, обусловленную наличием гидрокарбонатов кальция и магния, и постоянную, обусловленную наличием сульфатов, хлоридов и других солее кальция и магния. В жёсткой воде плохо развариваются белки, слабо завариваются чай и кофе. Постоянное употребление жёсткой воды может привести к заболеваниям желудка и отложению солей в организме человека. Для устранения жёсткости воды (её умягчения) применяют кипячение, гашёную известь и специальные твёрдые вещества – катиониты.

Для определения качества воды применяют различные способы и методы анализа. Анализ воды позволяет удостовериться в её чистоте и пригодности для питья, ежедневного применения, эксплуатации бытовой техники и сантехники или же разочароваться и начать изменять положение. Один из наиболее надёжных и эффективных способов очищения воды – применение бытовых фильтров.

Чистая вода представляет собой бесцветную прозрачную жидкость. Плотность воды при переходе её из твёрдого состояния в жидкое не уменьшается, как почти у всех других веществ, а возрастает.

Большое значение в жизни природы имеет и тот факт, что вода обладает аномально высокой теплоёмкостью. Поэтому в ночное время, а также при переходе от лета к зиме вода остывает медленно, а днём или при переходе от зимы к лету так же медленно нагревается, являясь, таким образом, регулятором температуры на земном шаре.

Молекула воды имеет угловое строение.

Молярная масса парообразной воды равна 18 и отвечает её простейшей формуле. Однако молекулярная масса жидкой воды, определяемая путём изучения её растворов в других растворителях оказывается более высокой. Это свидетельствует о том, что в жидкой воде происходит ассоциация молекул. Такой вывод подтверждается и аномально высокими значениями температур плавления и кипения воды. Ассоциация молекул воды вызвана образованием между ними водородных связей. При нагревании воды часть тепла затрачивается на разрыв водородных связей. Этим объясняется высокая теплоёмкость воды. Водородные связи между молекулами воды полностью разрываются только при переходе воды в пар.

Молекулы воды отличаются большой устойчивостью к нагреванию. Процесс разложения вещества в результате его нагревания называется термической диссоциацией. Термическая диссоциация воды протекает с поглощением теплоты. Вода – весьма реакционноспособное вещество. Оксиды многих металлов и неметаллов соединяются с водой, образуя основания и кислоты; некоторые соли образуют с водой кристаллогидраты; наиболее активные металлы взаимодействуют с водой с выделением водорода. Вода обладает также каталитической способностью.

Потребляя воду, надо соблюдать определённые «ритуалы». Желательно пить небольшими глотками, так вы не рискуете перегрузить почки и желудок. Очень полезно пить воду по утрам. Это заставляет наш организм быстрее проснуться, стимулирует все процессы в организме. А вот перед сном ей злоупотреблять не стоит. Пить нужно за 30-40 минут до еды – во время приёма пищи вода приносит меньше пользы.

Практическая часть

Исследуйте качество воды в вашей местности (из реки, озера, пруда) и сопоставьте с качеством водопроводной и дистиллированной воды.

Опыт №1 Для определения окисляемости в пробирку с исследуемой водой добавьте 3 капли 0,03%-ного раствора марганцовки и оставьте на 15-20 минут. Если малиновая окраска сохраняется, воду считают удовлетворительной, при красноватой окраске вода подозрительная, при жёлто-бурой – недоброкачественная.

Опыт №2 Оцените органолептические свойства с помощью органов чувств. Различают болотный, травянистый, гнилой, тухлый, затхлый, землистый запах.

Опыт №3 Для оценки прозрачности воды используйте лист бумаги с текстом, напечатанным шрифтом с размером букв 3,5 мм. Цилиндр поставьте на лист с текстом и наливайте исследуемую воду до тех пор, пока текст не станет неразличимым. Высота столбы воды в цилиндре будет служить мерой её прозрачности.

Опыт№4 Значение рН воды определите с помощью универсальной индикаторной бумаги.

Опыт №5 Наличие сухого остатка определите после выпаривания.

Опыт №6 Присутствие ионов Cl^-, SO₄^2-, PO₄^3-, Ca²⁺,Fe³⁺,Pb²⁺ определите соответствующими качественными реакциями.

Сделайте вывод о качестве различных образцов воды.

Контрольные вопросы.

1. Охарактеризуйте важность воды в жизни человека.

2. Назовите разновидности вод.

3. Почему дистиллированная вода вредна для организма человека?

4. Назовите способы очистки воды.

5. Как жёсткость влияет на качество воды?

6. Охарактеризуйте физические свойства воды.

7. Перечислите химические свойства воды.

8. Поясните выражение: «Вода – источник жизни».

Литература

1. Габриелян О.С. Химия. 10 класс. Базовый уровень: учебник\ О.С.Габриелян. – 5-е изд., стереотип. – М. : Дрофа, 2019. – 191 с. : ил.

2. Габриелян О.С. Химия. Базовый уровень. 11 класс. учебник\ О.С.Габриелян. – 5-е изд., стереотип. – М. : Дрофа, 2018. – 223 с. : ил.

3.Габриелян О.С. Химия в тестах, задачах, упражнениях: учеб. пособие для студ. сред. проф. учебных заведений / О.С. Габриелян, Г.Г. Лысова – М., 2020.-268 с.

4.Габриелян О.С. Практикум по общей, неорганической и органической химии: учеб. пособие для студ. сред. проф. учеб. заведений / Габриелян О.С., Остроумов И.Г., Дорофеева Н.М. – М., 2019.-250 с.

5. Новошинский И.И., Новошинская И.С. Химия 10 (11) класс : базовый уровень учебник для общеобразовательных учреждений/ -7-е изд..-М.: ООО «ТИД» Русское слово –РС»,2020.-176 с.

6.Журналы «Химия в школе», «Среднее специальное образование», «Химия и жизнь».

Интернет ресурсы.

1.http://slovari.yandex.ru/~книги/БСЭ/Неорганическая%20химия/

2.http://ru.wikipedia.org/wiki/%CD%E5%EE%F0%E3%E0%ED%E8%F7%E5%F1%EA%E0%FF_%F5%E8%EC%E8%FF

3.http://www.chemistry.narod.ru/himiya/default.html

Скачать материал

Скачать материал "Методические рекомендации к практическим и лабораторным занятиям по учебному предмету УПВ.02 Химия"

Как учитель может зарабатывать на Инфоуроке?

Скачать материал

Найдите материал к любому уроку, указав свой предмет (категорию), класс, учебник и тему:

6 663 621 материал в базе

Найти материалы

Материал подходит для УМК

«Химия. Базовый уровень», Габриелян О.С.
Больше материалов по этому УМК

Скачать материал

Другие материалы

docx

Разработка индивидуальных заданий по химии, с целью выявления учебных дефицитов

Учебник: «Химия», Габриелян О.С.
Тема: § 41. Неорганические вещества, их номенклатура и классификация

23.09.2021
453
3

pptx

Презентация по химии "Амфотерные оксиды и гидроксиды" (9 класс)

Учебник: «Химия», Габриелян О.С.
Тема: § 2. Характеристика химического элемента по кислотно-основным свойствам образуемых им соединений. Амфотерные оксиды и гидроксиды

23.09.2021
3987
552

zip

Урок в 8 классе по теме: "Количество вещества"

Учебник: «Химия», Габриелян О.С., Остроумов И.Г., Сладков С.А.
Тема: § 16. Количество вещества

23.09.2021
366
5

«Химия», Габриелян О.С., Остроумов И.Г., Сладков С.А.

docx

Таблица углеводороды 10 класс

Учебник: «Химия (базовый уровень)», Рудзитис Г.Е.,Фельдман Ф.Г.
Тема: § 6. Классификация органических соединений

23.09.2021
357
1

«Химия (базовый уровень)», Рудзитис Г.Е.,Фельдман Ф.Г.

docx

Самостоятельная работа по классам соединений

Учебник: «Химия», Рудзитис Г.Е., Фельдман Ф.Г.
Тема: Глава 6. Важнейшие классы неорганических соединений

23.09.2021
907
10

docx

Таблица примеры кислот , оксидов, солей

Учебник: «Химия», Рудзитис Г.Е., Фельдман Ф.Г.
Тема: Глава 6. Важнейшие классы неорганических соединений

23.09.2021
8354
40

docx

Рабочая программа по химии

Учебник: «Химия. Базовый уровень», Габриелян О.С.

23.09.2021
152
1

«Химия. Базовый уровень», Габриелян О.С.

pptx

Урок Относительная атомная масса

23.09.2021
523
1

Вам будут интересны эти курсы:

Оставьте свой комментарий

Авторизуйтесь, чтобы задавать вопросы.

Скачать материал
- 23.09.2021 851
- DOCX 1.2 мбайт
- Оцените материал:
Настоящий материал опубликован пользователем Подрезова Ирина Григорьевна. Инфоурок является информационным посредником и предоставляет пользователям возможность размещать на сайте методические материалы. Всю ответственность за опубликованные материалы, содержащиеся в них сведения, а также за соблюдение авторских прав несут пользователи, загрузившие материал на сайт

Если Вы считаете, что материал нарушает авторские права либо по каким-то другим причинам должен быть удален с сайта, Вы можете оставить жалобу на материал.
Удалить материал
Автор материала

Подрезова Ирина Григорьевна
- На сайте: 8 лет и 9 месяцев
- Подписчики: 0
- Всего просмотров: 20694
- Всего материалов: 20