Методические рекомендации по выполнению ЛПЗ по химии для профессии Оператор связи

Министерство образования  и науки РТ

Государственное автономное образовательное учреждение

среднего профессионально образования

«Нижнекамский сварочно-монтажный колледж»

Согласовано Методист ____________В.П.Кузиева «____»____________20____г.

Утверждаю Зам. директора по ТО _____________Х.Х. Гарипов «____»_____________20____г.

Методическая разработка к лабораторным и практическим работам

по дисциплине  ОУД.09 Химия

Профессия

11.01.08 Оператор связи

Форма обучения очная

на базе основного общего образования

Срок обучения 2 года 10 месяцев

Нижнекамск

2017 г.

Методическая разработка к лабораторным и практическим работам 

по дисциплине ОУД.09 Химия

составлены в соответствии с рабочей программой по дисциплине ОУД.09 Химия для профессии 11.01.08 Оператор связи, разработанной на основе Примерной программы по общеобразовательной учебной дисциплине «Химия» для профессиональных образовательных организаций (Рекомендовано ФГАУ «ФИРО» от 23.07.2015 г.)

Организация-разработчик:

ГАПОУ «Нижнекамский сварочно-монтажный колледж»

Разработчик: Краснова Г.Н., преподаватель химии_____________________

Раcсмотрена и рекомендована методической цикловой комиссией ГАПОУ «Нижнекамский сварочно-монтажный колледж» преподавателей общеобразовательных дисциплин, дисциплин математического и общего естественнонаучного учебного цикла, дисциплин общего гуманитарного и социально-экономического учебного цикла

Председатель МЦК

           ___________                                                        Сибгатуллина А.Д.

                  (подпись)           

Протокол заседания  МЦК №__11_____ от «__13__»__06__2017 г.

Введение

В данных методических указаниях описаны методики выполнения лабораторных работ по общей и органической химии, дано краткое теоретическое введение к каждой теме, которое при самостоятельной подготовке поможет студентам выполнить эти работы. В приложении к указаниям приведены справочные таблицы, правила техники безопасности и мероприятия по оказанию первой помощи. Методические указания выполнены в соответствии с рабочей программой составленой на основе государственного образовательного стандарта среднего (полного) общего образования по химии  (базовый уровень). В ней предусмотрено 30 часов на проведение практических и лабораторных занятий.  

Пособие поможет студентам совершенствовать практические умения и закрепить теоретические знания по дисциплине «Химия».

       Пособие состоит из двух частей: первая посвящена лабораторным работам по общей и неорганической химии; вторая – по органической химии.

       Описаны методики выполнения лабораторных работ, приведены контрольные вопросы, фиксирующие внимание студентов на наиболее важные этапы изучаемого материала. Контрольные вопросы составлены на основе личностно-ориентированного подхода в обучении.

       В процессе выполнения лабораторных работ студенты должны наблюдать за ходом эксперимента, отмечать все его особенности (изменение цвета, тепловые эффекты, выпадение осадка, образование газообразных веществ). Результаты наблюдений записывают в тетради для лабораторных работ, поддерживаясь определенной последовательности:

- дата выполнения, название лабораторной работы;

- цель работы;

- краткие теоретические сведения, касающиеся данной работы;

- зарисовка схемы установки (выполняется карандашом);

- результаты опытов должны быть внесены в таблицу;

- выводы.

       В приложении к пособию приведены справочные таблицы, правила техники безопасности и мероприятия по оказанию первой помощи.

Рекомендации по составлению письменного отчета о выполненной практической работе.

Для оформления отчета о работе удобно использовать табличную форму.

Ход опыта	Наблюдение	Уравнение реакции	Вывод

       «Ход опыта» записывается кратко, вместо словесного описания последовательности действий используется рисунок. Обязательно            указываются условия осуществления химических реакций.

 В графе «Наблюдения» рисунок или схема поясняются следующими обозначениями:

- образование осадка: ↓                                                                         Указывается цвет осадка и его характер (мучнистый, творожистый, студенистый);                                                                                                              - выделение газообразного вещества: ↑                                                Указывается цвет газа, запах, плотность.

      В графе «Уравнения реакций» учащиеся могут выражать только сущность реакций ионного обмена, т.е. записывать только сокращенные ионные уравнения реакций. Для окислительно-восстановительных реакций записываются молекулярное уравнение реакции, выражается ее сущность методом электронного баланса или электронно-ионным методом. Указываются названия процессов и функции веществ.

       Особого внимания требует заполнение графы «Вывод». Вывод должен соответствовать условию задачи, быть полным и обоснованным.

Раздел 1. Общая и неорганическая химия

Лабораторная работа № 1

Тема: Моделирование построения периодической таблицы химических элементов.

Цель:  Овладение умением по моделированию периодической таблицы химических элементов.

 Задача: Закрепить знания по теме «Периодический закон Д.И. Менделеева и периодическая система химических элементов».

Обеспечивающие средства: Периодическая система элементов.

Теоретические основы

     Д.И. Менделеев определил, что общее у всех элементов – атомная масса. Свойства элементов зависят периодически от атомных масс. Учение о строении атомов вскрыло глубокий физический смысл периодического закона. Главной характеристикой атома является не  атомная масса, а положительный заряд ядра атома. Теория строения атомов объясняет периодическое изменение свойств элементов. Свойства химических    элементов и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома. Периодический закон записан графически  в виде таблицы. Периодическая таблица химических элементов имеет горизонтальные ряды – периоды, в которых прослеживается периодичность изменения свойств элементов от металлических свойств  к неметаллическим свойствам. А также вертикальные ряды – группы, в которых объеденены химические элементы, соединения которых имеют сходные свойства.

При моделировании построения периодической таблицы необходимо рассмотрите периодичность изменения свойств химических элементов в ряду: H, He, Li, Be, B, C, N, O, F, Ne, Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar. Затем разбейте этот ряд на горизонтальные и вертикальные ряды согласно вопросам задания. В итоге объедините эти ряды в прямоугольную таблицу, укажите номер периода, группы, порядковый номер химического элемента.

Задание:

1. Расположите в порядке возрастания заряда ядра атома химические элементы 1,2,3 периодов.

2. Установите зависимость изменения химических свойств элементов от увеличения заряда ядра атома.

3. Расположите химические элементы в горизонтальные ряды  в зависимости от увеличения заряда ядра атома и периодичности изменения свойств химических элементов.

1ряд ………..

2 ряд……….

3 ряд……….

4. Расположите химические элементы в вертикальные ряды в зависимости от числа электронов на последнем энергетическом уровне.

1 ряд             2 ряд            3 ряд

:                    :                    :

5. Постройте модель периодической таблицы для данных химических элементов. Укажите номер периода, группы и порядковый номер химического элемента.

6. Установите зависимость изменения химических свойств элементов и их соединений от заряда ядра атома  в периодах и группах.

Контрольные вопросы

 1 уровень

1. Какой ряд называется периодом? Какое число периодов имеет периодическая таблица?

2. Какой физический смысл имеет порядковый номер химического элемента и номер периода с точки зрения строения атома?

3. Как изменяются свойства химических элементов в группах главных подгруппахи в периодах?

4. Что объединяет химические элементы, входящие в одну группу? Какое число групп имеет периодическая таблица?

2 уровень

1.Запишите  современную формулировку периодического закона.

2. Какое строение атома имеют химические элементы неметаллы и металлы?

3. Объясните, почему с ростом заряда ядра атома в периодах растут неметалические свойства элементов, а металлические уменьшаются?

4. Объясните, какой элемент Na или K обладает большими металлическими свойствами?

3 уровень

1. Какой химический элемент обладает большими неметаллическими свойствами сера или хлор, сера или кислород? Ответ сформулируйте с точки зрения строения атома и периодического закона.

2. Запишите электронные формулы строения атомов с порядковым номером 17 и 20. Какие свойства проявляют эти элементы? Какова их валентность?

Сформулируйте вывод по работе.

Лабораторная работа № 2

Тема: Приготовление суспензии карбоната кальция. Получение эмульсии моторного масла. Ознакомление со свойствами дисперсных систем.

Цель: Овладение умениями  приготовления дисперсионных систем, навыками определения их свойств и  работы с микроскопом.

Задача: Закрепить знания по теме « Строение вещества».

Реактивы и оборудование: Карбонат кальция (мел), моторное масло, вода. Химические стаканы, стеклянные палочки, микроскопы.

Теоретические основы

      Дисперсные (раздробленные) системы являются гетерогенными, в отличие от истинных растворов (гомогенных). Они состоят из сплошной непрерывной фазы – дисперсионной среды и находящихся в этой среде раздробленных частиц того или иного размера и формы – дисперсной фазы.

     Обязательным условием существования дисперсных систем является взаимная нерастворимость диспергированного вещества и дисперсионной среды.

     Дисперсные системы классифицируют:

     1. по степени дисперсности;

     2. по агрегатному состоянию дисперсной фазы и дисперсионной среды;

     3. по интенсивности взаимодействия между ними;

     4. по отсутствию или образованию структур в дисперсных системах.

    В зависимости от рамеров частиц дисперсной фазы дисперсные системы бывают в виде взвесей и коллоидов.

     Взвеси (размер дисперсной фазы более 100нм) ─ эмульсии, суспензии, аэрозоли.

      Коллоидные растворы (размер дисперсной фазы от 1 до 100нм) – гели, золи.

       Агрегатное состояние дисперсных систем бывает разным и обозначается двумя буквами.

       Например: аэрозоль обозначается Г-Ж.

Г – газообразная дисперсионная среда, Ж – жидкая дисперсная фаза.  

Выполнение работы

1. Приготовление суспензии мела.

В химический стакан поместите небольшое количество порошка мела и прилейте немного воды. Все тщательно перемешайте. Запишите наблюдения.

Поместите каплю, суспензии на стеклянную пластину и рассмотрите под микроскопом.

Запишите наблюдения.

Сформулируйте вывод о свойствах суспензии и схематически запишите агрегатное состояние дисперсной системы.

2. Приготовление эмульсии моторного масла.

В химический стакан поместите небольшое количество моторного масла и прилейте немного воды. Все тщательно перемешайте. Запишите наблюдения.

Поместите каплю, эмульсии на стеклянную пластину и рассмотрите под микроскопом.

Запишите наблюдения.

Сформулируйте вывод о свойствах суспензии и схематически запишите агрегатное состояние дисперсной системы.

Контрольные вопросы

1. Что такое смеси? Какими бывают смеси?

2. Выпишите в один ряд природные смеси, а в другой чистые вещества:

мел, карбонат натрия, песок, известь, оксид кремния, гидроксид натрия, мрамор, гипс, железная руда.

3. Какие смеси называются дисперсными?

4.Что показывает степень дисперсности?

5. Что такое монодисперсная и полидисперсная система?

6.Какие дисперсные системы называются свободнодисперсными и  связнодисперсными?

7.Какие агрегатные состояния бывают у дисперсных систем, как называют  и схематически записывают такие дисперсные системы?

Ответ на 7 вопрос оформите в виде таблицы:

Название дисперсной системы	Дисперсионная среда	Дисперсная фаза	Обозначение агрегатного состояния	Примеры дисперсных систем

Сформулируйте вывод по работе.

Лабораторная работа № 3

Тема: Взаимодействие кислот с металлами, с оксидами металлов, с основаниями и солями.

Цель: Овладение умениями проведения химических опытов, с соблюдением  правил техники безопасности, подтверждающих свойства кислот.

Задача: Закрепить знания по теме «Классификация неорганических соединений и их свойства».

Реактивы и оборудование: Растворы NaOH, H₂SO₄, CuSO₄, Na₂CO₃ , индикатор метилоранж; Zn; CuO. Штатив с пробирками, горелка

Теоретические основы

Кислоты – электролиты диссоциирующие в воде на ионы водорода и ионы кислотного остатка.

H₂SO₄ ↔ 2H⁺ + SO₄^2-

Химические свойства.

 - разбавленные кислоты взаимодействуют с металлами, стоящими в ряду активности металлов до водорода, или имеющие меньший электродный потенциал, чем водород:

2HCl + Zn = ZnCl₂ + H₂;

- взаимодействуют с оксидами металлов:

2HCl + ZnО = ZnCl₂ + H₂О;

- взаимодействуют с основаниями и щелочами:

2HCl + Cu(OH)₂ ↓ = CuCl₂ + 2H₂О

HCl + NaOH = NaCl + H₂О

- взаимодействуют с солями слабых кислот

FeS + 2HCl = H₂S + FeCl₂

Выполнение работы

1.Взаимодействие кислоты с металлом.

В пробирку поместите гранулу цинка и прилейте раствор серной кислоты. Запишите наблюдения и химическую реакцию.

2. Взаимодействие кислоты с оксидом металла.

В пробирку поместите небольшое количество оксида меди (CuO)и прилейте раствор серной кислоты. Запишите наблюдения и химическую реакцию в молекулярном и ионном виде.

3. Взаимодействие кислоты с основаниями.

3.1. В пробирку прилейте 2мл раствора серной кислоты и добавьте 2капли индикатора метилоранжа, а затем прилейте щелочь NaOH до изменения окраски раствора.

 Запишите наблюдения и химическую реакцию в молекулярном и ионном виде.

3.2. В пробирку с основанием Cu(OH)₂ прилейте  раствор серной кислоты до растворения осадка. Запишите наблюдения и химическую реакцию в молекулярном и ионном виде.

4. Взаимодействие кислоты с солями.

В пробирку прилейте 2мл раствора карбоната натрия (Na₂CO₃) и добавьте 2мл серной кислоты. Запишите наблюдения и химическую реакцию в молекулярном и ионном виде.

Контрольные вопросы

1 уровень

1. Какие соединения называются кислотами?

2.Запишите  химические формулы следующих кислот: серной, азотной, соляной, фосфорной, угольной, кремниевой.

3. Закончите реакцию: 2HCl + Ca(OH)₂ = 2H₂О +?

2 уровень

1. Выберите, какие вещества относятся к кислотам: NaCl; Cu (OH) ₂; HNO₃; Na₂SO₄; H₂CO₃.

2. Допишите предложение: Кислоты это электролиты, …

3. Напишите реакцию: Na₂S + HNO₃ = ? + ?

3 уровень

1. Запишите реакции диссоциации кислот: H₂CO₃; H₂S.

2.Какие индикаторы уазывают на кислую среду раствора?

3. Выполните упражнение: SO₂ → SO₃ → H₂SO₄ → Na₂SO₄

 Сформулируйте вывод по работе.

Лабораторная работа № 4

Тема: Испытание растворов щелочей индикаторами. Взаимодействие щелочей с солями. Разложение нерастворимых оснований.

Цель: Овладение навыками проведения химических опытов, с соблюдением  правил техники безопасности, подтверждающих свойства оснований.

Задача: Закрепление знаний по теме «Классификация неорганических соединений и их свойства».

Реактивы и оборудование: штатив с пробирками, горелка, держатель, растворы NaOH, CuSO₄, FeCl₃, индикаторы  фенолфталеин,  красный лакмус, метиловый оранжевый.

Теоретические основы

Основания – электролиты диссоциирующие в воде на ионы металлов и гидроксогрупп.

Ca (OH) ₂ ↔ Ca²⁺ + 2OH^-

Основания бывают растворимые в воде (щелочи) и нерастворимые в воде.

Ca (OH) ₂ ↔ Ca²⁺ + 2OH^-

Называются основания гидроксидами: Ca (OH) ₂ – гидроксид кальция;

Fe (OH)₂ – гидроксид железа (II); Fe (OH)₃ – гидроксид железа (III)

Химические свойства оснований.

1. Щелочи взаимодействуют:

- с кислотными оксидами  2NaOH + CO₂ = Na₂CO₃ + H₂O

- с кислотами NaOH + HCl = NaCl + H₂O

- с солями, если образуется нерастворимое основание 

2NaOH + ZnCl₂ = 2NaCl +Zn(OH)₂↓

2. Основания разлагаются при нагревании:

Zn (OH) ₂↓ → ZnO + H₂O

Основания взаимодействуют с кислотами:

Zn (OH) ₂↓ + 2HCl = ZnCl₂ + 2H₂O

Выполнение работы

1.Испытание раствора щелочи индикаторами.

В три пробирки поместите 2мл раствора щелочи NaOH. В первую пробирку добавьте 1 каплю фенолфталеина, во вторую 1 каплю красного лакмуса, в третью 1 каплю метилового оранжевого. Запишите наблюдения.

2. Взаимодействие щелочи с солью.

В пробирку поместите 2 мл раствора соли FeCl₃ и прилейте щелочи до образования осадка. Запишите наблюдения и химическую реакцию в молекулярном и ионном виде.

3.Разложение нерастворимого основания.

В пробирку поместите 2мл раствора соли CuSO₄ и 4мл раствора щелочи NaOH. Полученный осадок Cu(OH)₂ является нерастворимым основанием. Пробирку с осадком нагрейте на горелке. Запишите наблюдения и химические реакции.

Контрольные вопросы

1 уровень

1. Какие соединения называются основаниями?

2. Запишите названия  следующих оснований: NaOH; Ca(OH)₂

3. Закончите реакцию: CuCl₂ + NaOH = NaCl +?

2 уровень

1 .Какие основания относятся к растворимым основаниям?

2. Выберите, какие вещества относятся к основаниям: NaCl; Cu(OH)₂; HNO₃; NaOH; H₂CO₃.

3.Запишите формулы следующих оснований: гидроксид калия, гидроксид магния, гидроксид железа (II), гидроксид железа (III).

3 уровень

1. Запишите реакции диссоциации оснований: Fe (OH)₃; Cu(OH)₂

2. Какие индикаторы указывают на щелочную среду раствора щелочей

3. Осуществить превращение: Fe → FeO → FeCl₂ → Fe (OH)₂ → FeSO₄

Сформулируйте вывод по работе.

Лабораторная работа № 5

Тема: Взаимодействие солей с металлами, с солями. Гидролиз солей различного типа.

Цель: Овладение навыками проведения химических опытов, с соблюдением  правил техники безопасности, подтверждающих свойства солей.

 Задача:  Закрепление знаний по теме «Классификация неорганических соединений и их свойства».

Реактивы и оборудование: Металлы Zn, Fe; растворы солей Pb(NO)₃, CuSO₄, Na₂CO₃, ZnSO₄, BaCl₂, KI,штатив с пробирками, индикаторы фенолфталеин и метиловый оранжевый.

Теоретические основы

Соли – электролиты диссоциирующие на ионы металла и кислотного остатка.

Ca (NO₃)₂ ↔ Ca²⁺ + 2NO^-₃

Соли взаимодействуют:

- с солями, усли образуется нерастворимая соль  3Na₂S + 2FeCl₃ = 6NaCl + Fe₂S₃↓

- с металлами, более активный металл вытесняет из раствора соли менее активный

CuCl₂ + Zn = ZnCl₂ + Cu

- со щелочами 2NaOH + ZnCl₂ = 2NaCl +Zn(OH)₂↓

- с более сильными кислотами, чем кислота, образующая соль FeS + 2HCl = H₂S + FeCl₂

Гидролиз соли это реакция взаимодействия соли с водой, в результате которой образуется ион слабого основания и меняется реакция среды раствора.

 Гидролизу подвергаются соли,  в состав которых входит ион слабого электролита. Если соль образована слабой кислотой и сильным основанием, то в результате гидролиза среда раствора соли станет щелочной и наоборот.

Выполнение  работы

1. Взаимодействие солей с металлами.

1.1. В пробирку поместите 2мл раствора соли Pb(NO₃)₂ и опустите гранулу цинка. Запишите наблюдения и химическую реакцию в молекулярном и ионном виде.

1.2. В пробирку поместите 2мл раствора соли CuSO₄ и опустите немного железных опилок. Запишите наблюдения и химическую реакцию в молекулярном и ионном виде.

2. Взаимодействие солей с солями.

2.1. В пробирку поместите 2мл раствора соли ZnSO₄ и прилейте раствора соли BaCl₂ до образования осадка. Запишите наблюдения и химическую реакцию в молекулярном и ионном виде.

2.2. В пробирку поместите 2мл раствора соли Pb(NO₃)₂ и прилейте раствора соли KI до образования осадка. Запишите наблюдения и химическую реакцию в молекулярном и ионном виде.

3. Гидролиз солей различного типа.

3.1.В две пробирки  поместите  по 2 мл раствора соли ZnSO₄, в одну добавьте каплю индикатора фенолфталеина, а в другую метилового оранжевого. Укажите среду раствора соли и  запишите химическую реакцию гидролиза соли.

3.2. В две пробирки  поместите  по 2 мл раствора соли Na₂CO₃, в одну добавьте каплю индикатора фенолфталеина, а в другую метилового оранжевого. Укажите среду раствора соли и  запишите химическую реакцию гидролиза соли.

3.3. В две пробирки  поместите  по 2 мл раствора соли BaCl₂, в одну добавьте каплю индикатора фенолфталеина, а в другую метилового оранжевого. Запишите наблюдения.

Контрольные вопросы

1 уровень

1.Какие соединения называются солями?

2. Запишите названия солей: ZnSO₄; BaCl₂.

3. Допишите предложение: Гидролизом соли называется…

2 уровень

1. Запишите формулы солей: сульфата меди (II); нитрата  кальция.

2. Какие типы солей подвергаются гидролизу?

3. Закончите реакцию: Na₂S + FeCl₂ =? + ?

3 уровень

1. Запишите диссоциацию солей: Na₂CO₃ ; FeCl₂.

2. Выберите соли, подвергающиеся гидролизу, укажите реакцию среды раствора: BaCl₂; FeCl₂; Na₂S; NaNO₃.

3. Запишите превращение: CuO → Cu SO₄ → Cu(OH)₂ → CuO

Сформулируйте вывод по работе.

Лабораторная  работа № 6

Тема: Изучение реакция замещения меди железом в растворе медного купороса.  Реакции, идущие с образованием газа, осадка и воды.

Цель: Овладение умениями проведения различных типов химических реакций, с соблюдением  правил техники безопасности.

Задача: Закрепление знаний по теме «Химические реакции».

Реактивы и оборудование: Штатив с пробирками, держатель, растворы NaOH, H₂SO₄,CuSO₄, Na₂CO₃, NH₄Cl, Na₂SO₄, ZnSO₄, BaCl₂, Na и вода.

Теоретические основы

Необратимые реакции протекают до конца, если выполняется три условия: выпадает осадок, образуется газообразное вещество и образуется малодиссоциирующее вещество (вода).

Образование осадка.

 NaCl + AgNO₃ = AgCl↓ + NaNO₃      молекулярное уравнение

Na⁺ + Cl^- + Ag⁺ + NO₃^- = AgCl↓ + Na⁺ + NO₃^—    полное ионное уравнение

Ag⁺ + Cl^- = AgCl↓                                               сокращенное ионное уравнение

Образование газообразного вещества.

(NH₄)₂S + 2HCl = 2NH₄Cl + H₂S↑

2NH₄⁺ + S^2- + 2H⁺ + 2Cl^- = 2NH₄⁺ + 2Cl^- + H₂S↑

2H⁺ + S^2- = H₂S↑

Образование воды.

H₂SO₄ + 2KOH = K₂SO₄ + 2H₂O

2H⁺ + SO₄^2- + 2K⁺ + 2OH^- = 2K⁺ + SO₄^2- + 2H₂O

2H⁺ + 2OH^- = 2H₂O

Выполнение работы.

1.Реакции, идущие с образованием газа

1.1. В пробирку поместите 2 мл раствора соли NH₄Cl и прилейте такое же количество щелочи NaOH. Пробирку нагрейте до появления запаха аммиака. Запишите наблюдения и химическую реакцию.

1.2.  В пробирку поместите 2 мл раствора соли Na₂CO₃ и прилейте 1 мл раствора

серной кислоты. Запишите наблюдения и химическую реакцию.

1.3. В пробирку поместите 2 мл воды и опустите небольшой кусочек натрия. Запишите наблюдения и химическую реакцию.

2. Реакции, идущие с образованием  осадка

2.1. В пробирку поместите 2 мл раствора соли CuSO₄ и прилейте 4мл раствора NaOH.

Запишите наблюдения и химическую реакцию.

2.2. В пробирку поместите 2 мл раствора соли Na₂SO₄ и прилейте 2 мл раствора BaCl₂ до образования осадка. Запишите наблюдения и химическую реакцию.

3. Реакции, идущие с образованием  воды

3.1. В пробирку поместите 2мл раствора H₂SO₄ и 1 каплю индикатора метилового оранжевого, затем прилейте щелочи NaOH до изменения окраски раствора. Запишите наблюдения и химическую реакцию.

3.2. В пробирку поместите 2мл раствора ZnSO₄ и по капелькам до образования осадка добавьте раствор щелочи NaOH. К полученному осадку прилейте H₂SO₄ до его растворения. Запишите наблюдения и химическую реакцию.

Контрольные вопросы

1 уровень

1. При каких условиях возможны необратимые реакции?

2. Возможна ли реакция: HCl + KOH = H₂O + KCl

2 уровень

1. Запишите типы химических реакций по имеющимся классификациям.

2. Допишите реакцию: ZnCl₂ + NaOH = ? +? . Почему возможна эта необратимая реакция?

3 уровень

1. Запишите типы химических реакций по имеющимся классификациям, проделанных в лабораторной работе.

2. Запишите необратимую реакцию, которая протекает с выделением осадка.

Сформулируйте вывод по работе.

Лабораторная работа № 7

Тема: Изучение зависимости скорости взаимодействия соляной кислоты с металлами от ее концентрации и  природы металла. Зависимость скорости взаимодействия серной кислоты с оксидом меди (II) от температуры.

Цель: Овладение умениями проведения химических реакций и навыками определения зависимости скорости химической реакции от концентрации, температуры и от природы вещества.

Задача: Закрепление знаний по теме «Химические реакции».

Оборудование и реактивы: Металлы Mg, Zn, Fe; растворы кислот 5% HCl,10% HCl, 20% HCl, H₂SO₄; оксид CuO (II). Штатив с пробирками, держатель, горелка, градусник.

Теоретические основы

        Химические реакции происходят во времени и поэтому характеризуются той или иной скоростью. Многие химические реакции протекают мгновенно, т.е. превращение одних веществ в другие заканчивается в десятитысячные и миллионные доли секунды. Часто скорость одной и той же химической реакции изменяется в зависимости от условий.

                       Чтобы судить о скорости химической реакции, надо знать, как изменяется концентрация в определенные промежутки времени. Концентрацию в данном случае выражают числом молей вещества, содержащегося в одном литре раствора. Если в течение промежутка времени (t) концентрации одного из реагирующих веществ уменьшилась от С₁ до С₂, то средняя скорость реакции за этот промежуток времени была:

V═  

                        Скорость химических реакций зависит от концентрации участвующих  в  них веществ, температуры, катализатора, природы реагирующих веществ,

                величии поверхности соприкосновения веществ.

                     Давление влияет на скорость химических реакций не непосредственно, а

       через увеличение концентрации реагирующих веществ, находящихся в

газообразном состоянии.

                    Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ. Этот закон, открытый Гульдбергом и Ваге в 1867 голу получил название закона действующих масс.

              Так для реакции: А + В = С         

                                 V ═ K[A] · [Β],  где

V – скорость;

К – коэффициент пропорциональности или константа скорости,

[A] и [Β] – концентрации веществ А и В.

       Константа скорости – величина постоянная для данной реакции. Она не зависит от времени и концентрации, а зависит от природы реагирующих веществ и температуры.

       Известно, что многие химические процессы значительно ускоряются при повышении температуры, рост которой усиливает скорость движения молекул, увеличивая тем самым число столкновений между ними.

       Как правило, в большинстве случаев повышение температуры на 10⁰ скорость увеличивается от двух до четырех раз (правило Вант – Гоффа). Число, характеризующее ускорение реакции при нагревании на 10⁰, называется температурным коэффициентом скорости.

V_t ═ V_t1 · γ  , где V_t1 – скорость реакции после повышения температуры до t₂

V_t – начальная скорость реакции при температуры t₁

γ – температурный коэффициент реакции, т.е. число, показывающее, во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры реагирующих веществ на 10 градусов.

В обратимых реакциях, когда скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции называется химическим равновесием. Переход из одного состояния равновесие в другое называется смещением химического равновесия.Правило смещения химического равновесия под влиянием давления, температуры и концентрации веществ сформулировал Ле-Шателье ( принцип Ле-Шателье): Если на систему, находящуюся в равновесии, произвести внешнее воздействие, то равновесие сместится в сторону, препятствующее этому воздействию.

Выполнение работы

1. Зависимость скорости взаимодействия соляной кислоты с металлами от их природы.

1.1. В пробирку поместите небольшое количество порошка Mg и прилейте  2мл

раствора HCl. Запишите наблюдения и химическую реакцию.

1.2. В пробирку поместите гранулу Zn и прилейте 2мл раствора HCl. Запишите наблюдения и химическую реакцию.

1.3. В пробирку поместите небольшое количество опилок Fe и прилейте 2мл раствора HCl. Запишите наблюдения и химическую реакцию. Сформулируйте зависимость скорости химической реакции от природы вещества.

2. Зависимость скорости взаимодействия  цинка с соляной кислотой от ее концентрации.

В три пробирки налить растворы: в первую 3мл серной кислоты, во вторую 2мл серной кислоты и 1мл воды, в третью 1мл кислоты и 2мл воды. В каждую пробирку опустить гранулу цинка.

Запишите наблюдения. Сформулируйте зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ.

3. Зависимость скорости взаимодействия серной кислоты с оксидом меди (II) от температуры.

В две пробирки поместите небольшое количество порошка CuO и прилейте 2мл раствора  H₂SO₄ в каждую пробирку. Одну из пробирок нагрейте. Запишите наблюдения и химическую реакцию. Сформулируйте зависимость скорости химической реакции от температуры реагирующих веществ.

Контрольные вопросы

1 уровень

1. Дайте определение  скорости химической реакции?

2. Перечислите факторы, влияющие на скорость химической реакции.

3. Запишите выражение для скорости прямой и обратной реакции в химическом уравнении: 2SO₂ + O₂ ↔ 2SO₃

2 уровень

1. Дайте определения закона действия масс.

2. Во сколько раз увеличится скорость в химической реакции

2SO₂ + O₂ ↔ 2SO₃, если концентрацию реагирующих веществ увеличить в 3 раза?

3. Сформулируйте принцип Ле-Шателье.

3 уровень

1. Когда наступает химическое равновесие в обратимых реакциях?

2. Перечислите факторы, влияющие на смещение химического равновесия.

3. Определите, в какую сторону сместится равновесие в реакции

2SO₂ + O₂ ↔ 2SO₃ +Q, если увеличить давление реагирующих веществ уменьшить температуру.

Лабораторная работа № 8

Тема: Ознакомление с коллекциями неметаллов, металлов и их сплавов.

Цель: Получить навыки на основе коллекционного материала и учебного пособия знакомиться с физическими свойствами неметаллов, металлов и сплавов и  умения заполнять таблицу.

Задача: Закрепить знания по теме: «Металлы и неметаллы».

Оборудование: Коллекции неметаллов, металлов, сплавов. Учебное пособие Ю.М. Ерохин «Химия»

Теретические основы

         Неметаллы – химические элементы атомы, которых на последнем энергетическом уровне содержат более трех электронов и которые способны,  вступая в химические реакции чаще принимать электроны. В химических реакциях неметаллы проявляют окислительные и восстановительные свойства. Неметаллы обладают  электроотрицательностью. Электроотрицательность зависит прямопропоционально от увеличения заряда ядра атома и обратнопропоционально от увеличения размера атома.

С физическими свойствами неметаллов Si, P, C, S, I₂ можно ознакомиться  по учебному пособию Ю.М. Ерохин с. 91;112; 141; 153; 162.

        Металлы это химические элементы атомы, которых на последнем энергетическом уровне содержат 1-3 электрона и которые, вступая в химические реакции способны отдавать электроны. Металлы являются восстановителями. Восстановительная способность зависит прямопропорцинально увеличению размера атома и обратнопропоционально заряду ядра атома.

С общими физическими свойствами металлов можно познакомиться по учебному пособию Ю.М. Ерохин с.174.

       Металлы образуют различные сплавы. В жидком состоянии металлы растворяются  друг в друге и образуют однородный жидкий сплав. При кристаллизации образуют твердый раствор. Наибольшее применение в промышленности имеют цветные сплавы на основе меди, олова, цинка, алюминия. Черная металлургия изготавливает сплавы на основе железа.

С физическими свойствами некоторых сплавов можно познакомиться по учебному пособию Ю.М. Ерохин с.170.

Выполнение работы

1. Ознакомление с коллекцией неметаллов.

Рассмотрите коллекцию неметаллов Si, P, C, S, I₂ . Запишите их физические свойства, т.е.  агрегатное состояние, цвет, твердость, блеск.

2. Ознакомление с коллекцией металлов.

Рассмотрите коллекцию металлов. Запишите их физические свойства -  агрегатное состояние, цвет, твердость, блеск.

3. Ознакомление с коллекцией сплавов.

Рассмотрите коллекцию сплавов. Запишите их физические свойства -  агрегатное состояние, цвет, твердость, блеск. Запишите  название и состав сплавов.

Наблюдения занесите в таблицу.

Название вещества	Физические свойства
1.Неметалл 1.1.
2. Металл 1.1.
3. Сплав металлов 1.1.

Контрольные вопросы

1 уровень

1.Какие химические элементы называются металлами с точки зрения строения атома?

2. Какие химические элементы называются неметаллами с точки зрения строения атома?

3.По каким физическим свойствам металлы отличаются от неметаллов?

4. Какие соединения называют сплавами?

2 уровень

1. Какие металлы являются основой цветных сплавов?

2. Какой металл является основой черных сплавов?

3. Что такое легирующая добавка в сплавы? Приведите примеры легирующих добавок.

4.Какие неметаллы способны проводить электрический ток?

3 уровень

1. Какие кристаллические решетки у неметаллов?

2. Какая кристаллическая решетка у металлов?

3. Почему металлыи некоторые неметаллы  проводят электрический ток, теплопроводны, имеют металлический блеск?

4.Составьте электронные формулы атомов с порядковым номером 26 и 33. Определите характер и валентность элементов.

Сформулируйте вывод по работе.

Практическая работа № 1

Тема: Решение задач на нахождение относительной молекулярной массы, определение массовой доли химических элементов в сложном веществе, количества вещества

Цель: закрепить знания о понятиях: относительная молекулярная масса вещества, массовая доля химических элементов в сложном веществе, уметь их рассчитывать.

Теоретическая часть

Относительная атомная масса (Ar) - безразмерная величина, равная отношению средней массы атома элемента (с учетом процентного содержания изотопов в природе) к 1/12 массы атома 12C.

Относительная молекулярная масса (Mr) - безразмерная величина, показывающая, во сколько раз масса молекулы данного вещества больше 1/12 массы атома углерода 12C.

Относительная молекулярная масса вещества равна сумме относительных атомных масс всех элементов с учетом индексов.

Пример: Определить молекулярную массу вещества B₂O₃

Решение: Mr(B₂O₃) = 2 • Ar(B) + 3 • Ar(O) = 2 • 11 + 3 • 16 = 70

Массовая доля атомов элемента в данном веществе ω (Э) – это отношение относительной атомной массы этого элемента (Ar(X)), умноженной на число его атомов в молекуле (индекс) (n), к относительной молекулярной массе вещества (Mr).

Ar(Э) n Ar(Э) n 100%

ω (Х)= Mr(вещества) или ω (Х)= Mr(вещества)

Пример: Определить массовые доли (%) углерода и кислорода в углекислом газе СО₂.

Решение:

•         Вычисляем относительную молекулярную массу вещества:

Mr(СО₂) = 12+16·2=44

•         Находим массовую долю углерода по формуле: ω (Х) =

=   Ar(Э) n 100%   =   Ar(С) n 100%  =    12 · 100% 

  Мr(вещества)          Мr(вещества)           44

        ω (С) = 44 =27,27%

•         Находим массовую долю кислорода

ω (О) = 16· 2 · 100%  = 72,73%

                      44                   

Практическая часть

•         Вычислите относительную молекулярную массу карбоната кальция, сульфата магния, нитрата серебра, серной кислоты, озона, фосфата кальция, гидроксида меди, хлорида натрия

•         Вычислите массовые доли калия и азота в нитрате калия.

•         Вычислите массовые доли элементов в серной кислоте.

•         Вычислите массовые доли элементов в глюкозе.

•         Определите в каком веществе больше массовая доля кислорода:

а) в угарном газе СО или «веселящем газе» N₂O;

б) в углекислом газе СО₂ или сернистом газе SO₂.

Контрольные вопросы:

•         Что такое относительная атомная масса?

•         Что такое относительная молекулярная масса?

•         Что такое массовая доля вещества?

Сформулируйте вывод по работе.

Практическая работа № 2

Тема: Приготовление раствора заданной концентрации.

Цель: Овладение навыками приготовления растворов определенной концентрации, с соблюдением правил техники безопасности.

Задача: Закрепить знания по теме « Вода. Растворы. Электролитическая диссоциация».

Реактивы и оборудование: Хлорид натрия (NaCl),  60% конценрированная серная кислота,  дистиллированная вода, весы, бюксы, мерная колба (100мл).

Теоретические основы

Раствор – гомогенная система, состоящая из растворенного вещества и растворителя.

При решении задач пользуются формулами:

W _Р.В. = m _Р.В. / m _Р-РА.                  

 m_р-ра = m _Р.В. + m _Н2О              

m _Р-РА – масса раствора, г.

m _Р.В. – масса растворенного вещества, г.

m _Н2О – масса воды, г.

W_Р.В. - массовая доля растворенного вещества.

10% раствор вещества содержит 10г растворенного вещества и 90г воды в 100г раствора.

Например: Определите массовую долю растворенного вещества, если 10 г его содержится  в 100 г раствора. Какая масса воды содержится в растворе.

Дано: m_{Р.В. =} 10 г; m_р-ра = 100 г

Найти: W _Р.В.; m _Н2О

Решение:

1. W _Р.В. =; W _{Р.В. =  =} 0,1 

 2. mн₂о = m_р-ра – mр.в.; mн₂о = 100 – 10 = 90 г

Ответ: 0,1; 90 г 

Выполнение работы

1.Приготовление 2%  раствора соли.

Взвесьте в бюксе 2г хлорида натрия и пересыпьте через воронку в колбу на 100мл. Затем в колбу добавьте воды до метки. Полученный раствор имеет 2% концентрацию NaCl в 100г раствора или 0,02 массовую долю NaCl в 100г раствора.

2. Приготовление 100 мл 10% раствора серной кислоты.

Раствор готовят из 60% концентрированного раствора серной кислоты плотностью 1,5 г/мл. Для этого мензуркой отмеряют 11 мл 60% концетрированной серной  кислоты и мерным цилиндром 100-11=99 мл воды. Воду выливают в колбу, а затем добавляют из мензурки кислоту. Полученный раствор содержит 0,1 массовую долю H₂SO₄.

Контрольные вопросы

1. Что такое растворы?

2.Из чего складывается масса раствора?

3. Как определяется массовая доля растворенного вещества в растворе?

4. Как приготовить10% раствор щелочи NaOH? Какая масса NaOH и воды содержится в таком растворе?

5. Решите задачу

1 уровень

1вариант:

Определите массовую долю растворенного вещества, если 20 г его содержится  в 150 г раствора?

2 вариант:

Чему равна масса раствора, если 10г вещества растворили в100г воды?

2 уровень

1 вариант:

Определите массовую долю (%) KOH в растворе, если 40г KOH растворили в воде массой 160г.

2 вариант:

Чему равна масса растворенного вещества, если в200 г раствора массовая доля вещества составляет 0,2.

3 уровень

1 вариант: 

К 200 граммам раствора, содержащего 0.3 массовые доли растворенного NaCl, добавили 100 граммов воды. Вычислите массовую долю NaCl в полученном растворе.

2 вариант:

Определите массу воды, которая содержится в растворе массой 300 г с массовой долей растворенного вещества равной 0,5?

Сформулируйте вывод по работе.

Практическая работа № 3

Тема: Решение задач на массовую долю растворенного вещества.

Реакции обмена в водных растворах электролитов.

Цель: Овладение умениями проведения химических опытов, с соблюдением  правил техники безопасности, подтверждающих свойства кислот.

Задача: Закрепить знания по теме «Неорганические соединения».

Реактивы и оборудование: Растворы NaOH, H₂SO₄, CuSO₄, Na₂CO₃ , индикатор метилоранж; Zn; CuO. Штатив с пробирками, горелка

Теоретические основы

При решении задач на нахождение массовой доли растворенного вещества пользуются формулами:

W _Р.В. = m _Р.В. / m _Р-РА.                  

 m_р-ра = m _Р.В. + m _Н2О              

m _Р-РА – масса раствора, г.

m _Р.В. – масса растворенного вещества, г.

m _Н2О – масса воды, г.

W_Р.В. - массовая доля растворенного вещества.

10% раствор вещества содержит 10г растворенного вещества и 90г воды в 100г раствора.

Пример: Определите массовую долю растворенного вещества, если 10 г его содержится  в 100 г раствора. Найти массовую долю растворенного вещества в растворе.

Дано: m_{Р.В. =} 10 г; m_р-ра = 100 г

Найти: W _Р.В.; m _Н2О

Решение:

1. W _Р.В. =; W _{Р.В. =  =} 0,1   или  0,1 *100%=10 %

Ответ: 10% 

Кислоты – электролиты диссоциирующие в воде на ионы водорода и ионы кислотного остатка.

H₂SO₄ ↔ 2H⁺ + SO₄^2-

Химические свойства.

 - разбавленные кислоты взаимодействуют с металлами, стоящими в ряду активности металлов до водорода, или имеющие меньший электродный потенциал, чем водород:

2HCl + Zn = ZnCl₂ + H₂;

- взаимодействуют с оксидами металлов:

2HCl + ZnО = ZnCl₂ + H₂О;

- взаимодействуют с основаниями и щелочами:

2HCl + Cu(OH)₂ ↓ = CuCl₂ + 2H₂О

HCl + NaOH = NaCl + H₂О

- взаимодействуют с солями слабых кислот

FeS + 2HCl = H₂S + FeCl₂

Выполнение работы

1.Взаимодействие кислоты с металлом.

В пробирку поместите гранулу цинка и прилейте раствор серной кислоты. Запишите наблюдения и химическую реакцию.

2. Взаимодействие кислоты с оксидом металла.

В пробирку поместите небольшое количество оксида меди (CuO)и прилейте раствор серной кислоты. Запишите наблюдения и химическую реакцию в молекулярном и ионном виде.

3. Взаимодействие кислоты с основаниями.

3.1. В пробирку прилейте 2мл раствора серной кислоты и добавьте 2капли индикатора метилоранжа, а затем прилейте щелочь NaOH до изменения окраски раствора.

 Запишите наблюдения и химическую реакцию в молекулярном и ионном виде.

3.2. В пробирку с основанием Cu(OH)₂ прилейте  раствор серной кислоты до растворения осадка. Запишите наблюдения и химическую реакцию в молекулярном и ионном виде.

4. Взаимодействие кислоты с солями.

В пробирку прилейте 2мл раствора карбоната натрия (Na₂CO₃) и добавьте 2мл серной кислоты. Запишите наблюдения и химическую реакцию в молекулярном и ионном виде.

Контрольные вопросы

1 уровень

1. Какие соединения называются кислотами?

2.Запишите  химические формулы следующих кислот: серной, азотной, соляной, фосфорной, угольной, кремниевой.

3. Закончите реакцию: 2HCl + Ca(OH)₂ = 2H₂О +?

2 уровень

1. Выберите, какие вещества относятся к кислотам: NaCl; Cu (OH) ₂; HNO₃; Na₂SO₄; H₂CO₃.

2. Допишите предложение: Кислоты это электролиты, …

3. Напишите реакцию: Na₂S + HNO₃= ? + ?

3 уровень

1. Запишите реакции диссоциации кислот: H₂CO₃; H₂S.

2.Какие индикаторы уазывают на кислую среду раствора?

3. Выполните упражнение: SO₂ → SO₃ → H₂SO₄ → Na₂SO₄

 Сформулируйте вывод по работе.

Практическая работа № 4

Решение расчётных задач по уравнениям реакций.

Практическая работа № 5

Тема: Решение задач по термохимическим уравнениям.

Цель: Овладение умениями решения задач по термохимическим уравнениям.

Задача: Закрепить знания по теме «Термохимические реакции».

Теоретические основы

Термохимические уравнения включают в себя кроме химических формул тепловой эффект реакции. Числовое значение в уравнении реакции строго соответствует количествам веществ, участников реакции, т.е.  коэффициентам. Благодаря этому соответствию, можно установить пропорциональные отношения между количеством вещества или массой и количеством теплоты в этой реакции.

Например:  Термохимическое уравнение разложения малахита

(CuOH)₂ CO₃   =      2CuO + H ₂ O  + CO ₂ - 47 кДж

Мы видим, что на разложение 1 моля малахита необходимо израсходовать 47 кДж, при этом образуется 2 моля оксида меди, 1 моль воды и 1 моль углекислого газа. Если мы затратим энергии в 2 раза больше, мы сумеем разложить 2 моля малахита, при этом получим 4 моля оксида меди, 2 моля воды и 2 моля углекислого газа.

Аналогично можно установить пропорциональные отношения,  используя коэффициенты и молярные массы участников реакции.  47 кДж энергии затратится на разложение 94 г малахита, при этом выделится 160 г оксида меди, 18 г воды и 44 г углекислого газа. Пропорция несложная, но,  используя массовые числа, учащиеся часто допускают расчетные ошибки, поэтому я рекомендую решать задачи с пропорциями через количество вещества.

Решим задачи:

Задача 1. Определите количество теплоты, которое выделится при образовании 120 г MgO  в результате реакции горения магния, с помощью термохимического уравнения.

2 Mq + O₂   = 2MqO + 1204  кДж

Дано: m (Mg0) = 120г Найти: Q1 -?

Решение: 1) Определяем количества оксида магния, используя формулу для нахождения количества вещества через массу.   n = m / M   n(MqO) = 120г/ 40 г/моль = 3 моль 2) Составляем пропорцию с учетом коэффициентов в уравнении реакции По уравнению   2 моля MqO -  1204 кДж По условию        3 моля MqO -  Q1

Отсюда

		3 моль* 1204кДж
Q1	=	-----------------------	= 1803 кДж
		2моль

Ответ: При образовании 120г  оксида магния выделится 1803 кДж энергии.

Задача 2. В результате реакции, термохимическое уравнение которой 

2 C₂H₂+ 5O₂   = 4CO₂ +2H₂O + 2610  кДж

выделилось 652,5 кДж теплоты. Определите массу сгоревшего ацетилена.

Дано: Q1 = 652,5 кДж Найти: m(C2H2)-?

Решение: 1) Установим пропорциональные отношения между количеством вещества ацетилена и количеством теплоты. По уравнению   2 моль C2H2_----------  2610 кДж По условию        х моль        ----------  652,5 кДж Решаем пропорцию  2 моль* 652,5кДж х = ----------------------- = 0,5 моль 2610 кДж 2) Определяем массу ацетилена по  формуле  m= n * M m = 0,5 моль * 26 г/моль = 13 г.

Ответ: масса сгоревшего ацетилена 13 г.

Задача 3.  В результате горения 48 г метана выделилось 2406 кДж теплоты. Составьте термохимическое уравнение этой реакции.

Дано: m(CH4)= 48г Q1 = 2406 кДж Найти: Q -?

Решение: 1. Запишем уравнение реакции горения метана в общем виде  CH4+ 2O2   = CO2 +2H2O + Q 2. Определим количество  48 г  метана n = m / M  n(CH4) = 48г/ 16 г/моль = 3 моль 3. Составляем пропорцию с учетом коэффициентов в уравнении реакции По условию            3моля CH4    -  2406 кДж По уравнению        1 моль CH4    -    Q Решаем пропорцию 1 моль* 2406 кДж х = ----------------------- = 802 кДж 3 моля Ответ:  термохимическое уравнение реакции горения метана  CH4+ 2O2   = CO2 +2H2O + 802 кДж

Задача 4. Какой объем кислорода (при н.у.) выделится в результате реакции, термохимическое уравнение которой

2KClO₃ = 2KCl + 3O₂ – 91 кДж,

если на разложение бертолетовой  соли было  затрачено 182 кДж теплоты.

Дано: Q1 = 91 кДж Найти: V (O2)-?

Решение: 1)Установим пропорциональные отношения между количеством вещества кислорода и количеством теплоты. По уравнению   3 моль O2    ----------  91 кДж По условию        х моль        ----------  182 кДж Решаем пропорцию 3 моль* 182 кДж х = ----------------------- = 6 моль 91 кДж 2) Вычислим  объем кислорода, согласно закону Авогадро  (Vm = 22,4 л.моль)             V = n * Vm V(O2) =  6 моль * 22,4 л/моль =  134,4 л

Ответ: объем выделившегося кислорода равен 134,4 л.

Решите самостоятельно:

1. Согласно термохимическому уравнению  реакции

 CH₄+ 2O₂   = CO₂ +2H₂O + 802 кДж

определите количество теплоты, выделившейся при сжигании 24 г метана.

2. Тепловой эффект реакции горения серы равен 297 кДж. Какая  масса серы сгорела, если выделилось 742,5 кДж теплоты.

3. По термохимическому уравнению  H₂+ Cl₂   = 2HCl + 184,36 кДж  рассчитайте, какой объем затрачен  на образование  хлороводорода (при н.у.), если при этом выделилось 921,8 кДж теплоты.

Практическая работа № 6

Тема: Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций, расстановка коэффициентов методом электронного баланса

Цель: Научиться составлять окислительно-восстановительные реакции методом электронного баланса и определять окислитель и восстановитель.

Теоретические основы

         Все химические реакции подразделяются на 2 типа, протекающие с изменением или без изменения степени окисления атомов.

Реакции, в результате которых изменяется степень окисления элементов, называются окислительно-восстановительными.

Существует несколько способов составления уравнений окислительно-восстановительных реакций. Остановимся на методе электронного баланса, основанном на определении общего числа перемещающихся электронов.

Например:

     -2         +5                  +6         + 4

MnS + HNO3 → MnSO4 + NO2 + H2O

Определяем, атомы каких элементов изменили степень окисления.

-2         +6        +5        +4

S   → S  ;     N → N

Определяем число потерянных и полученных электронов.

-2                                +6           +5                         +4

S (потерял) – 8е → S  ;   N (принял) +е → N

Число отдаваемых и присоединяемых электронов должно быть одинаковым.

                                    -2            +6                 -2             +6  

Восстановитель S – 8е → S         1   S – 8е → S        окисление

                          +5            +4                      +5                +4

Окислитель        N +е → N         8    8N +8е → 8N    восстановление      

Наименьшее общее кратное для данного примера равно 8.

Основные коэффициенты при окислителе и восстановителе переносим в уравнение реакции:

     -2            +5                 +6            +4

MnS + 8HNO3 → MnSO4 + 8NO2 + 4H2O

Процесс превращения серы со степенью окисления -2 в +6 является процессом отдачи электронов, то есть окисления; процесс превращения азота со степенью окисления +5 в +4 – процессом восстановления. Вещество MnS при этом – восстановитель, а HNO3 – окислитель.

Выполнение работы

Задание 1

На основании электронных уравнений расставьте коэффициенты в уравнениях реакций, протекающих по схемам:

а) Zn + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂S + H₂O

б) FeCl₂ + KMnO₄ + HCl_(разб.)→ FeCl₃ + MnCl₂ + KCl + H₂O

в) KMnO₄ + H₂O₂ → MnO₂ + O₂ + KOH +  H₂O

г) Zn + KNO₃ + KOH → K₂ZnO₂ + KNO₂ + H₂O

д) KI + KClO₃ + H₂SO₄ → I₂ + KCl + K₂SO₄ + H₂O

Задание 2

Какие из следующих реакций являются окислительно-восстановительными?

а) 2Zn + O₂ = 2ZnO

б) HCl + NaOH = NaCl + H₂O

в) 4HClO₃ + 3H₂S = 4HCl + 3H₂SO₄

г) 3As + 5HNO₃ + 2H₂O = 3H₃AsO₄ + 5NO↑

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ:

1. Какие реакции называют окислительно-восстановительными?

2. Какой процесс называют окислением?

3. Какой процесс называют восстановлением?

4. Как изменится степень окисления элемента-восстановителя в процессе окисления?

5. Как изменится степень окисления элемента-окислителя в процессе окислительно-восстановительной реакции?

Практическая работа № 7

Тема: Решение качественных задач по теме: «Химическое равновесие и способы его смещения»

Цель: Изучить количественные характеристики химического равновесия и факторы, влияющие на его смещение.

Теоретическая часть

Константа химического равновесия. При равновесии химической реакции:  dD + bB ↔ lL + mM

 G⁰= - RTln (P  p,_L P  p,_M / P  p,_D P  p,_B )

или    G⁰= - RTln  ,

где  _P,_L,  P,_M ,  P,_D,  P,_B –равновесные относительные парциальные давления соответствующих веществ;

[L], [M], [D], [B] – равновесные концентрации соответствующих веществ.

Константа химического равновесия может выражаться через равновесные концентрации или парциальные давления:

К_р=  , или К_с= 

Таким образом, константа химического равновесия равна:

Отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, к произведению равновесных концентраций исходных веществ, в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, при постоянной температуре.

Принцип Ле Шателье.При внешнем воздействии на систему происходит смещение химического равновесия, т.е. изменяются равновесные концентрации исходных веществ и продуктов реакции. Характер смещения можно прогнозировать, применяя принцип Ле Шателье:

Если на систему находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в таком направлении, которое ослабляет внешнее воздействие.

1) Влияние концентраций (парциальных давлений) компонентов.

Рассмотрим реакцию:

СН₄ + 2Н₂О ↔ СО₂ + 4Н₂

Если в систему добавить метан, то равновесие системы нарушается, при этом ускоряется прямая реакция, что приведет к увеличению концентрации продуктов реакции СО₂ и Н₂ и уменьшению концентрации водяного пара, т.е. равновесие смещается вправо. Процесс будет протекать до тех пор, пока не установится новое равновесие.

2) Влияние общего давления в системе.

Если в результате реакции изменяется число молей газообразных веществ, то изменение общего давления в системе вызывает смещение равновесия. Увеличение общего давления вызывает смещение равновесия в сторону уменьшения числа молей газообразных веществ, т.е. в сторону уменьшения давления. Для рассматриваемой реакции увеличение давления должно смещать равновесие влево.

3) Влияние температуры.

С увеличением температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, т.е. реакции, протекание которой обеспечивает поглощение теплоты, с уменьшением температуры – в сторону экзотермической реакции.

Химическое равновесие в гетерогенной системе. Константа гетерогенного химического равновесия равна отношению произведения равновесных концентраций или парциальных давлений продуктов реакций к произведению равновесных концентраций или парциальных давлений исходных веществ в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам.

В уравнения констант гетерогенного химического равновесия не входят члены, относящиеся к твердым веществам, участвующим в прямой и обратной реакциях.

Так как прямая и обратная реакции протекают на одной и той же поверхности раздела фаз, то площадь поверхности раздела фаз также не входит в уравнение константы химического равновесия.

Например, для реакции:

С_(к) + 2Н₂О  СО₂ + 2Н₂ К_р=  ,

а для реакции

СаСО_3(к)  СаО_(к) + СО₂ К_р=(Р_СО  )_р

Константа гетерогенного химического равновесия зависит от температуры. Она возрастает с увеличением температуры в случае эндотермической прямой реакции и уменьшается с увеличением температуры в случае экзотермической прямой реакции. Рассчитать ее можно по уравнению:

К_р=еxp[-  G⁰/RT]

Гетерогенное химическое равновесие подчиняется принципу Ле Шателье.

Выполнение работы

1) Напишите выражение для константы равновесия гомогенной системы СН₄ + СО₂ ↔ 2СО + 2Н₂. Как следует изменить температуру и давление, чтобы повысить выход водорода? Прямая реакция – образование водорода - эндотермическая.

2) Вычислите константу равновесия для гомогенной системы

СО (г) + Н₂О (г) ↔ СО₂ + Н₂ (г), если равновесные концентрации реагирующих веществ: [СО] = 0,004 моль/л; [Н₂О] = 0,064 моль/л; [СО₂] = 0,016 моль/л; [Н₂] = 0,016 моль/л.

3) Исходные концентрации NO и Cl₂ в гомогенной системе

2NO + Cl₂ ↔ 2NOCl составляют соответственно 0,5 и 0,2 моль/л. Вычислите константу равновесия, если к моменту наступления равновесия прореагировало 20% NO.

4) Напишите выражение для константы равновесия гетерогенной системы: СО₂ + С ↔ 2СО. Как следует изменить давление, чтобы повысить выход СО?

Контрольные вопросы

1) Каковы термодинамические условия химического равновесия?

2) Как рассчитывается константа химического равновесия для: а) гомогенных б) гетерогенных реакций?

3) Какие параметры влияют на смещение химического равновесия?

Практическая работа № 8

Тема: Идентификация неорганических веществ.

Цель: формирование знаний учащихся по распознаванию неорганических веществ с помощью качественных реакций.

Задачи: закрепление умений по составлению уравнений реакций на свойства и получение веществ, решению экспериментальных задач.

Теоретические основы

Практически каждое неорганическое вещество можно определить с помощью характерных реакций. Эти реакции называются качественные.

Принадлежность неорганического вещества к определенным классам соединений, их строение, степень чистоты устанавливаются с помощью элементного и функционального анализа. Качественный элементный анализ позволяет определить качественный состав молекул неорганического соединения; количественный элементный анализ устанавливает элементный состав соединения и простейшую формулу.

Структура неорганического соединения может считаться окончательно доказанной, если осуществлен встречный синтез; проведен систематический химический анализ, включающий в себя: предварительные испытания, качественные реакции на функциональные и нефункциональные группы, получены различные производные; проведены спектральные методы анализа.

Функциональный анализ и идентификация неорганических веществ начинаются с предварительных испытаний, включающих в себя: определение физических констант, пробу на сожжение, растворимость в воде и органических растворителях, качественный анализ.

Принадлежность к классам неорганических веществ можно установить по их отношению к реагентам

1. Взаимодействие щелочных металлов с водой.

Налить в фарфоровую чашку немного воды, опустить в нее кусочек натрия и быстро накрыть чашку воронкой. После окончания реакции прилить к полученному раствору 2-3 капли фенолфталеина. Составить уравнения протекающих реакций и сделать вывод относительно свойств щелочных металлов.

2. Действие воды на металлический магний.

Поместить в пробирку стружку металлического магния. Добавить немного воды и 2-3 капли фенолфталеина. Обратить внимание на то, что цвет практически не изменится. Затем следует нагреть пробирку. Отметить изменение окраски раствора. Сделать вывод относительно щелочных свойств магния и написать уравнения протекающих реакций.

3. Амфотерность металлического алюминия.

Поместить кусочек металлического алюминия в пробирку, прилить немного воды и 2-3 капли фенолфталеина. Убедиться в том, что ни в обычных условиях, ни при нагревании алюминий с водой не взаимодействует. Затем поместить в две другие пробирки по кусочку алюминия. В одну из них прилить разбавленную соляную кислоту, в другую – раствор крепкой щелочи NaOH. Пробирки нагреть. При этом наблюдается взаимодействие алюминия, как с кислотой, так и со щелочью. Написать уравнения протекающих реакций и сделать вывод о свойствах алюминия.

4. Неметаллические свойства серы.

Кусочек серы поместить в пробирку и налить немного воды. Прибавить сначала 2-3 капли фенолфталеина, а затем столько же метилоранжа. Отметить, что сера не взаимодействует с водой в обычных условиях. Нагреть пробирку. Отметить что после нагревания взаимодействие серы с водой не происходит. Кусочек серы положить на железную ложечку, поджечь и опустить в коническую колбу, в которой было налито немного воды (не касаясь поверхности воды). После сгорания серы закрыть колбу пробкой и встряхнуть. Полученный раствор разделить на 3 пробирки и испытать различными индикаторами.

5. Амфотерные свойства гидроксида олова (II).

Поместить в пробирку 8-10 капель раствора , добавить несколько капельи растворв воде, до полного осаждения осадка. Распределить содержимое на две пробирки и добиться растворения осадка в каждой из них с помощью: в одном случае 2М раствораHCl, в другом – 2М раствора NaOH. Составить уравнения реакций, зная, что при реакции гидроксида олова с NaOH образуется тетрагидроксостаннат натрия 

Выполнение работы

1 этап. Проведите анализ состава каждого вещества

Оборудование и реактивы.

1 вариант: 1- хлорид железа(3) 2- соляная кислота 3- гидроксид натрия 4- сульфат меди(2)

2 вариант: 1- сульфат меди(2) 2 - гидроксид натрия 3- соляная кислота 4 – хлорид железа(3)

фенолфталеин, гидроксид натрия, синяя лакмусовая бумажка, нитрат серебра, хлорид бария, пробирки.

2 этап. Выберите пути распознавания веществ. При помощи, каких реактивов вы будете определять эти вещества.

3 этап. Определите последовательность ваших действий.

4 этап. Правила ТБ.

5 этап. Выполнение экспериментальной части.

Результаты работы внесите в таблицу 3.

Таблица 3 – Результаты работы

Определяемое вещество, его формула	Реактив	Наблюдения и номер пробирки	Уравнения реакций в молекулярном, ионном, сокращенном виде.
соляная кислота
сульфат меди (II)
хлорид железа(III)
гидроксид натрия

Сделайте вывод.

Контрольные вопросы:

•         Что такое индикатор?

•         Что называется идентификацией?

•         Какие существуют классы неорганических соединений?

•         Какие виды анализа веществ существуют?

Практическая работа № 9

Тема: Получение, собирание и распознавание газов.

Цель: Развитие навыков получения, собирания и распознавания водорода, аммиака, углекислого газа.                         

Задача: Закрепление знаний по теме «Металлы и неметаллы».

Реактивы и оборудование: Штативы,  пробирки с газоотводными трубками, держатели,  спички, сосуд с водой. Растворы HCl, NaOH, Ca(OH)₂;  CaCO₃ (мрамор), NH₄Cl, универсальная лакмусовая бумажка.

Теоретические основы

Водород – бесцветный газ, без запаха. В 14,4 раза легче воздуха, обладает наибольшей диффузионной способностью, а отсюда и высокой теплопроводностью. Плохо растворяется в воде, но может растворяться в некоторых металлах.

        В лаборатории водород получают:

взаимодействием цинка с разбавленной хлороводородной кислотой:

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂

растворением алюминия в щелочах:

 2Al +2NaOH + H₂O = 2NaAlO₂ + 3H₂

      Кислород – бесцветный газ, не имеет вкуса и запаха, немного тяжелее воздуха, малорастворим в воде.

       В лаборатории кислород получают:

 2KCl = 2KCl + 3O₂

2KMnO₄ = K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂

     Оксид углерода (IV) – бесцветный, негорючий газ, тяжелее воздуха, в воде растворяется       незначительно. В твердом состоянии легко получается путем испарения жидкой СО₂ , находящейся под давлением. Твердая СО₂ называется сухим людом.

        Оксид углерода (IV) (углекислый газ) можно получить:

При горении угля в избытке кислорода:

С + О₂ = СО₂

При разложении карбонатов и гидрокарбонатов:

СаСО₃ = СО₂ + СаО

Действием на карбонат хлороводородной кислоты:

CaCO₃ + 2HCl = CaCl₂ + H₂O + CO₂

При действии метана с водяным паром и кислородом:

2СН₄ + 2Н₂О + О₂ = 2СО₂ + 4Н₂

    Аммиак – бесцветный газ, легче водуха, с резким запахом,хорошо растворим в воде с образованием щелочи:

 NH₃ + H₂O = NH₄OH

Аммиак в лаборатории получают:

Действием на хлорид аммония щелочью при нагревании:

NH₄Cl + NaOH = NaCl + NH₃↑ + H₂O

При нагревании гидроксида аммония:

NH₄OH → NH₃↑ + H₂O

Выполнение работы

1. Получение, собирание и распознавание водорода.

В пробирку с притертой крышкой и газоотводной трубкой поместите несколько гранул Zn и прилейте 4 мл раствора HCl. Соберите выделяющийся газ водород методом вытеснения из воды, для этого поместите пробирку в сосуд с водой и введите в нее газоотводную трубку. Для распознавания водорода поднесите к отверстию газоотводной трубки горящую лучину.

Произойдет хлопок. Запишите наблюдения и химические реакции.

2. Получение, собирание и распознавание углекислого газа.

В пробирку с притертой крышкой и газоотводной трубкой поместите несколько кусочков мрамора (CaCO₃) и прилейте 4мл раствора HCl. Соберите выделяющийся газ методом вытеснения воздуха, для этого газоотводную трубку поместите в другую пробирку. Газ соберется на дне пробирки. Для распознавания CO₂ в пробирку с собранным газом внесите горящую лучинку, она должна потухнуть.  А так же пропустите выделяющийся газ через раствор Ca(OH)₂ ,раствор станет мутным. Запишите наблюдения и химические реакции.

3. Получение, собирание и распознавание аммиака.

В пробирку с притертой крышкой и газоотводной трубкой поместите сухую соль хлорида аммония (NH₄Cl) и прилейте 2мл раствора NaOH. Соберите выделяющийся газ методом вытеснения воздуха, для этого газоотводную трубку поместите в другую пробирку с перевернутым дном. Для распознавания NH₃ поместите пробирку с собранным газом в сосуд с водой. Вода наполнит пробирку, в полученный раствор внесите лакмусовую бумажку. Лакмусовая бумажка станет синей, так как образовался раствор аммиака (NH₄OH)и появится резкий запах. Запишите наблюдения и химические реакции.

Сделайте вывод по работе.

Контрольные вопросы

1. Каким способом  собирают газ водород? Почему?

2. Каким способом собирают углекислый газ CO₂? Почему?

3. Каким способом собирают газ аммиак? Почему?

4. Какие из полученных газов хорошо растворяются в воде, и какие вещества при этом образуются?

5. Зарисуйте схемы приборов для получения газов.

6. Решите задачу

1 уровень

Какой объем водорода при н.у. выделится при взаимодействии 64 г цинка с серной кислотой?

2 уровень

При взаимодействии с 53,5г хлорида аммония с гидроксидом натрия выделился газ среким запахом и вода. Определите оъем газа при н.у. и объм воды?

3 уровень

При взаимодействии 110г известняка, содержащего 0,9 массовых долей карбоната кальция с соляной кислотой выделился газ.Определите объем газа при н.у.?

Практическая работа № 10

Решение расчётных задач на определение практического и теоретического выхода продукта реакции

Лабораторная работа № 9

Тема: Изготовление моделей  молекул органических веществ.

Цель: Развитие навыков пространственного изображения молекул метана, этана, этена, этина, бензола.

Задача: Закрепление знаний по теме « Основные понятия органической химии и  теория строения  органических соединений».

 Оборудование: Пластилин, металлические стержни, бумага, клей, заготовки бумажных моделей , транспортир.Учебное пособие Габриелян О.С. «Химия»

Теоретические основы

В предельных углеводородах (алканы) все углеродные атомы находятся в состоянии гибридизации sp³, и образуют одинарные σ – связи. Угол связи составляет 109,28^о. Форма молекул правильный тетраэдр.

В молекулах алкенов углеродные атомы находятся в состоянии гибридизации sp² , и образуют двойные связи σ и π – связи. Угол связи σ составляет 120^о, а π – связь распологается перпендикулярно связи σ. Форма молекул  правильный треугольник.

В молекулах алкинов углеродные атомы находятся в состоянии гибридизации sp , и образуют тройные связи одну σ и две π – связи. Угол связи σ составляет 180^о, а две π – связи распологаются перпендикулярно друг друга. Форма молекул линейная (плоская).

В молекуле бензола C₆H₆  шесть атомов углерода связаны σ – связью. Угол связи составляет 120^о. Состояние гибридизации sp². В молекуле образуется

 6 π – связь, которая принадлежит шести атомам углерода.

Для пространственного изображения молекул органических веществ важно знать, к какому классу веществ относится соединение, угол связи, форму молекул.

Например: Метан (СH₄) относится к классу алканов. Атомы находятся в состоянии гибридизации sp³, значит угол связи 109,28^о, форма молекулы тетраэдр, между атомами одинарная σ – связь. Для построения молекулы шаростержневым способом нужно заготовить 4 шара из пластилина. Один шар (атом углерода)  большего размера и черного цвета, а три атома (водорода) одинакового размера красного цвета. Соединить шары металическими стержнями под углом 109,28^о.

Полусферическая модель атома изготавливается также только шары соединяются методом вдавливания в друг друга.

Выполнение работы

1. Изготовление моделей  молекул органических веществ СH₄, C₂H₆, C₂H₄, C₂H₂, C₆H₆.

1.1.Изготовление шаростержневых моделей молекул.

Шаростержневые модели изготавливаются из пластилина и металлических стержней. При изготовлении молекул необходимо знать угол связи и ее кратность.

Атом химического элемента представляется в виде шара. Атом углерода в виде шара изготавливается большего  размера, чем атомы водорода и из другого цвета пластилина. Химическая связь изображается металлическими стержнями. Угол химической связи измеряется траспортиром.

1.2.Изготовление полусферических моделей

Полусферические модели изготавливаются из пластилина. Сначала заготавливаются шары для атомов углерода и водорода, затем под определенным углом атомы в виде шаров соединяются друг с другом методом вдавливания. Получаются полусферы атомов.

1.3. Заполните таблицу. Зарисуйте молекулы органических веществ.

Название молекулы, структурная формула, тип связи, угол связи, тип гибридизации, пространственная форма молекулы.	Шаростержневая модель молекулы	Полусферическая модель молекулы
1.

Контрольные вопросы

1. Какие бывают органические соединения по строению углеводородного скелета?

2. Какие бывают органические соединения по наличию функциональных групп?

3. Какие вещества называются гомологами?

4. Какие бывают пространственные формы молекул органических веществ?

5. Какой процесс называется гибридизацией? 

7. Дайте понятие σ и π связи?

Сформулируйте вывод по работе.

Лабораторная работа № 10

Тема: Ознакомление с коллекциями образцов нефти, угля и  продуктов их переработки.

Цель: На основе коллекционного материала ознакомиться c образцами нефти, угля и продуктами их переработки.

Задача: Закрепить знания по теме «Углеводороды и их природные источники».

Оборудование: Коллекции:  «Нефть и продукты ее переработки»,  «Уголь и продукты его переработки». Учебное пособие Габриелян О.С. «Химия»

Теоретические основы

Природными источниками различных углеводородов являются нефть, уголь, природный газ. Все перечисленное является источником получения энергии, а так же важнейшим химическим сырьем.

Нефть – это жидкий, горючий маслообразный минерал, имеющий окраску от светло-желтой до темно-коричневой, легче воды и практически в ней нерастворима. Нефть состоит из алканов, циклоалканов и ароматических углеводородов.

Уголь содержит 65 – 90% углерода. Уголь черного цвета твердое вещество отличается большой плотностью и блеском.

Выполнение работы

1. Ознакомление с коллекцией «Нефть и продукты ее переработки».

Рассмотрите коллекцию. Запишите образцы нефти и их отличие по составу. Запишите продукты переработки нефти и их применение.

2. Ознакомление с коллекцией «Уголь и продукты его переработки».

Рассмотрите коллекцию. Запишите образцы угля и их отличие по составу. Запишите продукты переработки угля и их применение.

Данные наблюдений занесите в таблицу.

Образцы	Физические свойства	Применение
1.Нефть 1.1.
2. Уголь 2.1.

Контрольные вопросы

1. Какие углеводороды входят в состав нефти?

2. Какие существуют методы переработки нефти?

3. Перечислите фракции перегонки нефти?

Сформулируйте вывод по работе.

Лабораторная работа № 11

Тема: Ознакомление с коллекциями  каучуков и образцами изделий из резины.

Цель: На основе коллекционного материала ознакомиться c образцами каучуков и изделиями из резины.

Задача: Закрепить знания по теме «Углеводороды и их природные источники».

Оборудование: Коллекция:  «Каучуки и образцы изделий из резины»

Учебное пособие Габриелян О.С. «Химия»

Теоретические основы

Каучуки – эластичные материалы, из которых путем специальной обработки получают резину. Сырой каучук липок, непрочен, а при небольшом понижении температуры становится хрупким. Чтобы придать изготовленным из каучука изделиям необходимую прочность и эластичность, каучук подвергают вулканизации – вводят в него серу и нагревают. Вулканизированный каучук называется резиной.

Натуральный каучук (НК)  представляет высокомолекулярное соединение -  полимер формула которого ( - СН₂ – С = СН – СН₂ -)_n

                                                               /

                                                             CH₃

Синтетические каучуки (СК) производят разного вида.

СКБ – продукт совместной полимеризации бутадиена с другими непредельнми углеводородами.

Формула СК ( - СН₂ – СН = СН – СН₂ - )_n

Выполнение работы

1. Ознакомление с коллекцией «Каучуки и образцы изделий из резины».

Рассмотрите коллекцию. Запишите образцы каучуков и их отличие по составу. Запишите образцы изделий из резины и их применение.

Рассмотрите коллекцию. Запишите образцы угля и их отличие по составу. Запишите продукты переработки угля и их применение.

Данные наблюдений занесите в таблицу.

Образцы	Физические свойства	Применение
1. Каучук 1.1.

Контрольные вопросы

1. К каким органическим соединениям относятся каучуки?

2. Какие бывают синтетические каучуки?

3. На какие группы делятся каучуки по их назначению?

Сформулируйте вывод по работе.

Лабораторные работы № 12

Пространственное строение углеводородов. Гибридизация.

Лабораторная  работа № 13

Тема: Изучение свойств спиртов и реакции, лежащие в основе их получения

Цель: Овладение навыками проведения химических опытов, с соблюдением  правил техники безопасности, подтверждающих свойства спиртов.

Задача: Закрепление знаний по теме «Кислородсодержащие органические соединения».

Реактивы и оборудование: Штатив с пробирками, держатель, горелка, стеклянная палочка. Раствор этилового спирта, вода.

Теоретические основы

        Спирты.

       Химические свойства спиртов обусловлены в основном разрывом связи кислород – водород, а связь углерод – кислород остается незатронутой. Спирты амфотерны и обычно не являются ни сильными кислотами, ни сильными основаниями.

•         Спирты легко взаимодействуют с металлическим натрием:

C₂H₅OH + 2Na = 2C₂H₅ONa + H₂

     2. При окислении этилового спирта в кислой среде образуется вещество – альдегид, содержащий альдегидную группу.

С₂Н₅ОН + О = СН₃ ─ C ═ O

                                           /         

                                         Н          уксусный альдегид

Выполнение работы

1. Растворение глицерина в воде и взаимодействие с гидроксидом меди (II).

1.1. В пробирку прилейте 4мл воды и прилейте 2мл глицерина. Запишите наблюдения.

1.2. В пробирку прилейте 2мл раствора соли CuSO₄ и 4мл раствора щелочи NaOH. К полученному осадку Cu(OH)₂ прилейте раствор глицерина. Запишите наблюдения и химическую реакцию.

2. Свойства уксусной кислоты.

2.1. Диссоциация уксусной кислоты. В пробирку прилейте 2мл раствора CH₃COOH и добавьте 1 каплю синего лакмуса. Запишите наблюдения и химическую реакцию.

2.2. Взаимодействие уксусной кислоты с активным металлом. В пробирку поместите небольшое количество Mg и прилейте 2мл раствора CH₃COOH. Запишите наблюдения и химическую реакцию.

2.3.Взаимодействие уксусной кислоты со спиртом. В пробирку прилейте 2 мл уксусной кислоты, 2 мл этилового спирта и 2 мл конц. серной кислоты. Смесь перемешайте и медленно нагрейте, но не кипятите. Обратите внимание на появившийся запах. Запишите наблюдения. Полученную горячую смесь перелейте в пробирку с насыщенным раствором хлорида натрия. Запишите наблюдения и химическую реакцию получения эфира.

3. Взаимодействие глюкозы и сахарозы с гидроксидом меди (II).

В одну пробирку прилейте раствор глюкозы а, в другую пробирку раствор сахарозы и в каждую пробирку добавьте заранее приготовленный гидроксид меди (II). Запишите наблюдения и химическую реакцию взаимодействия глюкозы с Cu(OH)₂.

Затем обе пробирки нагрейте до кипения. Запишите наблюдения и химическую реакцию

взаимодействия глюкозы с Cu(OH)₂ при нагревании.

4. Качественная реакция на крахмал.

В пробирку поместите небольшое количество порошка крахмала и прилейте 4мл воды все перемешайте стеклянной палочкой и нагрейте до кипения. Полученный крахмальный клейстер остудите, и добавьте 1 каплю раствора иода. Запишите наблюдения.

Контрольные вопросы

1уровень

1. Почему глицерин в отличие отодноатомных спиртов взаимодействует с основанием?

2. Почему глюкоза проявляет свойства альдегидов и спиртов?

3. Почему сахароза не дает реакцию «серебряного зеркала»?

2 уровень

1. Как можно обнаружить в растворах глицерин?2

2.Почему сахароза с аммиачным раствором оксида серебра не дает положительный результат.

3. Как можно обнаружить крахмал в продуктах питания?

3 уровень

1. Как можно обнаружить глюкозу и глицерин в пробирках без надписи.

2. Запишите реакцию спиртового брожения глюкозы.

3. Осуществите превращение: CO₂ → C₆H₁₂O₆ → C₂H₅OH → CO₂

Сформулируйте вывод по работе.

№14 Растворение глицерина в воде и взаимодействие с гидроксидом меди(II).

№15 Изучение свойств уксусной кислоты, общие со свойствами минеральных кислот

№16 Доказательство непредельного характера жидкого жира.

№17  Взаимодействие глюкозы и сахарозы с гидроксидом меди(II).

№18Качественная реакция на крахмал.

Лабораторная  работа № 14

Тема: Растворение глицерина в воде и взаимодействие с гидроксидом меди (II).

Цель: Овладение навыками проведения химических опытов, с соблюдением  правил техники безопасности, подтверждающих свойства глицерина.

Задача: Закрепление знаний по теме «Кислородсодержащие органические соединения».

Реактивы и оборудование: Штатив с пробирками, держатель, горелка, стеклянная палочка. Растворы  веществ: глицерина,  гидроксида натрия, сульфата меди (II), вода.

Теоретические основы

•         Многоатомные спирты взаимодействуют с нерастворимыми основаниями:

СН₂ОН                                        H₂C ─ O

│                                                      │         Cu       

СНОН       +  Cu(OH)₂    →         HC ─ O

│                                                      │

СН₂ОН                                         H₂C ─ OH   + 2H₂O

                                                    синий раствор – глицерат меди

Выполнение работы

1. Растворение глицерина в воде и взаимодействие с гидроксидом меди (II).

1.1. В пробирку прилейте 4мл воды и прилейте 2мл глицерина. Запишите наблюдения.

1.2. В пробирку прилейте 2мл раствора соли CuSO₄ и 4мл раствора щелочи NaOH. К полученному осадку Cu(OH)₂ прилейте раствор глицерина. Запишите наблюдения и химическую реакцию.

Контрольные вопросы

1. Почему глицерин в отличие отодноатомных спиртов взаимодействует с основанием?

2. Как можно обнаружить в растворах глицерин?2

3. Как можно обнаружить глюкозу и глицерин в пробирках без надписи.

Сформулируйте вывод по работе.

Лабораторная  работа № 14

Тема: Растворение глицерина в воде и взаимодействие с гидроксидом меди (II). Свойства уксусной кислоты. Взаимодействие глюкозы и сахарозы с гидроксидом меди (II). Качественная реакция на крахмал.

Цель: Овладение навыками проведения химических опытов, с соблюдением  правил техники безопасности, подтверждающих свойства глицерина, глюкозы, сахарозы, крахмала.

Задача: Закрепление знаний по теме «Кислородсодержащие органические соединения».

Реактивы и оборудование: Штатив с пробирками, держатель, горелка, стеклянная палочка. Растворы  веществ: глицерина, уксусной кислоты, глюкозы, сахарозы, гидроксида натрия, сульфата меди (II), этилового спирта, серной кислоты. Раствор иода, крахмал, металлический магний, индикатор синий лакмус, вода.

Теоретические основы

        Спирты.

       Химические свойства спиртов обусловлены в основном разрывом связи кислород – водород, а связь углерод – кислород остается незатронутой. Спирты амфотерны и обычно не являются ни сильными кислотами, ни сильными основаниями.

•         Спирты легко взаимодействуют с металлическим натрием:

C₂H₅OH + 2Na = 2C₂H₅ONa + H₂

•         Многоатомные спирты взаимодействуют с нерастворимыми основаниями:

СН₂ОН                                        H₂C ─ O

│                                                      │         Cu       

СНОН       +  Cu(OH)₂    →         HC ─ O

│                                                      │

СН₂ОН                                         H₂C ─ OH   + 2H₂O

                                                    синий раствор – глицерат меди

3. При окислении этилового спирта в кислой среде образуется вещество – альдегид, содержащий альдегидную группу.

С₂Н₅ОН + О = СН₃ ─ C ═ O

                                           /          

                                         Н          уксусный альдегид

Карбоновые кислоты.

Карбоновыми кислотами называются органические вещества, содержащие одну или  несколько карбоксильных групп – СООН.

         Химические свойства

         1. при диссоциации образуют ионы водорода:

             R ─COOH → R─COO^- + H⁺

2. реагируют с активными металлами и их оксидами, со щелочами:

2СН₃СООН + К = 2СН₃СООК + Н₂

                                        ацетат калия

     СН₃СООН + КОН = СН₃СООК + Н₂О

3. взаимодействуют со спиртами с образованием сложных эфиров:

СН₃ ─ C ═ O   + Н ─ O ─ С₂Н₅   →  СН₃ ─ C ═  O      + Н₂О

           │                                                          │                        

           ОН                                                       О ─ С₂Н₅                  

                                                            этиловый эфир уксусной кислоты

Углеводы.

Одним из наиболее распространенных моносахаридов является глюкоза, которая имеет молекулярную формулу С₆Н₁₂О₆. В молекуле глюкозы объединяются свойства альдегида и многоатомного спирта, поэтому глюкозу называют альдегидоспиртом. Подобно многоатомным спиртам глюкоза с гидроксидом меди (II) образуется ярко-синий раствор

СН₂ОН ─ (СНОН)₄ ─ C ═ O + 2Cu(OH)₂ = CH₂OH ─ (CHOH)₄ ─ C ═ O + Cu₂O + 2H₂O

                                     │                                                                    │ 

                                     H                                                                    OH

При нагревании глюкозы с аммиачным раствором оксида серебра получается характерная реакция на альдегиды – «серебряное зеркало».

СН₂ОН ─(СНОН)₄ ─C ═ O + Ag₂O → CH₂OH ─(CHOH)₄ ─ C ═ O + 2Ag

                                  │                                                               │ 

                                H                                                              OH

               Под действием биологических катализаторов – ферментов – глюкоза способна превращаться в спирт – это так называемое спиртовое брожение.

С₆Н₁₂О₆ → 2С₂Н₅ОН + 2СО₂

        Крахмал представляет собой белый амфотерный порошок, нерастворимый в холодной воде. В горячей воде крахмал сначала набухает, а затем дает вязкий раствор, который называется клейстером.

        Крахмал является смесью полисахаридов, поэтому не дает реакций, свойственных моносахаридам. Он не обладает восстановительными свойствами – не образует красного осадка оксида меди (I).

При действии минеральных кислот крахмал гидролизуется до глюкозы.

        (С₆Н₁₀О₅)_n + n H₂O → nC₆H₁₂O₆

        Характерной реакцией на крахмал является реакция его с раствором иода -  раствор окрашивается в интенсивный синий цвет.

Выполнение работы

1. Растворение глицерина в воде и взаимодействие с гидроксидом меди (II).

1.1. В пробирку прилейте 4мл воды и прилейте 2мл глицерина. Запишите наблюдения.

1.2. В пробирку прилейте 2мл раствора соли CuSO₄ и 4мл раствора щелочи NaOH. К полученному осадку Cu(OH)₂ прилейте раствор глицерина. Запишите наблюдения и химическую реакцию.

2. Свойства уксусной кислоты.

2.1. Диссоциация уксусной кислоты. В пробирку прилейте 2мл раствора CH₃COOH и добавьте 1 каплю синего лакмуса. Запишите наблюдения и химическую реакцию.

2.2. Взаимодействие уксусной кислоты с активным металлом. В пробирку поместите небольшое количество Mg и прилейте 2мл раствора CH₃COOH. Запишите наблюдения и химическую реакцию.

2.3.Взаимодействие уксусной кислоты со спиртом. В пробирку прилейте 2 мл уксусной кислоты, 2 мл этилового спирта и 2 мл конц. серной кислоты. Смесь перемешайте и медленно нагрейте, но не кипятите. Обратите внимание на появившийся запах. Запишите наблюдения. Полученную горячую смесь перелейте в пробирку с насыщенным раствором хлорида натрия. Запишите наблюдения и химическую реакцию получения эфира.

3. Взаимодействие глюкозы и сахарозы с гидроксидом меди (II).

В одну пробирку прилейте раствор глюкозы а, в другую пробирку раствор сахарозы и в каждую пробирку добавьте заранее приготовленный гидроксид меди (II). Запишите наблюдения и химическую реакцию взаимодействия глюкозы с Cu(OH)₂.

Затем обе пробирки нагрейте до кипения. Запишите наблюдения и химическую реакцию

взаимодействия глюкозы с Cu(OH)₂ при нагревании.

4. Качественная реакция на крахмал.

В пробирку поместите небольшое количество порошка крахмала и прилейте 4мл воды все перемешайте стеклянной палочкой и нагрейте до кипения. Полученный крахмальный клейстер остудите, и добавьте 1 каплю раствора иода. Запишите наблюдения.

Контрольные вопросы

1уровень

1. Почему глицерин в отличие отодноатомных спиртов взаимодействует с основанием?

2. Почему глюкоза проявляет свойства альдегидов и спиртов?

3. Почему сахароза не дает реакцию «серебряного зеркала»?

2 уровень

1. Как можно обнаружить в растворах глицерин?2

2.Почему сахароза с аммиачным раствором оксида серебра не дает положительный результат.

3. Как можно обнаружить крахмал в продуктах питания?

3 уровень

1. Как можно обнаружить глюкозу и глицерин в пробирках без надписи.

2. Запишите реакцию спиртового брожения глюкозы.

3. Осуществите превращение: CO₂ → C₆H₁₂O₆ → C₂H₅OH → CO₂

Сформулируйте вывод по работе.

Лабораторная  работа № 14

Тема: Растворение глицерина в воде и взаимодействие с гидроксидом меди (II). Свойства уксусной кислоты. Взаимодействие глюкозы и сахарозы с гидроксидом меди (II). Качественная реакция на крахмал.

Цель: Овладение навыками проведения химических опытов, с соблюдением  правил техники безопасности, подтверждающих свойства глицерина, глюкозы, сахарозы, крахмала.

Задача: Закрепление знаний по теме «Кислородсодержащие органические соединения».

Реактивы и оборудование: Штатив с пробирками, держатель, горелка, стеклянная палочка. Растворы  веществ: глицерина, уксусной кислоты, глюкозы, сахарозы, гидроксида натрия, сульфата меди (II), этилового спирта, серной кислоты. Раствор иода, крахмал, металлический магний, индикатор синий лакмус, вода.

Теоретические основы

        Спирты.

       Химические свойства спиртов обусловлены в основном разрывом связи кислород – водород, а связь углерод – кислород остается незатронутой. Спирты амфотерны и обычно не являются ни сильными кислотами, ни сильными основаниями.

•         Спирты легко взаимодействуют с металлическим натрием:

C₂H₅OH + 2Na = 2C₂H₅ONa + H₂

•         Многоатомные спирты взаимодействуют с нерастворимыми основаниями:

СН₂ОН                                        H₂C ─ O

│                                                      │         Cu       

СНОН       +  Cu(OH)₂    →         HC ─ O

│                                                      │

СН₂ОН                                         H₂C ─ OH   + 2H₂O

                                                    синий раствор – глицерат меди

3. При окислении этилового спирта в кислой среде образуется вещество – альдегид, содержащий альдегидную группу.

С₂Н₅ОН + О = СН₃ ─ C ═ O

                                           /          

                                         Н          уксусный альдегид

Карбоновые кислоты.

Карбоновыми кислотами называются органические вещества, содержащие одну или  несколько карбоксильных групп – СООН.

         Химические свойства

         1. при диссоциации образуют ионы водорода:

             R ─COOH → R─COO^- + H⁺

2. реагируют с активными металлами и их оксидами, со щелочами:

2СН₃СООН + К = 2СН₃СООК + Н₂

                                        ацетат калия

     СН₃СООН + КОН = СН₃СООК + Н₂О

3. взаимодействуют со спиртами с образованием сложных эфиров:

СН₃ ─ C ═ O   + Н ─ O ─ С₂Н₅   →  СН₃ ─ C ═  O      + Н₂О

           │                                                          │                        

           ОН                                                       О ─ С₂Н₅                  

                                                            этиловый эфир уксусной кислоты

Углеводы.

Одним из наиболее распространенных моносахаридов является глюкоза, которая имеет молекулярную формулу С₆Н₁₂О₆. В молекуле глюкозы объединяются свойства альдегида и многоатомного спирта, поэтому глюкозу называют альдегидоспиртом. Подобно многоатомным спиртам глюкоза с гидроксидом меди (II) образуется ярко-синий раствор

СН₂ОН ─ (СНОН)₄ ─ C ═ O + 2Cu(OH)₂ = CH₂OH ─ (CHOH)₄ ─ C ═ O + Cu₂O + 2H₂O

                                     │                                                                    │ 

                                     H                                                                    OH

При нагревании глюкозы с аммиачным раствором оксида серебра получается характерная реакция на альдегиды – «серебряное зеркало».

СН₂ОН ─(СНОН)₄ ─C ═ O + Ag₂O → CH₂OH ─(CHOH)₄ ─ C ═ O + 2Ag

                                  │                                                               │ 

                                H                                                              OH

               Под действием биологических катализаторов – ферментов – глюкоза способна превращаться в спирт – это так называемое спиртовое брожение.

С₆Н₁₂О₆ → 2С₂Н₅ОН + 2СО₂

        Крахмал представляет собой белый амфотерный порошок, нерастворимый в холодной воде. В горячей воде крахмал сначала набухает, а затем дает вязкий раствор, который называется клейстером.

        Крахмал является смесью полисахаридов, поэтому не дает реакций, свойственных моносахаридам. Он не обладает восстановительными свойствами – не образует красного осадка оксида меди (I).

При действии минеральных кислот крахмал гидролизуется до глюкозы.

        (С₆Н₁₀О₅)_n + n H₂O → nC₆H₁₂O₆

        Характерной реакцией на крахмал является реакция его с раствором иода -  раствор окрашивается в интенсивный синий цвет.

Выполнение работы

1. Растворение глицерина в воде и взаимодействие с гидроксидом меди (II).

1.1. В пробирку прилейте 4мл воды и прилейте 2мл глицерина. Запишите наблюдения.

1.2. В пробирку прилейте 2мл раствора соли CuSO₄ и 4мл раствора щелочи NaOH. К полученному осадку Cu(OH)₂ прилейте раствор глицерина. Запишите наблюдения и химическую реакцию.

2. Свойства уксусной кислоты.

2.1. Диссоциация уксусной кислоты. В пробирку прилейте 2мл раствора CH₃COOH и добавьте 1 каплю синего лакмуса. Запишите наблюдения и химическую реакцию.

2.2. Взаимодействие уксусной кислоты с активным металлом. В пробирку поместите небольшое количество Mg и прилейте 2мл раствора CH₃COOH. Запишите наблюдения и химическую реакцию.

2.3.Взаимодействие уксусной кислоты со спиртом. В пробирку прилейте 2 мл уксусной кислоты, 2 мл этилового спирта и 2 мл конц. серной кислоты. Смесь перемешайте и медленно нагрейте, но не кипятите. Обратите внимание на появившийся запах. Запишите наблюдения. Полученную горячую смесь перелейте в пробирку с насыщенным раствором хлорида натрия. Запишите наблюдения и химическую реакцию получения эфира.

3. Взаимодействие глюкозы и сахарозы с гидроксидом меди (II).

В одну пробирку прилейте раствор глюкозы а, в другую пробирку раствор сахарозы и в каждую пробирку добавьте заранее приготовленный гидроксид меди (II). Запишите наблюдения и химическую реакцию взаимодействия глюкозы с Cu(OH)₂.

Затем обе пробирки нагрейте до кипения. Запишите наблюдения и химическую реакцию

взаимодействия глюкозы с Cu(OH)₂ при нагревании.

4. Качественная реакция на крахмал.

В пробирку поместите небольшое количество порошка крахмала и прилейте 4мл воды все перемешайте стеклянной палочкой и нагрейте до кипения. Полученный крахмальный клейстер остудите, и добавьте 1 каплю раствора иода. Запишите наблюдения.

Контрольные вопросы

1уровень

1. Почему глицерин в отличие отодноатомных спиртов взаимодействует с основанием?

2. Почему глюкоза проявляет свойства альдегидов и спиртов?

3. Почему сахароза не дает реакцию «серебряного зеркала»?

2 уровень

1. Как можно обнаружить в растворах глицерин?2

2.Почему сахароза с аммиачным раствором оксида серебра не дает положительный результат.

3. Как можно обнаружить крахмал в продуктах питания?

3 уровень

1. Как можно обнаружить глюкозу и глицерин в пробирках без надписи.

2. Запишите реакцию спиртового брожения глюкозы.

3. Осуществите превращение: CO₂ → C₆H₁₂O₆ → C₂H₅OH → CO₂

Сформулируйте вывод по работе.

Лабораторная  работа № 14

Тема: Растворение глицерина в воде и взаимодействие с гидроксидом меди (II). Свойства уксусной кислоты. Взаимодействие глюкозы и сахарозы с гидроксидом меди (II). Качественная реакция на крахмал.

Цель: Овладение навыками проведения химических опытов, с соблюдением  правил техники безопасности, подтверждающих свойства глицерина, глюкозы, сахарозы, крахмала.

Задача: Закрепление знаний по теме «Кислородсодержащие органические соединения».

Реактивы и оборудование: Штатив с пробирками, держатель, горелка, стеклянная палочка. Растворы  веществ: глицерина, уксусной кислоты, глюкозы, сахарозы, гидроксида натрия, сульфата меди (II), этилового спирта, серной кислоты. Раствор иода, крахмал, металлический магний, индикатор синий лакмус, вода.

Теоретические основы

        Спирты.

       Химические свойства спиртов обусловлены в основном разрывом связи кислород – водород, а связь углерод – кислород остается незатронутой. Спирты амфотерны и обычно не являются ни сильными кислотами, ни сильными основаниями.

•         Спирты легко взаимодействуют с металлическим натрием:

C₂H₅OH + 2Na = 2C₂H₅ONa + H₂

•         Многоатомные спирты взаимодействуют с нерастворимыми основаниями:

СН₂ОН                                        H₂C ─ O

│                                                      │         Cu       

СНОН       +  Cu(OH)₂    →         HC ─ O

│                                                      │

СН₂ОН                                         H₂C ─ OH   + 2H₂O

                                                    синий раствор – глицерат меди

3. При окислении этилового спирта в кислой среде образуется вещество – альдегид, содержащий альдегидную группу.

С₂Н₅ОН + О = СН₃ ─ C ═ O

                                           /         

                                         Н          уксусный альдегид

Карбоновые кислоты.

Карбоновыми кислотами называются органические вещества, содержащие одну или  несколько карбоксильных групп – СООН.

         Химические свойства

         1. при диссоциации образуют ионы водорода:

             R ─COOH → R─COO^- + H⁺

2. реагируют с активными металлами и их оксидами, со щелочами:

2СН₃СООН + К = 2СН₃СООК + Н₂

                                        ацетат калия

     СН₃СООН + КОН = СН₃СООК + Н₂О

3. взаимодействуют со спиртами с образованием сложных эфиров:

СН₃ ─ C ═ O   + Н ─ O ─ С₂Н₅   →  СН₃ ─ C ═  O      + Н₂О

           │                                                          │                        

           ОН                                                       О ─ С₂Н₅                  

                                                            этиловый эфир уксусной кислоты

Углеводы.

Одним из наиболее распространенных моносахаридов является глюкоза, которая имеет молекулярную формулу С₆Н₁₂О₆. В молекуле глюкозы объединяются свойства альдегида и многоатомного спирта, поэтому глюкозу называют альдегидоспиртом. Подобно многоатомным спиртам глюкоза с гидроксидом меди (II) образуется ярко-синий раствор

СН₂ОН ─ (СНОН)₄ ─ C ═ O + 2Cu(OH)₂ = CH₂OH ─ (CHOH)₄ ─ C ═ O + Cu₂O + 2H₂O

                                     │                                                                    │ 

                                     H                                                                    OH

При нагревании глюкозы с аммиачным раствором оксида серебра получается характерная реакция на альдегиды – «серебряное зеркало».

СН₂ОН ─(СНОН)₄ ─C ═ O + Ag₂O → CH₂OH ─(CHOH)₄ ─ C ═ O + 2Ag

                                  │                                                               │ 

                                H                                                              OH

               Под действием биологических катализаторов – ферментов – глюкоза способна превращаться в спирт – это так называемое спиртовое брожение.

С₆Н₁₂О₆ → 2С₂Н₅ОН + 2СО₂

        Крахмал представляет собой белый амфотерный порошок, нерастворимый в холодной воде. В горячей воде крахмал сначала набухает, а затем дает вязкий раствор, который называется клейстером.

        Крахмал является смесью полисахаридов, поэтому не дает реакций, свойственных моносахаридам. Он не обладает восстановительными свойствами – не образует красного осадка оксида меди (I).

При действии минеральных кислот крахмал гидролизуется до глюкозы.

        (С₆Н₁₀О₅)_n + n H₂O → nC₆H₁₂O₆

        Характерной реакцией на крахмал является реакция его с раствором иода -  раствор окрашивается в интенсивный синий цвет.

Выполнение работы

1. Растворение глицерина в воде и взаимодействие с гидроксидом меди (II).

1.1. В пробирку прилейте 4мл воды и прилейте 2мл глицерина. Запишите наблюдения.

1.2. В пробирку прилейте 2мл раствора соли CuSO₄ и 4мл раствора щелочи NaOH. К полученному осадку Cu(OH)₂ прилейте раствор глицерина. Запишите наблюдения и химическую реакцию.

2. Свойства уксусной кислоты.

2.1. Диссоциация уксусной кислоты. В пробирку прилейте 2мл раствора CH₃COOH и добавьте 1 каплю синего лакмуса. Запишите наблюдения и химическую реакцию.

2.2. Взаимодействие уксусной кислоты с активным металлом. В пробирку поместите небольшое количество Mg и прилейте 2мл раствора CH₃COOH. Запишите наблюдения и химическую реакцию.

2.3.Взаимодействие уксусной кислоты со спиртом. В пробирку прилейте 2 мл уксусной кислоты, 2 мл этилового спирта и 2 мл конц. серной кислоты. Смесь перемешайте и медленно нагрейте, но не кипятите. Обратите внимание на появившийся запах. Запишите наблюдения. Полученную горячую смесь перелейте в пробирку с насыщенным раствором хлорида натрия. Запишите наблюдения и химическую реакцию получения эфира.

3. Взаимодействие глюкозы и сахарозы с гидроксидом меди (II).

В одну пробирку прилейте раствор глюкозы а, в другую пробирку раствор сахарозы и в каждую пробирку добавьте заранее приготовленный гидроксид меди (II). Запишите наблюдения и химическую реакцию взаимодействия глюкозы с Cu(OH)₂.

Затем обе пробирки нагрейте до кипения. Запишите наблюдения и химическую реакцию

взаимодействия глюкозы с Cu(OH)₂ при нагревании.

4. Качественная реакция на крахмал.

В пробирку поместите небольшое количество порошка крахмала и прилейте 4мл воды все перемешайте стеклянной палочкой и нагрейте до кипения. Полученный крахмальный клейстер остудите, и добавьте 1 каплю раствора иода. Запишите наблюдения.

Контрольные вопросы

1уровень

1. Почему глицерин в отличие отодноатомных спиртов взаимодействует с основанием?

2. Почему глюкоза проявляет свойства альдегидов и спиртов?

3. Почему сахароза не дает реакцию «серебряного зеркала»?

2 уровень

1. Как можно обнаружить в растворах глицерин?2

2.Почему сахароза с аммиачным раствором оксида серебра не дает положительный результат.

3. Как можно обнаружить крахмал в продуктах питания?

3 уровень

1. Как можно обнаружить глюкозу и глицерин в пробирках без надписи.

2. Запишите реакцию спиртового брожения глюкозы.

3. Осуществите превращение: CO₂ → C₆H₁₂O₆ → C₂H₅OH → CO₂

Сформулируйте вывод по работе.

Лабораторная работа 14

Тема: Растворение белков в воде. Обнаружение белков в молоке и мясном бульоне. Денатурация белка спиртом, растворами солей тяжелых металлов и при нагревании.

Цель: Овладение навыками проведения химических опытов, подтверждающих свойства белков и их нахождение в продуктах питания.

Задача: Закрепление знаний по теме «Азотсодержащие органические соединения. Полимеры».

 Оборудование и реактивы: Штатив с пробирками, держатель, горелка, спички. Раствор  нитрата свинца, молоко, мясной бульон, этиловый спирт, раствор сульфата меди (II), раствор щелочи NaOH.

Теоретические основы

 Белками или белковыми веществами, называют высокомолекулярные природные полимеры, молекулы которых построены из остатков аминокислот, соединенных амидной (пептидной) связью.

         Белки  - амфотерные электролиты. При определенном значении рН среды число положительных и отрицательных зарядов в молекуле белка одинаково. Это одно из основных свойств белка.

       Под действием внешних факторов (температуры, механического воздействия, действия химических агентов) происходит изменение вторичной, третичной и четвертичной структур белковой макромолекулы. Первичная структура, а следовательно, и химический состав белка не меняется.

Выполнение работы

1. Растворение белков в воде.

В пробирку с водой поместите немного куриного бека и перемешайте стеклянной палочкой. Запишите наблюдения.

2. Обнаружение белков в молоке и мясном бульоне.

В одну пробирку прилейте 4мл молока а, в другую пробирку 4мл мясного бульона и в каждую пробирку добавьте 4мл щелочи NaOH и 2мл раствора соли CuSO₄. Появление характерного фиолетового окрашивания указывает на наличие белка. Запишите наблюдения.

3. Денатурация белка спиртом, растворами солей тяжелых металлов и при нагревании.

Полученный в первом опыте раствор куриного белка разлейте в три пробирки. В одну пробирку прилейте  этиловый спирт, во вторую раствор нитрата свинца Pb(NO₃)₂ , а третью пробирку нагрейте. Запишите наблюдения.

Контрольные вопросы

1. Какой состав имеет молекула белка?

2. Какова структура белковой молекулы?

3. Какие химические соединения  в организме используются для синтеза белков?

4. Какие цветные реакции доказывают наличие белка?

Сформулируйте вывод по работе.

Практическая работа 15

Тема: Решение экспериментальных задач на идентификацию органических соединений. Ознакомление с коллекциями образцов пластмасс и волокон.

Цель: Развитие умений решения экспериментальных задач на идентификацию органических соединений. Ознакомление на основе коллекционного материала с образцами пластмасс и волокон.

Задача: Закрепить знания по теме «Азотсодержащие органические соединения. Полимеры».

Обеспечивающие средства: Коллекции « Пластмассы», «Волокна».

Теоретические основы

       Пластмассами называют материалы, изготавливаемые на основе полимеров, способные приобретать при нагревании заданную форму и сохранять ее после охлаждения.

Пластмассы бывают:

        Термопластичные полимеры при нагревании размягчаются и в этом состоянии легко изменяют форму. При охлаждении они снова затвердевают и сохраняют приданную форму. При следующем нагревании они снова размягчаются, придают новую форму.

       Термореактивные полимеры при нагревании сначала становятся пластичными, но затем утрачивают пластичность, становятся неплавкими и нерастворимыми, так как в них происходит химическое взаимодействие между линейными макромолекулами, образует пространственная структура полимера.

Пластмассы
Термопластичные: полиэтилен; поливинилхлорид; полистирол; полиметилметакрилат	Термореактивные: фенолформальдегидные; мочевиноформальдегидные; целлулоид

Изготовление волокон и тканей – вторая обширная область народнохозяйственного применения синтетических высокомолекулярных веществ.

Волокна делятся на природные и химические.                                                  

Волокна

           Природные                                                     Химические   

Растительного         Животного             

                                                                    Искусственные  Синтетические   

          происхождения    

Выполнение работы

1.Решение экспериментальных задач на идентификацию органических соединений. 

1 уровень

Выберите соединение, с помощью которого можно распознать глицерин.

Реактивы:Cu (OH) ₂; NaOH; HCl

Выберите соединение, с помощью которого можно распознать уксусную кислоту.

Рективы: синий лакмус; запах; NaOH

Выберите соединение, с помощью которого можно распознать уксусный альдегид.

Реактивы: Ag₂O + NH₄OH; H₂SO₄; NaOH

2 уровень

Выберите соединение, с помощью которого можно распознать глицерин и уксуную кислоту.

Реактивы: гидроксид меди(II); запах; синий лакмус; металический натрий

Выберите соединение, с помощью которого можно распознать этиловый спирт и уксусный альдегид.

Реактивы: запах; металический натрий, аммиачный раствор оксида серебра.

Выберите соединение, с помощью которого можно распознать крахмал и глюкозу.

Реактивы: гидроксид меди(II); раствор йода; аммиачный раствор оксида серебра; соляная кислота.

3 уровень

1 вариант

Выберите реактивы, с помощью которых можно распознать в  веществах наличие глицерина, уксусной кислоты, крахмала, формалина и дайте объяснение.

Реактивы: Гидроксид натрия, гидроксид меди (II),карбонат натрия, раствор иода, синий лакмус, аммиачный раствор серебра.

2 вариант

Выберите реактивы, с помощью которых можно распознать в  веществах наличие белка, глюкозы, фенола, глицерина и дайте объяснение.

Реактивы: Гидроксид натрия, гидроксид меди (II), аммиачный раствор серебра, сульфат меди (II), раствор брома, азотная кислота.

2. Ознакомление с коллекциями образцов пластмасс и волокон.

Рассмотрите коллекции «Пластмассы» и «Волокна» Запишите внешние признаки  пластмасс и волокон в таблицу.

Таблица

Физические свойства пластмасс и волокон.

Название	Цвет	Твердость	Эластичность	Хрупкость
Пластмассы
1.Полиэтилен
Волокна
1.Шерсть

Контрольные вопросы

1. Какие вещества называются полимерами?

2. Назовите известные вам полимерные соединения и их область применения.

3. Как классифицируются химические волокна?

4. Назовите известные вам волокна и их область применения.

Сформулируйт вывод по работе.

Правила техники безопасности

•         Запрещается пробовать на вкус химические вещества.

•         Щелочи, кислоты и другие ядовитые вещества необходимо набирать в пипетку только при помощи резиновой груши.

•         При взбалтывании растворов в колбах или пробирках необходимо закрывать их пробкой.

•         При нагревании жидкостей пробирку следует держать отверстием в сторону от себя и соседей по работе.

•         Во избежание ожогов от брызг и выбросов не наклоняться над сосудом, в котором кипит или налита какая-либо жидкость.

•         При переносе сосудов с горячими жидкостями держать их обеими руками: одной поддерживать дно, другой – верхнюю часть.

•         При работе с горячими и легковоспламеняющимися веществами (эфиры, спирты, бензин) нельзя нагревать их на открытом огне или сетке.

•         При определении запаха вещества не следует делать глубокого вздоха, а лишь движением руки направлять к себе воздух.

•         Концентрированную серную кислоту следует приливать в воду тонкой струей при непрерывном помешивании.

•         Химические стаканы, колбы из обычного стекла нельзя нагревать на голом огне без асбестовой сети. Категорически запрещается использовать посуду, имеющую трещины или отбитые края.

•         Использованную химическую посуду и приборы, содержащие кислоты, щелочи и другие едкие вещества, нужно освобождать от остатков и тщательно мыть. Прежде чем слить в раковину, их нужно нейтрализовать.

•         Нельзя оставлять без присмотра работающие установки, включенные электронагревательные приборы, спиртовки.

•          При обнаружении дефектов в приборах немедленно сообщите преподавателю, студентам запрещается устранять неисправности.

•         Если разбит ртутный термометр или электрод, содержащий ртуть (о случившемся сообщить преподавателю), рекомендуется капли ртути собрать амальгамированными пластинками из белой жести или меди. После удаления капель ртути необходимо залить место ее разлива 20%-ным раствором хлорида железа (III).

•         Во избежание отравлений категорически запрещается принимать пищу в химической лаборатории.

•         При мытье химической посуды запрещается работать с хромовой смесью без резиновых перчаток и защитных очков, а также прорезиненного фартука.

Оказание первой медицинской помощи

•         При термических ожогах осторожно обнажить обожженный участок и закрыть сухой асептической повязкой. Обожженный участок нельзя как-либо очищать и мочить водой, этиловым спиртом, перекисью или смазывать мазью.

•         При химических ожогах промыть обожженное место, не обращая внимания на боль, большим количеством проточной воды (10 – 15 мин), в случае кислых реагентов – раствором бикарбоната натрия (2%-ным), а в случае щелочных – разбавленным раствором борной или уксусной кислот.

•         При порезах стеклом:

    а)  промыть рану можно только в случае попадания в нее едких или ядовитых веществ, в остальных случаях, даже если в рану попал песок, ржавчина, промыть ее водой нельзя;

    б)  нельзя смазывать рану мазями; перед наложением повязки смазать настойкой йода участок вокруг раны;

    в)   удалять из раны мелкие осколки стекла может только врач.

•         При отравлении химическими веществами немедленно вызвать врача и одновременно приступить к оказанию первой помощи – если яд попал внутрь – вызвать рвоту, дать противоядие.

         В лаборатории должен быть список веществ, вызывающие отравление и применяемые противоядия.

         В лаборатории должна быть аптечка с набором медикаментов.

Список литературы

 1. Ерохин Ю.М. Химия: учебник. - М., ОИЦ «Академия», 2009.

 2. Габриелян О.С. Химия: учебное пособие для студентов профессиональных учебных заведений / О.С. Габриелян, И.Г. Остроумов. – М., ОИЦ «Академия»,2009

3. Габриелян О.С. Химия в тестах, задачах, упражнениях: учебное пособие для студентов средних профессиональных учебных заведений / О.С. Габриелян, Г.Г.Лысова – М., ОИЦ «Академия», 2009.

4. Габриелян О.С. Практикум по общей, неорганической и органической химии: учебное пособие для студентов средних профессиональных учебных заведений /  О.С.Габриелян, И.Г.Остроумов. – М., ОИЦ «Академия», 2008.

5. Габриелян О.С., Остроумов И.Г. Химия: учебник. – М., ОИЦ «Академия», 2008.