Методические указания к ПЗ ОДП 02 Химия, 35.02.01

ГБПОУ« Чебаркульский профессиональный техникум»

СБОРНИК МЕТОДИЧЕСКИХ УКАЗАНИЙ

ДЛЯ СТУДЕНТОВ ПО ВЫПОЛНЕНИЮ

ПРАКТИЧЕСКИХ ЗАНЯТИЙ И ЛАБОРАТОРНЫХ РАБОТ

ДИСЦИПЛИНА   ОДП 02«ХИМИЯ»

специальность:35.02.01. (250110) Лесное и лесопарковое хозяйство

ДЛЯ СТУДЕНТОВ ОЧНОЙ  ФОРМЫ ОБУЧЕНИЯ

Чебаркуль

Рассмотрены на заседании предметной цикловой комиссии ЕНД дисциплин. Протокол № 1 от . Председатель: _____/Т.И.Пуртова./

Соответствует требованиям ФГОС СПО по специальности 35.02.01 «Лесное и лесопарковое хозяйство» Зам. директора по учебной работе __________________Ю.Г. Поставит. «     »________________20   г.

Методические указания учебной дисциплины «Химия» разработаны  на основе примерной программы Федерального государственного образовательного стандарта для специальности среднего профессионального образования 35.02.01 (25.01.10)«Лесное и лесопарковое хозяйство».

Разработчик:                   ________________________________________________

                                         (инициалы, фамилия, должность)

Составитель: Соколова М.Г., преподаватель ГБПОУ « Чебаркульский профессиональный техникум»

Методические указания для выполнения практических занятий и лабораторных работ  являются частью основной профессиональной образовательной программы ГБПОУ «Чебаркульский профессиональный техникум» по специальности СПО Лесное и лесопарковое хозяйство в соответствии с требованиями  ФГОС СПО третьего поколения.

            Методические указания по выполнению практических занятий и лабораторных работ  адресованы  студентам очной формы обучения.

            Методические указания включают в себя учебную цель, перечень образовательных результатов, заявленных во ФГОС СПО третьего поколения, задачи, обеспеченность занятия, краткие теоретические и учебно-методические материалы по теме, вопросы для закрепления теоретического материала, задания для практического занятия или лабораторной работы студентов и инструкцию по ее выполнению, методику анализа полученных результатов, порядок и образец отчета о проделанной работе.

УВАЖАЕМЫЕ СТУДЕНТЫ!

Содержание этого учебного блока направлено на достижение следующих целей химического образования:

·                     овладение умениями применять полученные знания для объяснения разнообразных химических явлений и свойств веществ, оценки роли химии в развитии современных технологий и получении новых материалов;

·                     развитие познавательных интересов и интеллектуальных способностей в процессе самостоятельного приобретения химических знаний с использованием эксперимента;

·                     воспитание убежденности в позитивной роли химии в жизни современного общества, необходимости химически грамотного отношения к своему здоровью и окружающей среде;

·                     применение полученных знаний и умений для безопасного использования веществ и материалов в быту, сельском хозяйстве и на производстве, решения практических задач в повседневной жизни, предупреждения явлений, наносящих вред здоровью человека и окружающей среде.

При выполнении данного вида работ Вы должны освоить экспериментальные основы химии. В частности:

·           Правила безопасности при работе с едкими, горючими и токсичными веществами.

·           Проведение химических реакций в растворах.

·           Проведение химических реакций при нагревании.

·           Качественный и количественный анализ веществ.

·           Определение характера среды.

·           Индикаторы.

·           Качественные реакции на неорганические вещества и ионы.

·                Отдельные классы органических соединений.

Данные методические указания предназначены для закрепления теоретических знаний и приобретения необходимых практических навыков и умений по программе дисциплины "Химия" для специальности: Лесное и лесопарковое хозяйство.

В сборнике содержатся методические указания по выполнению лабораторных работ и практических занятий.

Требования к знаниям и умениям при выполнении

лабораторных работ и практических занятий

При выполнении лабораторных работ и практических занятий студент должен:

Знать:

– основные классы неорганических соединений и их свойства, строение атома, типы химических реакций и связей, Теорию электролитической диссоциации, Периодический закон и Периодическую систему химических элементов Д. И. Менделеева;

– теорию химического строения органических соединений А. М. Бутлерова, названия представителей гомологических рядов органических соединений, их строение, свойства и, способы получения;

– правила по технике безопасности при работе в химической лаборатории.

Уметь:

– проводить реакции ионного обмена и качественные реакции ионов, определять реакцию среды растворов солей;

– охарактеризовывать свойства металлов на основании их положения в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева, строения атомов в электрохимическом ряду напряжений металлов;

– проводить реакции лабораторных способов получения углеводородов: метана и этилена, альдегидов, карбоновых кислот и сложных эфиров;

– распознавать органические вещества (изученные по программе) на основе их строения и свойств;

– описывать свойства органических веществ, составлять уравнения реакций.

Правила выполнения лабораторных работ и практических занятий

1. Студент должен прийти на лабораторное занятие подготовленным по данной теме.

2. Каждый студент должен знать правила по технике безопасности при работе в химической лаборатории (и при работе с реактивами в данной работе).

3. После проведения работы студент представляет письменный отчет.

4. До выполнения лабораторной работы у студента проверяют знания по выявлению уровня его теоретической подготовки по данной теме.

5. Отчет о проделанной работе следует выполнять в рабочей тетради в клетку или в рабочей тетради . Содержание отчета указано в описании лабораторной работы или практического занятия.

6. Таблицы и рисунки следует выполнять карандашом, записи – синим или чёрным цветом пасты или чернил. Рисунки выполняются в левой половине листа, наблюдения и выводы в правой части листа. Уравнения реакций записываются во всю строку (после наблюдений и выводов).

7. Зачет по данной лабораторной работе или практическому занятию студент получает при положительных оценках за теоретические знания и отчет по лабораторной работе или практическому занятию, общий зачет – при наличии зачетов по всем лабораторным работам и практическим занятиям.

ПРАВИЛА РАБОТЫ В ХИМИЧЕСКОЙ ЛАБОРАТОРИИ

1.1.            ОБЩИЕ ПРАВИЛА РАБОТЫ В ХИМИЧЕСКОЙ  ЛАБОРАТОРИИ

Лабораторные работы и некоторые  практические занятия проводят в специально оборудованной химической лаборатории.

При работе в лаборатории необходимо знать и строго соблюдать установленные правила.  

Работать разрешается только после ознакомления с правилами по технике безопасности и правилами работы в химической лаборатории.

1.  Рабочее место содержите в чистоте и порядке, не загромождайте его посторонними предметами.

2.  Не допускайте попадания химических реактивов на кожу и одежду. Нельзя брать вещества руками и пробовать на вкус

3.  Не уносите на свои рабочие места реактивы общего пользования. Если нет указаний по дозировке реактивов для данного опыта, то берите их в минимальном количестве.

4.   Запрещается пользоваться реактивами без этикеток или с сомнительными этикетками.

5.  Во всех опытах используйте дистиллированную воду. Сухие реактивы берите только чистым шпателем. Не путайте пробки от склянок с различными реактивами. Излишки реактивов не высы­пайте и не выливайте в склянки, из которых они взяты.

6.  Особую осторожность соблюдайте при работе ядовитыми и вредными веществами, с концентрированными кислотами и щелочами. Работать с ними следует в вытяжном шкафу.

7.  При нагревании жидкости в пробирке необходимо держать ее так, чтобы в случае разбрызгивания жидкость не попала на самого экспериментатора и рядом работающих студентов, т.е. отверстие пробирки должно быть направлено в сторону от себя и товарищей. Лучше всего направить его на стенку вытяжного шкафа. Не забывайте пользоваться при этом держателем.

8.  После опытов остатки реактивов сливайте в раковину после разбавления водой. Металлы собирайте в отведенную для этого склянку. Остатки агрессивных и дорогостоящих реактивов собирайте в специальные склянки.

9.  Не трогайте, не включайте и не выключайте без разрешения рубильники и электрические приборы.

10. В лаборатории соблюдайте тишину, не занимайтесь посторонними делами, не проводите опыты, не относящиеся к данной лабораторной работе или практическому занятию и не описанные в методическом указании.

Студентам следует заранее готовиться к лабораторной работе или практическому  занятию. Выполнению лабораторной работы или практического занятия предшествует собеседование с преподавателем. Подготовку рекомендуется начинать с изучения тео­ретического материала, относящегося к данной работе. Необходимо твердо усвоить основные теоретические положения, законы и их математические выражения.

Перед выполнением работы следует ознакомиться с методикой проведения эксперимента, изучить принцип действия приборов и установок, понять цель работы. При выполнении лабораторной работы или практического занятия внимательно следите за ходом опыта. В случае неудачной постановки опыта, прежде чем его повторить, установите причину неудачи. После окончания работы необходимо вымыть посуду, привести в порядок рабочее место.

За чистоту и порядок на рабочем месте отвечает студент, а в лаборатории - дежурный студент. Дежурный принимает рабочее место у студентов, закончивших выполнение лабораторной работы или практического занятия, и сдает лабораторию лаборанту. Кроме того, дежурный студент должен получить у лаборанта все необходимое для проведения данной лабораторной работы или практического занятия, а после окончания работы или занятия - сдать. После выполнения лабораторной работы или практического занятия студент должен оформить отчет и сдать его преподавателю.

Отчет должен содержать следующие сведения:

1. Название работы или занятия.

2. Цель работы или занятия.

3. Ответа на контрольные вопросы

4. Номер и название опыта.

5. Краткое описание хода работы или занятия с указанием условий прове­дения опыта.

6. Рисунки и схемы используемых приборов,

7. Наблюдения и уравнения реакций.

8. Расчеты, таблицы, графики.

9. Вывод.

Если в лабораторных работах или практических занятиях необходимо проводить расчё­ты. Следует иметь в виду, что излишняя точность в расчетах, значительно превышающая экспериментальную погрешность, не повышает точность результата. Для числовых значений рассчитываемых величин достаточно 3-4 значащие цифры (число знаков, стоящих после предшествующих им нулей). Число значащих цифр не следует путать с числом знаков после запятой. Так в числах: 101,3; 21,73; 0,4385; 0,004500 имеется четыре значащих цифры. В расчетах принято указывать значащие цифры и в том случае, когда это нули, стоящие в конце числа. Поэтому правильной будет запись с точностью до чет­вертой значащей цифры - 0,2500, а не 0,25.

Результаты измерений неизбежно будут отклоняться от истинных значений соответствующих величин. Для определения ошибки необходимо получить 4-5 параллельных результатов измерений и найти среднее арифметическое значение, которое будет больше всего при­ближаться к истинному значению.

При обработке результатов следует определять абсолютную и относительную ошибку измерения данной величины.

Абсолютная ошибка показывает, на сколько данная измеряемая величина больше или меньше истинной величины
Отношение абсолютной ошибки к истинной величине, умноженное на 100 %, дает относительную ошибку определения (в процентах) или погрешность:

1.2.            ЛАБОРАТОРНАЯ ХИМИЧЕСКАЯ ПОСУДА

В химической лаборатории очень часто приходится работать с посудой из стекла и фарфора. Лабораторную посуду можно подразделить на следующие виды:

1. Посуду общего назначения;

2.  Посуду специального назначения;

3.  Мерную посуду;

4.  Фарфоровую посуду.

1.2.1.      Посуда общего назначения

Пробирки (рис.1.) используют для проведения химических опытов с небольшим количеством веществ. Пробирки могут быть цилиндрические и конические. Хранят пробирки в штативах. Перемешивание веществ в них проводят встряхиванием пробирки, нанося небольшой удар пальцем по нижней части пробирки. Моют пробирки с помощью ерша.

Колбы (рис.2.) бывают разной вместимости (от 1-2 литров до 25 миллилитров) и разной формы: плоскодонные, круглодонные, конические, колбы Вюрца.

Стаканы (рис.3.) могут быть разной вместимости (от 1 литра до 25 миллилитров), разной формы, разные по высоте и ширине, термостойкие и нетермостойкие.

Воронки (рис.4.) бывают различной формы и размеров, и в зависимости от этого имеют разное назначение.

1.2.2.  Посуда специального назначения

Эксикаторы (рис.5.) применяют для хранения веществ, легко поглощающих влагу, и для высушивания веществ. Для этого в нижнюю часть эксикатора помещают вещества, которые способны поглощать воду: СаCl₂ (безводный),  H₂SO₄ (концентрированная),  Р₂О₅.

Промывные склянки (рис.6.) используют для промывания, очистки и высушивания газов.

1.2.3. Мерная посуда

Мерная посуда (рис.7.) - мерной называют посуду, применяемую для измерения объема жидкости с разной точностью.

Для измерения объема с небольшой точностью применяют мерные цилиндры и мензурки.

Для точного измерения объема жидкости используют пипетки, бюретки и мерные колбы.

Мерная посуда может быть разной вместимости. В зависимости от объема, который должен быть измерен, подбирается посуда соответствующей вместимости. Мерная посуда градуируется в миллилитрах (мл.) или литрах (л). 1 мл соответствует 1 см³, а 1 л - 1 дм³.

При измерении объема жидкости мерный сосуд необходимо держать в вертикальном положении, а отсчёты вести по нижней части во­гнутой поверхности мениска жидкости. Причем глаз наблюдателя должен находиться на одной горизонтальной линии с нижним краем мениска (рис.8.).

Пипетки (рис.7.) используют для отмеривания и переноса, точно определенного объема жидкости. Обыкновенная пипетка представляет собой стеклянную трубку небольшого диаметра с расширением посередине или без него, если пипетка небольшой вместимости (от 0,1 до 2-5 мл). Нижний конец пипетки оттянут в капилляр, а на верхнем конце имеется метка, до которой набирают жидкость. Для отмеривания необходимого объема жидкости нижний конец пипетки, соответствующей вместимости, опускают в жидкость до дна сосуда и с помощью груши (или рта, если раствор не опасен) набирают жидкость, следя за тем, чтобы кончик пипетки все время находился в жидкости. Жидкость набирают выше метки на 2-3 см, затем быстро закрывают верхнее отверстие указательным пальцем, придерживаю пипетку большим и средним пальцами. Затем, слегка ослабив нажим указательного пальца, дают жидкости медленно вытекать из пипетки. Как только нижний мениск жидкости дойдет до метки, палец снова плот­но прижимают к верхнему отверстию пипетки. Таким образом, с помощью пипетки отбирается необходимый объем жидкости. Затем пипетку вводят в колбу (или стакан), в которую нужно перенести жид­кость, отнимают указательный палец от верхнего отверстия пипетки и дают жидкости стечь по стенке колбы. Оставшуюся при этом жидкость в пипетке не выдувают, так как объем пипетки рассчитан на свободное истечение жидкости.

Бюретки (рис.7.) применяют при титровании или для того, чтобы отмерить объем жидкости с точностью до 0,05 мл. Бюретка – стеклянная градуированная трубка, нижний конец которой оттянут и на него надета резиновая трубка со стеклянным шариком. Могут быть и бюретки с притертым стеклянным краном.

Перед началом работы бюретки закрепляют в штативе. Заполняют бюретку жидкостью сверху через воронку так, чтобы внутри находился раствор без пузырьков воздуха. Для удаления пузырьков воздуха резиновую трубку изгибают таким образом, чтобы кончик капилляра был направлен вверх, и вытесняют жидкостью весь воздух. Затем бюретку заполняют до нулевой отметки.

Мерные колбы (рис.7.) используют для приготовления растворов точной концентрации. Для этого в колбу вносят точную навеску сухого вещества или рассчитанный объем исходного раствора. Затем до половины объема колбы наливают дистиллированную воду. Раствор тщательно перемешивают и доливают дистиллированную воду до метки, (последние 1-2 мл лучше по каплям с помощью пипетки). Потом плотно закрывают колбу пробкой и тщательно перемешивают раствор, переворачивая колбу несколько раз.

1.2.4.  Фарфоровая посуда

К фарфоровой посуде относят тигли, чашки, ступки, кружки, стаканы и т. д. (рис. 9). Чашки и тигли используют для выпаривания жидкостей и прокаливания твердых веществ. Они выдерживают температуру выше 1000°С. для измельчения твердых веществ используют ступки.

1.3. ПЕРВАЯ ПОМОЩЬ ПРИ НЕСЧАСТНЫХ СЛУЧАЯХ

В лаборатории бывают случаи, требующие неотложной медицинской помощи, - порезы рук стеклом, ожоги горячими предметами, кислотами, щелочами. В особо серьезных случаях необходимо обратиться к врачу.

Для оказания первой помощи в лаборатории имеется аптечка.

1. При ранении стеклом удалите осколки из раны, смажьте края раны раствором йода и перевяжите бинтом.

2. При ожоге рук или лица реактивом смойте реактив большим количеством воды, затем либо разбавленной уксусной кислотой (в случае ожога щелочью), либо раствором соли (в случае ожога кислотой), а затем опять водой.

3. При ожоге горячей жидкостью или горячим предметом обожженное место обработайте свежеприготовленным раствором перманганата калия, смажьте обожженное место мазью от ожога или вазелином. Можно присыпать ожог содой и забинтовать.

4. При химических ожогах глаз обильно промойте их водой, используя глазную ванночку, а затем обратитесь к врачу.

ЧТОБЫ ОПЫТ ПОЛУЧИЛСЯ…

…ознакомьтесь с каждым пунктом правил и старайтесь точно их выполнять.

1.    В химический кабинет заходите только после того, как разрешит преподаватель. Не трогайте и не переставляйте на столе приготовленные реактивы и оборудование – это может затруднить вашу дальнейшую работу.

2.    Прежде чем приступить к выполнению химических опытов, обязательно изучите описание лабораторной работы или практического занятия и внимательно выслушайте объяснения преподавателя. Проверьте, все ли необходимое для работы есть на вашем столе.

3.    В ходе выполнения работы координируйте свои действия с действиями группы. Разговаривайте шепотом, чтобы не мешать работать другим. Если возникнут какие-либо затруднения, которые вы не можете разрешить самостоятельно, обратитесь за помощью к преподавателю.

4.    Вещества берите только шпателем или ложечкой и в тех количествах, которые указаны в описании работы; если таких указаний нет, то объемы веществ не должны превышать 1 мл. (3-4 капли).

Чтобы не перепутать пробки, не открывайте одновременно несколько склянок.

5.    Если вы случайно взяли вещества больше, чем нужно для данного опыта, лишнее вылейте в специальную склянку для слива веществ или, если вещество твердое, отсыпьте в коробку для мусора.

6.    В химической лаборатории (кабинете) очень важно быть предельно аккуратным во всем – тут нет мелочей. Прежде чем начать работать руками, продумайте, как разместить оборудование на столе, чтобы было удобно, и работать, и наблюдать за ходом эксперимента.

Не забывайте, что за этим же столом с этими же реактивами и оборудованием будут работать студенты других групп, - не создавайте им дополнительных трудностей, оставив свое рабочее место в беспорядке.

Введение

            Методические указания по дисциплине «ХИМИЯ» для выполнения практических занятий и  лабораторных работ созданы Вам  в помощь для работы на занятиях, подготовки к практическим занятиям и лабораторным работам, правильного составления отчетов.

            Приступая к выполнению практического занятия или лабораторной работы, Вы должны внимательно прочитать цель и задачи занятия или работы, ознакомиться с требованиями к уровню Вашей подготовки в соответствии с федеральными государственными стандартами третьего поколения (ФГОС-3), краткими теоретическими и учебно-методическими материалами по теме практического занятия или лабораторной работы, ответить на вопросы для закрепления теоретического материала.

            Все задания к практическому занятию или лабораторной работе Вы должны выполнять в соответствии с инструкцией, анализировать полученные в ходе занятия результаты по приведенной методике.

            Отчет о практическом занятии или лабораторной работе Вы должны выполнить по приведенному алгоритму, опираясь на образец.

            Наличие положительной оценки по практическим занятиям и лабораторным работам  необходимо для получения зачета по дисциплине «Химия» и допуска к дифференцированному зачёту, поэтому в случае отсутствия на уроке по любой причине или получения неудовлетворительной оценки за практическое занятие или лабораторную работу Вы должны найти время для ее выполнения или пересдачи.

Внимание! Если в процессе подготовки к практическим занятиям или лабораторным работам  или при решении задач у Вас возникают вопросы, разрешить которые самостоятельно не удаётся, необходимо обратиться к преподавателю для получения разъяснений или указаний в дни проведения дополнительных занятий.

            Время проведения дополнительных занятий можно узнать у преподавателя или посмотреть на двери  лаборатории  кабинета №  24 (2 корпус ЧПТ)

Желаем Вам успехов!!!

Перечень ПЗ и ЛР

	Наименование ПЗ и ЛР	Количество часов
1.	Практическая работа № 1. Изготовление  моделей молекул – представителей различных классов органических соединений.	2
2.	Лабораторная работа № 1. Получение  этилена дегидратацией этилового спирта,  свойства этилена: взаимодействие этилена с бромной водой, раствором перманганата калия. Сравнение пламени этилена с пламенем предельных углеводородов (метана, пропан-бутановой смеси).	2
3.	Практическая работа № 2. . Изготовление моделей молекул алкинов, их изомеров.Решение задач по теме «Непредельные углеводороды».	2
4.	Лабораторная работа № 2. Свойства бензола.	2
5.	Лабораторная работа № 3. Химические свойства спиртов: Изучение растворимости спиртов в воде. Окисление спиртов различного строения хромовой смесью. Получение диэтилового эфира. Получение глицерата меди растворимости спиртов в воде. Окисление спиртов различного строения хромовой смесью	2
6.	Лабораторная работа № 4. Получение и свойства одноосновных карбоновых кислот. Растворимость различных карбоновых кислот в воде. Взаимодействие уксусной кислоты с металлами. Получение изоамилового эфира уксусной кислоты. Сравнение степени ненасыщенности твердого и жидкого жиров. Омыление жира. Получение мыла и изучение его свойств: пенообразования, реакций ионного обмена, гидролиза, выделения свободных жирных кислот	2
7.	Лабораторная работа № 5. Свойства моносахаридов и полисахаридов: реакция «серебряного зеркала» глюкозы. Взаимодействие глюкозы с гидроксидом меди (II) при различных температурах. Действие аммиачного раствора оксида серебра на сахарозу. Обнаружение лактозы в молоке. Действие иода на крахмал	2
8.	Лабораторная работа № 6 . Образование солей анилина. Бромирование анилина. Образование солей глицина. Получение медной соли глицина. Изучение свойств  белков. Денатурация белка. Цветные реакции белков	2
9.	Лабораторная работа № 7. Идентификация органических соединений. Обнаружение витамина А в подсолнечном масле. Обнаружение витамина С в яблочном соке. Определение витамина D в рыбьем жире или курином желтке	2
10.	Лабораторная работа № 8.  . Ознакомление с образцами пластмасс, волокон, каучуков, минералов и горных пород. Проверка пластмасс на электрическую проводимость, горючесть, отношение к растворам кислот, щелочей и окислителей. Сравнение свойств термореактивных и термопластичных пластмасс. Получение нитей из капроновой или лавсановой смолы. Обнаружение хлора в поливинилхлориде	2
11.	Практическая работа № 3. Характеристика химического элемента по положению в ПСХЭМ. Сравнение свойств простых веществ, оксидов и гидроксидов элементов III периода	2
12.	Практическая работа № 4.. Реакции, идущие с образованием осадка, газа или воды для органических и неорганических кислот. Скорость химических реакций. Химическое равновесие	2
13.	Практическая работа № 5. Расчётные задачи на вычисление массовой доли и массы растворенного вещества.	2
14.	Лабораторная работа № 9. Приготовление растворов различных видов концентрации. Реакции ионного обмена.	2
15.	Практическая работа 6. Окислительно-восстановительные реакции: взаимодействие металлов с неметаллами, а также с растворами солей и растворами кислот. Взаимодействие серной и азотной кислот с медью. Окислительные свойства перманганата калия в различных средах	2
16.	Лабораторная работа № 10. Взаимодействие металлов с растворами кислот и солей	2
17.	Практическая работа № 7  Свойства неметаллов. Получение гидроксидов алюминия и цинка и исследование их свойств. Получение и исследование свойств оксидов серы, углерода, фосфора.	2
18.	Лабораторная работа №11 Изучение свойств простых веществ и соединений s-элементов; р-элементов; d-элементов»	2
19.	Лабораторная работа № 12 Получение и свойства углекислого газа. Свойства соляной, серной (разбавленной) и уксусной кислот. Взаимодействие гидроксида натрия с солями (сульфатом меди (II) и хлоридом аммония). Разложение гидроксида меди. Получение и амфотерные свойства гидроксида алюминия	2
20.	Лабораторная работа № 13 Получение жесткой воды и изучение ее свойств. Устранение временной и постоянной жесткости
21.	Практическая работа № 8.Получение хлороводорода и соляной кислоты, их свойства. Получение аммиака, его свойства
22.	Практическая   работа № 9 «Ознакомление с коллекцией удобрений и пестицидов.
23.	Практическая   работа № 10 Ознакомление с образцами средств бытовой химии и лекарственных препаратов»

Раздел 1. Органическая  химия.

Практическая  работа № 1. Изготовление моделей молекул Построение молекул органических веществ.

Учебная цель: научиться составлять модели молекул различной сложности.

Учебные задачи:

1.    Изучить   особенности строения молекул  органических веществ.

2.    Найти общие признаки и различия гомологов и изомеров.

Образовательные результаты, заявленные во ФГОС третьего поколения:

Студент должен

иметь практический опыт: составления моделей молекул органических веществ;

уметь: применять полученные знания о строении органических веществ на практике;

знать: основные положения теории строения органических веществ А.М. Бутлерова;

владеть:  технологией изготовления моделей молекул органических веществ.

 Задачи практического занятия:

1.    Повторить теоретический материал по теме практического занятия.

2.    Ответить на вопросы для закрепления теоретического материала.

3.    Выполнить задания практического занятия.

4.    Оформить отчет.

Обеспеченность занятия (средства обучения):

1.    Сборник методических указаний для студентов по выполнению практических занятий и  лабораторных работ по учебной дисциплине «Химия».

2.    Тетрадь для практических занятий и лабораторных работ в клетку.

3.    Ручка.

4.    Простой карандаш.

5.    Линейка.

6.    Пластилин.

7.    Спички.

Краткие теоретические и учебно-методические материалы

по теме практического занятия

Для того чтобы понять сущность работы, надо знать, что:

1. Простейшим представителем насыщенных углеводородов является метан, структурная формула которого
2. sp3- гибридизация характерна для атомов углерода в (алканах) – в частности, в метане.	Рисунок 1
3. Атом углерода в молекуле метана расположен в центре тетраэдра, атомы водорода – в его вершинах. 4. Валентные углы между направлениями связей  равны между собой и составляют угол 109°28'.
5. В этане есть углерод - углеродные связи.. L (С-С) = 0,154 нм. -	4.    Рисунок 2

Вопросы для закрепления теоретического материала к практическому занятию:

1.    Какие вещества называют органическими?

2.    В чем отличие органических веществ от неорганических веществ?

3.    Что общего и в чём различия в строении  а) гомологов, б) изомеров

4.    Определите молекулярную формулу вещества, если оно содержит С-20%, Н-80%, а плотность вещества по водороду примерно равна 15.

Задания для практического занятия:

Задание № 1. Составьте сокращённые структурные формулы углеводородов:  метана,  этана,  пропана,  бутана,  изобутана, пентана и всех его изомеров.

Задание № 2. Изготовьте модели молекул углеводородов:  метана, этана,  пропана,  бутана,  изобутана, пентана и всех его изомеров.

Инструкция по выполнению практического занятия

1.    Составьте  сокращённые  структурные  формулы  углеводородов: метана,  этана,  пропана,  бутана,  изобутана, пентана и всех его изомеров.

2. Изготовьте  модели молекул углеводородов:                                          

- Модель молекулы метана. Соберите модель молекулы метана, используя для этого спички и пластилин. Для этого из пластилина (в наборе 16 шариков) выберите четыре шарика, а из пластилина (в наборе 7 шариков) – один шарик. В качестве стержней можно использовать спички. Учтите, что в молекуле метана угол между химическими связями С–Н составляет 109°28', т. е. молекула имеет тетраэдрическое строение (см. рис. 1).

- Модель молекулы этана. Соберите модель молекулы этана, используя для этого спички и пластилин. Учтите, что в молекуле этана угол между химическими связями С–Н составляет 109°28', а углерод-углеродные связи L (С-С) = 0,154 нм. (см. рис. 2).

- Модель молекулы пропана. Соберите модель молекулы пропана, используя для этого спички и пластилин.

- Модели молекул бутана и изобутана. Соберите модель молекулы н-бутана, используя пластилин. Подумайте и переделайте модель н-бутана в модель молекулы изобутана. Учтите, что в бутане атомы углерода расположены по отношению друг к другу под углом 109°, т. е. углеродная цепь должна иметь зигзагообразное строение. В молекуле изобутана все связи центрального атома углерода направлены к вершинам правильного тетраэдра. Сравните строение этих углеводородов.

- Модели молекул пентана и всех его изомеров. Соберите модель молекулы н-пентана и всех его изомеров последовательно, используя пластилин.

 Методика анализа результатов, полученных в ходе практического занятия

1.    Используя инструкцию по выполнению практического занятия, выполнете задания.

2.    Собирать модель следующего органического соединения  следует начинать только после полной сборки  преведущей модели.

Порядок выполнения отчёта по практическому занятию

1.    В тетради для практических занятий и лабораторных работ напишите номер, название и 

     учебную цель занятия.

2.    Ответьте на вопросы для закрепления теоретического материала к практическому занятию.

3.    Выполните задания  № 1 и № 2. Сколько моделей: а) гомологов, б) изомеров было собрано во время практического занятия?

4.    Заполните таблицу.

5.    Запишите вывод о проделанной работе, отразите, на сколько успешно Вы справились с  

     учебными задачами практического занятия и реализованы ли образовательные результаты, 

     заявленные во ФГОС третьего поколения.

Лабораторная работа № 1. Получение и свойства этилена. .Получение этилена дегидратацией этилового спирта. Взаимодействие этилена с бромной водой, раствором перманганата калия. Сравнение пламени этилена с пламенем предельных углеводородов (метана, пропан-бутановой смеси)»

Образовательные результаты, заявленные во ФГОС третьего поколения:

Студент должен

иметь практический опыт: получения этилена лабораторным способом;

уметь: работать в лаборатории с соблюдением правил ТБ;

знать: способы получения и характерные свойства этилена;

владеть:  практическими навыками проведения экспериментов по доказательству непредельного характера свойств этилена.

 Задачи лабораторной работы:

1.    Повторить теоретический материал по теме лабораторной  работы.

2.    Ответить на вопросы для закрепления теоретического материала.

3.    Получить этилен лабораторным способом и изучить его свойства.

4.    Оформить отчет.

Обеспеченность занятия (средства обучения):

1.    Сборник методических указаний для студентов по выполнению практических занятий и  лабораторных работ по учебной дисциплине «Химия».

2.    Тетрадь для практических занятий и лабораторных работ в клетку.

3.    Ручка.

4.    Простой карандаш.

5.    Линейка.

6.    Прибор для получения газов, водный раствор перманганата калия, раствор брома в воде (бромная вода), реакционная смесь этилового спирта и серной концентрированной кислоты (1:3), спиртовка, спички.

Краткие теоретические и учебно-методические материалы

по теме лабораторной работы

Этиле́н (по ИЮПАК: этен) — органическое химическое соединение, описываемое

формулой С₂H₄. Является простейшим алкеном (олефином), изологом этана. При нормальных условиях — бесцветный горючий газ со слабым запахом. Частично растворим в воде (25,6 мл в 100 мл воды при 0 °C), этаноле (359 мл в тех же условиях). Хорошо растворяется в диэтиловом эфире и углеводородах. Содержит двойную связь и поэтому относится к ненасыщенным или непредельным углеводородам. Играет чрезвычайно важную роль в промышленности, а также является фитогормоном. Этилен — самое производимое органическое соединение в мире. Этилен обладает наркотическим действием.

Этилен — химически активное вещество. Так как в молекуле между атомами углерода имеется двойная связь, то одна из них, менее прочная, легко разрывается, и по месту разрыва связи происходит присоединение, окисление, полимеризация молекул.

·      Галогенирование:   Происходит обесцвечивание бромной воды. Это качественная реакция на непредельные соединения. CH₂=CH₂ + Br₂ → CH₂Br—CH₂Br

·       Гидрирование:   CH₂=CH₂ + H — H → CH₃ — CH₃ (под действием Ni)

·       Гидрогалогенирование:   CH₂=CH₂ + HBr → CH₃ — CH₂Br

·       Гидратация: Эту реакцию открыл A.M. Бутлеров, и она используется для промышленного получения этилового спирта.   CH₂=CH₂ + HOH → CH₃CH₂OH (под действием катализатора)

·       Окисление: Этилен легко окисляется. Если этилен пропускать через раствор перманганата калия, то он обесцветится. Эта реакция используется для отличия предельных и непредельных соединений. Окись этилена — непрочное вещество, кислородный мостик разрывается и присоединяется вода, в результате образуется этиленгликоль:

·       Горение:  C₂H₄ + 3O₂ → 2CO₂ + 2H₂O

·       Полимеризация (получение полиэтилена):  nCH₂=CH₂ → (-CH₂-CH₂-)_n

Вопросы для закрепления теоретического материала к лабораторной работе:

1.    Напишите структурные формулы следующих углеводородов и назовите их по женевской номенклатуре: метилэтилен, этилэтилен, диметилэтилен, метилэтилэтилен.

2.    Напишите структурные формулы следующих углеводородов: 2-метилпропен – 1;

2–метилбутен–3;     2–метилпентен –2;     2,4-диметилгексен –3;    2,2–диметил –4–этилгексен–3.

3.    Какие углеводороды называются полиметиленовыми?

Цель работы: научиться получать этилен в лаборатории и проводить качественные реакции на непредельные углеводороды этиленового ряда.

Запишите в тетради тему практической работы. Затем последовательно зафиксируйте в тетради каждый опыт по алгоритму:

-  записать название опыта;

-  открыть по ссылке электронный ресурс;

-  ознакомиться с описанием опыта, кратко записать ход опыта и уравнение реакции;

-  просмотреть видеоролик, записать признаки реакции;

-  сделать вывод о реакционной способности вещества или о способах получения.

Опыт 1. Поучение этилена из этилового спирта

http://files.school-collection.edu.ru/dlrstore/e659f378-5a0f-07e2-5491-fe1ca9d05442/index.htm

Опыт 2. Горение этилена

http://files.school-collection.edu.ru/dlrstore/80d12abd-df02-dd41-7770-f1cd1f794ccf/index.htm

Опыт 3. Взаимодействие этилена с бромной водой

http://files.school-collection.edu.ru/dlrstore/e920f54f-3088-7973-829d-909ad427fbc8/index.htm

Опыт 4. Взаимодействие этилена с раствором перманганата калия

http://files.school-collection.edu.ru/dlrstore/a2fde3eb-37b0-b327-af25-099e3fa00573/index.htm

Сделайте вывод о реакционной способности алкенов.

Вывод:

1.       При взаимодействии этилена с бромной водой, красно-бурый раствор бромной воды обесцвечивается. Эта реакция является качественной на двойную связь.

2.       При окислении этилена водным раствором перманганата калия образуется этиленгликоль. Заметно, что фиолетовая окраска раствора исчезает. Реакция является качественной на двойную связь.

3.       В отличие от метана этилен горит светящимся пламенем, что обусловливается повышенным содержанием углерода.

Ответьте на вопросы:

1.       Что общее и в чем отличие химических свойств метана (алкан) и этилена (алкен)?

2.      Задание:

Смесь этана и этилена объёмом 0,8 л (н.у.) обесцветила 200 г бромной воды с массовой долей 1,6%. Определите объёмную долю каждого газа в смеси.

Название опыта	Рисунок того что делаете	Наблюдения и их объяснение	Уравнения реакций
Получение и свойства этилена		Какой газ выделяется? Что происходит с раствором марганцовки? Что происходит с бромной водой? Почему этилен горит более светящимся пламенем, чем этан?	Закончите уравнение реакции: CH3-CH2-OH   t>140°C, H2SO4(конц.)→   Укажите тип реакции, назовите продукты реакции? Закончите уравнение реакции: CH2=CH2 + [O] + H2O KMnO4→ Назовите продукты и тип реакции? Закончите уравнение реакции: CH2=CH2 + Br2  → Назовите продукты и тип реакции? Закончите уравнение реакции:                C2H4 + O2  t → Назовите тип реакции и продукты?

Вывод: Выполнив задания лабораторной работы я (см. учебные задачи и образовательные результаты, заявленные во ФГОС третьего поколения).

Список литературы

Габриелян О.С. Химия: учебник для студентов профессиональных учебных заведений –М.,2005.

·         Практическая работа № 2. Изготовление моделей молекул алкинов, их изомеров.

Решение задач по теме «Непредельные углеводороды».

Цели:

• закрепить полученные ранее теоретические представления о типах химических реакций, механизмах их протекания на примере химических свойств алкенов, алкинов, диеновых углеводородов;
• развивать навыки составления названий веществ, структурных формул изомеров.
• научить составлять структурные формулы и шаростержневые модели молекул алканов и алкенов по их молекулярным формулам; организовать исследовательскую деятельность, направленную на усвоение знаний по изомерии и гомологии органических веществ
• Оборудование: ПК, глобальная сеть Интернет, шаростержневые модели.
• Ход работы:
• Часть 1

·         Цель работы состоит в изготовлении моделей молекул важнейших углеводородов.

·          

·         Описание работы.

·         При выполнении работы учащиеся знакомятся с химическим и пространственным строением углеводородов, рассматривают гомологию и изомерию алканов.

•  
• http://www.virtulab.net/index.php?option=com_content&view=article&id=266:2009-11-14-22-37-18&catid=57:2009-11-14-21-25-00&Itemid=108

• Часть 2
•  1.Составьте структурные формулы для веществ С₆Н₁₀ и С₅Н₈. Изобразите их в тетради.
  2.Соберите шаростержневые модели молекул этих углеводородов. Изобразите их в тетради.
• 3.Составьте по одной молекулярной формуле гомолога для каждого из этих веществ. Запишите их структурные формулы в тетради.
• 4.Соберите шаростержневые модели молекул для этих гомологов. Изобразите их в тетради.
• 5.Запишите структурную формулу одного изомера для каждого из первоначальных веществ.
• 6.Соберите их шаростержневые модели молекул. Изобразите их в тетради.
• 7.Сделайте вывод о сходстве и различиях веществ С₆Н₁₀ и С₅Н₈ по составу и строению.
• Часть 3

Основные задания

1. Перечислите типы реакций, характерные для этиленовых и ацетиленовых углеводородов.
2. Допишите уравнения реакций:

2.1. 

2.2. 

2.3. 

2.4. 

2.5. 

2.6. 

3. Объясните, почему при гидрогалогенировании пентадиена-1,3 получается смесь галогенпроизводных.
4. Приведите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения:

5. В четырех пробирках находятся жидкости: четыреххлористый углерод, гексан, гексен-1 и гексин-1. Как определить, какое из веществ находится в каждой пробирке? Приведите уравнения реакций.

Дополнительные задания

1. Дайте названия соединениям:

1.1.	1.6.
1.2.	1.7.
1.3.	1.8.
1.4.	1.9.
1.5.	1.10.

2.        Укажите, для каких из них характерна геометрическая изомерия. Приведите структурные формулы цис- и транс-изомеров.

3. Приведите механизм реакции гидратации бутена-1.
4. Приведите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения:→

3.1. этанол → бутадиен-1,3 → бутадиеновый каучук

3.2. 2-метилбутан → изопрен → цис-полиизопрен

5. При пропускании 11,2 л (н.у.) смеси этана, этилена и ацетилена через склянку с бромной водой масса склянки увеличилась на 10,9 г. При пропускании исходной смеси через сосуд с аммиачным раствором оксида серебра масса сосуда увеличилась на 3,9 г. Определите состав газовой смеси (в % по объему).
6. Этилен, образовавшийся при дегидратации этанола (массовая доля выхода 75%) пропустили через раствор перманганата калия. Масса раствора увеличилась на 5,6 г. Сколько спирта (г) было затрачено на получение этилена?

Результаты оформляются в форме письменного отчета Рекомендуемая литература

1.                  Габриелян О.С., Остроумов И.Г., Карцова А.А. Органическая химия: Учебник для 10 класса общеобразовательных учреждений с углубленным изучением химии. – М.: Просвещение, 2003. – 368 с.

2.                  Кузьменко Н.Е., Еремин В.В., Попков В.А. Начала химии. Современный курс для поступающих в вузы. – М.: Экзамен, 2004. – 107 с.

3.                  Габриелян О.С., Остроумов И.Г., Остроумова Е.Е. Органическая химия в тестах, задачах, упражнениях. 10 класс: Учеб. пособие для общеобразовательных учреждений. – М.: Дрофа, 2004. – 400 с.

4.                  Кузьменко Н.Е., Еремин В.В. Задачник по химии. – М.: Экзамен, 1999. – 512 с.

Лабораторная работа № 2. Свойства бензола. Получение бензола декарбоксилированием бензойной кислоты. Получение и расслоение эмульсии бензола с водой. Отношения бензола к бромной воде и раствору перманганата калия.

Цель работы: 1. Закрепление теоретических знаний о свойствах бензола;

                          2. Приобретение практических навыков при выполнении лабораторных

                              экспериментов.

Приборы и реактивы: этиловый спирт – С2Н5ОН, сульфат меди– CuSO4, K2 Cr 2 O7 –бихромат калия, Н2SO4– серная кислота,  метиловый оранжевый, фенолфталеин, синий лакмус, штатив с пробирками, спиртовки.

Теоретическое обоснование.

Первым представителем ароматических углеводородов является бензол – легкокипящая бесцветная жидкость с ароматным запахом, не растворимая в воде. При температуре ниже 5 градусов С бензол из жидкого состояния переходит в белую кристаллическую массу.

Ход работы.

       Опыт №1. Реакция бромирования бензола.

      

        В колбу поместить небольшое количество жидкого бензола, добавить бром и железные

стружки в виде катализатора. Отверстие колбы закрыто пробкой с изогнутой стеклянной трубкой, которая выходит в емкость – приемник. Содержимое колбы нагревается от спиртовки и через некоторое время в изогнутой стеклянной трубке появляется дымок. В приемной колбе находится раствор нитрата серебра, куда капает из трубки тяжелая вязкая жидкость – бромбензол.

        Запишите наблюдения, уравнения реакции и сделайте вывод.

        Опыт №2. Реакция нитрования бензола.

       Реакция протекает в колбе, прикрепленной на штативе, внутри находится бензол,

       добавляется смесь концентрированных азотной и серной кислот. Все нагревается и через

       некоторое  по изогнутой трубке в колбу – приемник начинает стекать тяжелая желтоватая

       жидкость с запахом миндаля. Это образовался нитробензол.

       Написать уравнение реакции.

              Опыт №3. Реакция гидрирования бензола.

       Колбу с бензолом предварительно нагревают до выделения паров бензола.

       Пропускают водород – идет реакция гидрирования.  Через некоторое время образуется

       новое вещество – циклогексан.

       Написать свои наблюдения и уравнение реакции.

Контрольные вопросы:

1.       Почему бензол является ароматическим углеводородом?

2.       Назовите гомологи бензола.

3.       Какой ученый вывел формулу бензола?

4.       Назовите область применения бензола.

Лабораторная работа № 3. Химические свойства спиртов. Изучение растворимости спиртов в воде. Окисление спиртов различного строения хромовой смесью. Получение диэтилового эфира. Получение глицерата меди растворимости спиртов в воде. Окисление спиртов различного строения хромовой смесью

Цель работы: 1. Закрепление теоретических знаний о свойствах спиртов .

                          2. Приобретение практических навыков.

                          3. Изучить растворимость спиртов в воде. Провести реакции окисления спиртов различного строения хромовой смесью, получить диэтиловый эфир и глицерат  меди

Приборы и реактивы: этиловый спирт – С2Н5ОН, сульфат меди– CuSO4, K2 Cr 2 O7 –бихромат калия, Н2SO4– серная кислота,  метиловый оранжевый, фенолфталеин, синий лакмус, штатив с пробирками, спиртовки.

Теоретическое обоснование.

Спиртами называются органические соединения, имеющие одну или несколько гидроксильных групп – ОН, присоединенных к углеводородному радикалу.

Спирты с одной гидроксильной группой называются одноатомными;

с двумя – двухатомными,  более групп – ОН называются многоатомными.

.

Ход работы

Опыт № 1 Растворимость спиртов в воде

В отдельные пробирки прилейте по 1—2 мл этилового и изоамилового (изопентилового) спиртов. Добавьте к ним по 2—3 мл воды и взболтайте. Отметьте, что этиловый спирт полностью растворился в воде, а изоамиловый спирт отделяется при отстаивании в виде маслянистого слоя над водой.

Вопросы к опыту:

1.    В чем причина различного «поведения» спиртов в воде?
2.    Почему изоамиловый спирт отслаивается над водой, а не наоборот?
3.    Какие органические жидкие вещества при смешивании с водой будут отслаиваться над водой?

Опыт № 2 Получение глицерата меди

В пробирку налейте около 1 мл 10% -ного раствора сульфата меди(II) и добавьте немного 10% -ного раствора гидроксида натрия до образования голубого осадка гидроксида меди(II).

К полученному осадку добавьте по каплям глицерин. Взболтайте смесь. Отметьте превращение голубого осадка в раствор темно-синего цвета.

Вопросы к опыту:

1.    Какая реакция лежит в основе получения гидроксида меди(II)? Напишите уравнение этой реакции.
2.    Почему при добавлении глицерина к осадку гидроксида меди(II) осадок растворяется? С чем связано интенсивное окрашивание раствора? Напишите уравнение реакции взаимодействия глицерина с гидроксидом меди(II).
3.    Будут ли этиловый и изоамиловый спирты реагировать с гидроксидом меди(II)?
Опыт № 3 Окисление этилового спирта хромовой смесью

В пробирке смешайте 2 мл 5% -ного раствора дихромата калия, 1 мл 20%-ного раствора серной кислоты и 0,5 мл этилового спирта. Отметьте цвет раствора. Осторожно нагрейте смесь на пламени горелки до начала изменения цвета. При этом ощущается характерный запах уксусного альдегида, образующегося в результате реакции.
Вопросы к опыту:

1.    Почему цвет раствора меняется с оранжевого до синевато-зеленого? Напишите уравнение реакции окисления этилового спирта.
2.    Можно ли заменить серную кислоту в данной реакции на соляную?

Опыт №4. Взаимодействие этилового спирта с серной кислотой.

В сухую пробирку приливают 1 N– раствор серной кислоты Н2SO4, и добавляют по каплям немного этилового спирта С2Н5 ОН.

Смесь нагревают и наблюдают протекание реакции.

Записать наблюдения, указать изменение цвета, сделать вывод.

Опыт №5. Качественная реакция трехатомного спирта глицерина.

В сухую пробирку прилить немного глицерина . В другую пробирку добавляют по каплям свежеприготовленный раствор гидроксида меди в присутствии щелочи натрия.

Образуется раствор ярко– синего цвета – глицерат меди.

Напишите уравнение реакции, сделайте вывод.

Контрольные вопросы:

1. Назвать гомологический ряд спиртов.
2. Написать 2 изомера гексанола–1.
3. Назвать многоатомные спирты.
4. Каким по основности спиртом является этиленгликоль?
5. Где применяются спирты?
6. Какова растворимость глицерина в воде?

Лабораторная работа № 4. Получение и свойства одноосновных карбоновых кислот. Растворимость различных карбоновых кислот в воде. Взаимодействие уксусной кислоты с металлами. Получение изоамилового эфира уксусной кислоты. Сравнение степени ненасыщенности твердого и жидкого жиров. Омыление жира. Получение мыла и изучение его свойств: пенообразования, реакций ионного обмена, гидролиза, выделения свободных жирных кислот

Учебная цель: формировать умения проводить наблюдения и делать выводы, записывать уравнения соответствующих реакций в молекулярном и ионном видах. 

Учебные задачи:

1.Изучить свойства карбоновых кислот.

2.Практически исследовать химические свойства карбоновых кислот общие со свойствами минеральных кислот на примере уксусной кислоты.

Образовательные результаты, заявленные во ФГОС третьего поколения:

Студент должен

иметь практический опыт: исследования химических свойств карбоновых кислот, в лаборатории соблюдая правила техники безопасности;

уметь: записать уравнения химических реакций в молекулярном, полном и кратком ионном видах; провести эксперимент, соблюдая правила по технике безопасности;

знать: свойства карбоновых кислот;

владеть: навыками экспериментальной работы при работе в кабинете химии.

 Задачи лабораторной работы:

1.    Повторить теоретический материал по теме лабораторной работы.

2.    Ответить на вопросы для закрепления теоретического материала.

3.    Изучение свойств карбоновых кислот на примере уксусной кислоты.

4.    Оформить отчет.

Обеспеченность занятия (средства обучения):

1.    Сборник методических указаний для студентов по выполнению практических занятий и  лабораторных работ по учебной дисциплине «Химия».

2.    Тетрадь в клетку.

3.    Ручка.

4.    Простой карандаш.

5.    Линейка.

Краткие теоретические и учебно-методические материалы

по теме лабораторной работы

Карбоновые кислоты - органические соединения, в молекулах которых содержатся одна или несколько карбоксильных групп, соединённых с углеводородным радикалом или атомом водорода.

Классификация карбоновых кислот

Получение: В лаборатории карбоновые кислоты можно получить из их солей, действуя на них серной кислотой при нагревании, например:

2СН₃– СООNa + H₂SO₄ ® 2СН₃ – СООН + Na₂SO₄
 В промышленности получают окислением углеводородов, спиртов и альдегидов.

Химические свойства:
1. Из-за смещения электронной плотности от гидроксильной группы O–H к сильно    

    поляризованной карбонильной группе C=O молекулы карбоновых кислот способны к  

    электролитической диссоциации: R–COOH  →  R–COO^- + H⁺ Сила карбоновых кислот в    

    водном растворе невелика.

2.Карбоновые кислоты обладают свойствами, характерными для минеральных кислот. Они  

     реагируют с активными металлами, основными оксидами, основаниями, солями слабых 

     кислот.     2СH₃COOH + Mg → (CH₃COO)₂Mg + H₂­

         2СH₃COOH + СaO → (CH₃COO)₂Ca + H₂O

         H–COOH + NaOH → H–COONa + H₂O

         2СH₃CH₂COOH + Na₂CO₃ → 2CH₃CH₂COONa + H₂O + CO₂­

         СH₃CH₂COOH + NaHCO₃ → CH₃CH₂COONa + H₂O + CO₂­

     Карбоновые кислоты слабее многих сильных минеральных кислот (HCl, H₂SO₄ и т.д.) и  

     поэтому вытесняются ими из солей: СH₃COONa + H₂SO₄(конц.) →CH₃COOH + NaHSO₄

3. Образование функциональных производных:

    a) при взаимодействии со спиртами (в присутствии концентрированной H₂SO₄) образуются 

        сложные эфиры. Образование сложных эфиров при взаимодействии кислоты и спирта в 

        присутствии минеральных кислот называется реакцией этерификации (ester с латинского

        "эфир").
                                      CH₃––OH + HO–CH₃ D CH₃––OCH₃ + H₂O

                                               уксусная кислота  метиловый     метиловый эфир

                                                                               спирт       уксусной кислоты                

 Общая формула сложных эфиров R––OR’ где R и R' – углеводородные радикалы: в сложных эфирах муравьиной кислоты – формиатах –R=H.

Обратной реакцией является гидролиз (омыление) сложного эфира:

CH₃––OCH₃ + HO–H DCH₃––OH + CH₃OH.

Как видно, процесс этерификации обратимый.

    б)  при воздействии водоотнимающих реагентов в результате межмолекулярной 

         дегидратации образуются ангидриды

CH₃––OH + HO––CH₃  →CH₃––O––CH₃ + H₂O

5.    Галогенирование. При действии галогенов (в присутствии красного фосфора) образуются α-галогензамещённые кислоты:

	α
CH3–CH2–COOH +  Br2→CH3–	CH–COOH + HBr │ Br  α -бромпропионовая кислота(2-бромпропановая кислота)

Применение: в пищевой и химической промышленности (производство ацетилцеллюлозы, из которой получают ацетатное волокно, органическое стекло, киноплёнку; для синтеза красителей, медикаментов и сложных эфиров).

Вопросы для закрепления теоретического материала к лабораторной работе

1.    Какие органические соединения относятся к карбоновым кислотам?

2.    Почему среди карбоновых кислот нет газообразных веществ?

3.    Чем обусловлены кислотные свойства карбоновых кислот?

4.    Почему изменяется цвет индикаторов в растворе уксусной кислоты?

5.    С какими металлами реагирует уксусная кислота?

Цель работы:

1.      Получить уксусную кислоту и изучить её свойства; закрепить знания о карбоновых кислотах, сложных эфирах и жирах.

2.      Изучить некоторые физические и химические свойства жиров.

3.      Получить сложные жиры карбоновых кислот и исследовать их физические свойства.

4.      Сравнить свойства мыла и синтетических моющих средств.

5.      Получить этиловый эфир уксусной кислоты, исследовать его физические свойства.

Реактивы и оборудование: 

1.      ацетат натрия, серная кислота (конц.), уксусная кислота, магний (порошок), цинк, гидроксид натрия, карбонат натрия, фенолфталеин, универсальная индикаторная бумага, прибор для получения  и собирания кислоты, спиртовка, пробирку, вата, спички. 

2.      спиртовка, водяная баня, колба с обратным холодильником, стеклянная палочка, химические стаканы; твердый жир, 15 % спиртовой раствор щелочи, этиловый спирт, концентрированная уксусная кислота, концентрированная серная кислота, раствор растительного масла (2 капли масла на 1 мл гексана или очищенного керосина), бромная вода, насыщенный раствор поваренной соли, 5 % раствор соды, раствор мыла, раствор белка, бензин, толуол, 5 % раствор КОН, 5 % раствор Na₂CO₃.

3.      конические колбы с пробками, мерные цилиндры, навески мыла и синтетического моющего средства, пробирки, разбавленные растворы соляной или серной кислот, раствор гидроксида натрия или калия, раствор ацетата свинца, сульфат меди (II), фенолфталеин, жесткая вода.

4.      металлический штатив, спиртовка, газоотводная трубка с пробкой, пробирки, химический стакан, ватный тампон, тертый кирпич; смесь этилового спирта, уксусной кислоты и серной кислоты (на один объем спирта один объем концентрированной серной кислоты и один объем концентрированной уксусной кислоты), насыщенный раствор хлорида натрия, кусочки льда.

Ход работы

1.    Напишите возможные изомеры для соединений с формулой С₅Н₁₀О₂

2.    С какими из перечисленных веществ будет реагировать уксусная кислота: оксид магния, гидроксид алюминия, сульфат бария, карбонат калия, формиат натрия, цинк? Запишите уравнения возможных реакций.

3.    Как осуществить превращения: этан – этилен – ацетилен – ацетальдегид – уксусная кислота – метиловый эфир уксусной кислоты.

4.    Олеиновая кислота + Бромная вода =?

5.    Запишите уравнение этерификации  пропанола и масляной кислоты.

6.    Напишите уравнение получения триглицерида, если в его состав входят остатки пальмитиновой, стеариновой и олеиновой кислот.

7.    Что такое мыло и какая реакция лежит в основе его производства? Напишите уравнение реакции.

Внимание!!! Работа с кислотами!! Соблюдайте ТБ! 

Опыт 1. Получение уксусной кислоты.

В пробирку с ацетатом натрия прибавить 1- 2 мл концентрированной серной кислоты. Закрыть пробирку  пробкой с газоотводной трубкой, конец которой опустите в другую пробирку вход в пробирку прикрыть ваткой, смотрите рисунок:

Смесь в пробирке осторожно нагревайте до тех пор, пока в приёмнике – пробирке не собёрётся 1 -2 мл жидкости. Прекратите нагревание, закройте спиртовку.

Опустите в пробирку с образовавшейся жидкости универсальную индикаторную бумагу. Как изменился цвет индикатора? Почему? Запишите уравнение диссоциации уксусной кислоты.

Опишите запах, образовавшейся жидкости? Соблюдайте осторожность при определении запаха! Составьте  уравнение данной химической реакции. 

Опыт 2. Взаимодействие уксусной кислоты с металлами. 

Посмотрите видео-опыт  «Взаимодействие уксусной кислоты с металлами» 

В  одну пробирку положите гранулу цинка, в другую порошок магния. В обе пробирки прилейте 1 мл уксусной кислоты. Что наблюдаете? Сравните скорость этих реакций? Запишите соответствующие уравнения химических реакций, назовите продукты, укажите тип реакции.

Опыт 3. Взаимодействие уксусной кислоты с основаниями. 

Посмотрите видео-опыт  «Взаимодействие уксусной кислоты с основаниями» 

В пробирку налейте 1 мл гидроксида натрия и добавьте 1 каплю фенолфталеина. Что наблюдаете? Почему?

Затем добавьте к содержимому пробирки  уксусную кислоту. Почему происходит обесцвечивание? Запишите УХР, назовите продукты. 

Опыт 4. Взаимодействие уксусной кислоты с солями слабых неорганических кислот. 

Посмотрите видео-опыт  «Взаимодействие уксусной кислоты с карбонатом натрия» 

В пробирку налейте 1 мл карбоната натрия и по каплям добавьте уксусную кислоту. Что наблюдаете? Почему?

Запишите УХР, назовите продукты.

Опыт 5. Получение сложных жиров карбоновых кислот.

В пробирку налейте 1 мл этилового спирта, 1 мл концентрированной уксусной кислоты и 0,5-1 мл концентрированной серной кислоты. Смесь в пробирке осторожно перемешайте и нагрейте на водяной бане, не доводя до кипения. Окончание реакции определите по появлению запаха сложного эфира, отличного от запаха карбоновой кислоты и спирта, взятых для синтеза. Дайте жидкости остыть и вылейте ее в стаканчик с насыщенным раствором поваренной соли. Какой ощущается запах? Где собирается эфир? Какова его растворимость? Какую консистенцию он имеет? Для чего используется кислота в процессе синтеза сложного эфира?

Задания:

1. Составьте в структурном виде уравнение реакции получения сложного эфира, укажите условия ее протекания.

2. Опишите физические свойства полученного эфира, ответьте на вопросы, поставленные в тексте эксперимента.

Опыт 6. Омыление жиров в водно-спиртовом растворе.

Соберите прибор, как показано на рис. 9. В круглодонную колбу вместимостью 20 мл поместите 3-4 г измельченного твердого жира и налейте 8 мл 15 % спиртового раствора NaOH.

Перемешайте смесь стеклянной палочкой, колбу со смесью закройте обратным холодильником, опустите в водяную баню, закрепив в лапке штатива, нагрейте в течение 15-20 минут. Омыление жира следует проводить до тех пор, пока содержимое колбы не станет однородным. Оно обычно заканчивается образованием плотной твердой пленки на дне колбы. Затем колбу извлеките из водяной бани, дайте ей остыть, и добавьте в нее воды, хорошо взболтайте. Сравните растворимость полученного вещества с растворимостью жира, из которого оно было получено.

Задания:

1. Составьте уравнение реакции щелочного омыления твердого тристеарина, укажите условия ее протекания и наблюдения.

2. Как доказать, что продуктом данной реакции является мыло?

Опыт 7. Физические свойства жиров.

а) Растворимость жиров в различных растворителях.

В 4 пробирки поместите 1-2 капли растительного масла. Прилейте в первую пробирку 1 мл этилового спирта, во вторую – 1 мл бензина, в третью – 1 мл воды, в четвертую – 1 мл толуола.

Взболтайте содержимое пробирок и дайте постоять. В каждой ли пробирке растворился жир? Какие вещества являются хорошими растворителями жиров, а какие – плохими? Почему?

Задания:  

1. Результаты эксперимента оформите в виде таблицы.

2. Сделайте вывод о растворимости жиров на основании опыта.

б) Эмульгирование жиров.

Если жиры хорошо взболтать с водой, то они образуют эмульсию, т.е. систему, в которой мелкие капельки жира взвешены в воде. Эмульсия масла в воде быстро разрушается, т.к. капельки жира, сталкиваясь друг с другом, образуют крупные капли, создающие слой жира на поверхности воды. Есть вещества, которые, адсорбируясь на поверхности капель, не дают соединиться каплям жира в более крупные, т.е. повышают устойчивость эмульсии – эмульгаторы.

В 5 пробирок налейте по 3-4 капли растительного масла. Добавьте в первую пробирку 5 мл воды, во вторую – 5 мл 5 % раствора КОН, в третью – 5 мл 5 % раствора соды, в четвертую – 5 мл раствора мыла, в пятую – 5 мл раствора белка. Сильно встряхните содержимое каждой пробирки и наблюдайте образование эмульсии.

Задания:  

1. Результаты эксперимента оформите в виде таблицы.

2. Сделайте вывод об эмульгирующих свойствах различных веществ.

Опыт 8. Выделение жирных кислот.

а) Рассчитайте необходимый объем дистиллированной воды для приготовления 1 % растворов из выданных навесок мыла и синтетического моющего средства (СМС). Приготовьте растворы.

б) Налейте в пробирку 1 мл приготовленного раствора мыла и прибавьте разбавленной соляной или серной кислоты до образования хлопьев. Что собой представляет этот осадок? Проверьте, растворяется ли осадок в растворе щелочи. Объясните это явление.

Задания:

1. Составьте уравнения соответствующих реакций, запишите наблюдения.

2. Ответьте на вопросы, поставленные в тексте эксперимента.

Опыт 9. Получение нерастворимых солей жирных кислот.

В две пробирки налейте по 1 мл мыльного раствора, добавьте в них соответственно растворы ацетата свинца Pb(CH₃COO)₂ и сульфата меди (II) CuSO₄.

Задание:  Объясните изменения, происходящие в каждой пробирке, запишите уравнения соответствующих реакций и наблюдения.

Опыт 10. Сравнение свойств мыла и синтетических моющих средств.

а) Влейте по 2-3 мл растворов мыла и СМС в пробирки, добавьте к ним 2‑3 капли раствора фенолфталеина. Каков цвет раствора? Почему?

Задания:

1. Напишите уравнение реакции гидролиза мыла, запишите наблюдения.

2. Ответьте на вопросы, поставленные в тексте эксперимента.

б) В 2 пробирки влейте по 4-5 мл жесткой воды, содержащей ионы Са²⁺ и Mg²⁺. В первую пробирку при встряхивании добавьте раствор мыла, во вторую – раствор синтетического моющего средства. В каком случае приходится прибавлять больше раствора до образования устойчивой пены? Какой препарат не утрачивает моющего действия в жесткой воде? Почему?

Задания:

1. Напишите уравнение реакции, происходящей в растворе мыла.

2. Запишите наблюдения явлений, происходящих в обеих пробирках, объясните их причину.

На основании проделанных опытов сделайте вывод о преимуществах и недостатках мыла и СМС.

Опыт 11. Получение этилового эфира уксусной кислоты, исследование его физических свойств.

Соберите прибор, как показано на рис. 10. В пробирку А налейте 2 мл смеси этилового спирта, уксусной и серной кислот и для равномерного кипения жидкости добавьте немного тертого кирпича. Пробирку А с помощью пробки с газоотводной трубкой присоедините к пробирке Б. В пробирку Б налейте 2‑3 мл насыщенного раствора хлорида натрия. Пробирку Б поместите в химический стакан с холодной водой и кусочками льда. Отверстие пробирки закройте ватным тампоном.

Реакционную смесь нагревайте в пробирке на слабом пламени спиртовки. При этом можно заметить, что в пробирке Б образуется тонкий слой эфира на поверхности раствора. Закончив нагревание, выньте ватный тампон. Ощущается ли запах эфира?

Задания:  1. Зарисуйте прибор, указав содержимое пробирок А и Б.

2. Напишите уравнение протекающей реакции, отметьте наблюдения.

3. Какова роль серной кислоты в реакции этерификации?

Все ответы на задания и результаты опытов записать в тетрадь.

Список литературы

Габриелян О.С. Химия: учебник для студентов профессиональных учебных заведений –М.,2015.

Лабораторная работа № 5. Свойства моносахаридов и полисахаридов: реакция «серебряного зеркала» глюкозы. Взаимодействие глюкозы с гидроксидом меди (II) при различных температурах. Действие аммиачного раствора оксида серебра на сахарозу. Обнаружение лактозы в молоке. Действие иода на крахмал.

Учебная цель:  практически познакомиться с важнейшими химическими свойствами глюкозы, сахарозы и крахмала.

Учебные задачи:

1.    Провести эксперимент, соблюдая правила по технике безопасности.

2.    Записать уравнения химических реакций в молекулярном виде.

Образовательные результаты, заявленные во ФГОС третьего поколения:

Студент должен

иметь практический опыт: осуществления химических реакций характерных для глюкозы, сахарозы и крахмала;

уметь: проводить качественные реакции на распознавание представителей углеводов;

знать: строение молекул, физические и химические свойства, способы получения и применение углеводов;

владеть: навыками экспериментальной работы в химической лаборатории.

 Задачи лабораторной работы:

1.    Повторить теоретический материал по теме лабораторной работы.

2.    Ответить на вопросы для закрепления теоретического материала.

3.    Выполнить опыты.

4.    Оформить отчет.

Обеспеченность занятия (средства обучения):

1.    Сборник методических указаний для студентов по выполнению практических занятий и  лабораторных работ по учебной дисциплине «Химия».

2.    Тетрадь в клетку.

3.    Ручка.

4.    Простой карандаш.

5.    Линейка.

6.    Раствор глюкозы, крахмал, растворы CuSO₄ и NaOH, раствор йода (I₂), кусочек чёрного хлеба; штатив с пробирками, прибор для нагревания, держатель, спички.

Краткие теоретические и учебно-методические материалы

по теме лабораторной работы

Углеводы - природные соединения. Являясь основным компонентом пищи, углеводы поставляют большую часть энергии, необходимой для жизнедеятельности. Некоторые углеводы входят в состав нуклеиновых кислот, осуществляющих биосинтез белка и передачу наследственных признаков.

Углеводы широко распространены в природе и играют большую роль в биологических процессах живых организмов и человека. К ним относятся, например, виноградный сахар или глюкоза, свекловичный (тростниковый) сахар или сахароза, крахмал и клетчатка. Название "углеводы" возникло в связи с тем, что химический состав большинства соединений этого класса выражался общей формулой С_n(H₂O)_m.  Дальнейшее исследование углеводов показало, что такое название является неточным. Во-первых, найдены углеводы, состав которых не отвечает этой формуле. Во-вторых, известны соединения (формальдегид СН₂О, уксусная кислота С₂Н₄О₂), состав которых хотя и соответствует общей формуле С_n(H₂O)_m, но по свойствам они отличаются от углеводов.

Углеводы в зависимости от их строения можно подразделить на моносахариды, дисахариды и полисахариды.

В молекулах моносахаридов может содержаться от четырех до десяти атомов углерода. Названия всех групп моносахаридов, а также названия отдельных представителей оканчиваются  на - оза. Поэтому в зависимости от числа атомов углерода в молекуле моносахариды подразделяют на тетрозы, пентозы, гексозы и т. д. Наибольшее значение имеют гексозы и пентозы.

Классификация углеводов

Простые (не подвергаются гидролизу)	Сложные (подвергаются гидролизу)
Моносахариды	Олигосахариды (Дисахариды)	Полисахариды
Глюкоза  С6Н12О6 Фруктоза  С6Н12О6 Рибоза  С5Н10О5	Сахароза (дисахарид) С12Н22О11	Крахмал (С6Н10О5)n Целлюлоза (С6Н10О5)n

Глюкоза C₆H₁₂O₆, химическое строение глюкозы можно выразить формулой:
                                                                                       O
                                                                                  //
   CH₂OH - CHOH - CHOH - CHOH - CHOH - C   
                                                                                 \
                                                                                     H

Вывод: глюкоза - многоатомный альдегидоспирт. Изомер глюкозы - фруктоза - кетоноспирт.

В водном растворе глюкозы находятся в динамическом равновесии три изомерные формы: α-форма, альдегидная и β-форма.

К дисахаридам относятся: сахароза (сахар), мальтоза, лактоза. Все они имеют молекулярную формулу С₁₂Н₂₂О₁₁. Часто сведения о строении веществ можно получить путём расщепления - гидролиза молекул. Анализ продуктов гидролиза позволяет обнаружить фруктозу и глюкозу. (Молекулы сахарозы состоят из остатков α-глюкозы и β-фруктозы).

Крахмал - полисахарид. Это белый аморфный порошок, не растворимый в воде. В горячей воде крахмальные зёрна набухают и образуют коллоидный раствор, называемый крахмальным клейстером. Крахмал - природное высокомолекулярное соединение, формула (С₆Н₁₀О₅)_n (n - от нескольких сотен до нескольких тысяч). О строении крахмала можно судить по продуктам его гидролиза. Гидролиз обычно проходит постепенно: в начале образуются продукты с меньшей молекулярной массой, чем крахмал, - декстрины, затем дисахарид - мальтоза и, наконец, глюкоза. Схема гидролиза:

               (С₆Н₁₀О₅)_n → (С₆Н₁₀О₅)_n-x → C₁₂H₂₂O₁₁ → C₆H₁₂O₆.

Установлено, что в результате гидролиза крахмала образуется α-глюкоза. Отсюда вывод: макромолекулы крахмала состоят из остатков α - глюкозы. (При неполном гидролизе получается смесь декстринов и глюкозы, называемая патокой).

Вопросы для закрепления теоретического материала к лабораторной работе:

1.    Какие вещества относятся к углеводам, и почему им было дано такое название?

2. Какие химические свойства для глюкозы и глицерина являются общими, и чем эти вещества    отличаются друг от друга? Напишите уравнения соответствующих реакций.

3. Составьте уравнения реакций при помощи, которых сахарозу можно превратить в этанол.

Оборудование и реактивы: металлический штатив, спиртовка, пробирки, стеклянная палочка, химический стакан вместимостью 50 мл, электроплитка, водяная баня; 1 % раствор глюкозы, 1 % растворы сахарозы, лактозы, фруктозы; крахмал, спиртовой раствор иода, раствор сульфата меди (II), раствор гидроксида натрия (10-12 %), раствор серной кислоты (1:5), аммиачный раствор оксида серебра (I).

Ход работы:

ОПЫТ 1. Свойства глюкозы.

Внесите в пробирку 3 капли раствора глюкозы, одну каплю раствора соли меди и прибавьте при взбалтывании несколько капель гидроксида натрия до образования светло-синего раствора (щелочь должна быть в избытке). Что доказывает появление такой окраски раствора? Вспомните реакцию образования глицерата меди.

Полученный раствор нагрейте. Что наблюдается? Наличие какой функциональной группы в молекуле глюкозы подтверждает этот опыт?

Задания:

1. Напишите уравнение реакции взаимодействия глюкозы с гидроксидом меди (II) при комнатной температуре. Укажите наблюдения. На наличие каких функциональных групп указывает эта реакция?

2. Напишите уравнение реакции взаимодействия глюкозы с гидроксидом меди (II) при нагревании. Что наблюдается? Наличие какой функциональной группы в молекуле глюкозы подтверждает этот опыт?

ОПЫТ 2. Взаимодействие сахаров с гидроксидом меди (II).

Опыт проводят одновременно с растворами различных сахаров.

К 2 мл раствора сахара добавьте 1 мл разбавленного раствора щелочи и 3‑4 капли раствора сульфата меди (II). Встряхните пробирку и перемешайте содержимое пробирки стеклянной палочкой до растворения осадка. Жидкость при этом окрашивается в интенсивно-синий цвет.

Затем поместите все пробирки в нагретую водяную баню. Если сахар окисляется, то, вынув пробирку через 2-3 минуты, вы увидите изменения окраски и появление красного или коричневого осадка.

Задание: Заполните следующие таблицы:

Результаты опыта, проведенного при нормальных условиях

Углевод	Что наблюдается?	Как объясняется?

Результаты опыта, проведенного при нагревании

Углевод	Что наблюдается?	Как объясняется?

ОПЫТ 3. Взаимодействие сахаров с аммиачным раствором оксида серебра (I).

Опыт проводят одновременно с растворами различных сахаров.

Налейте в тщательно вымытые и высушенные пробирки по 1 мл аммиачного раствора оксида серебра (I) и по 1 мл раствора сахара. Пробирки поместите на несколько минут в горячую водяную баню.

Задание: Заполните следующую таблицу:

Результаты опыта, проведенного при нагревании

Углевод	Что наблюдается?	Как объясняется?

Запишите уравнение соответствующей реакции для глюкозы.

ОПЫТ 4. Гидролиз сахарозы.

В пробирку с 5 каплями раствора сахарозы добавьте 1 каплю разбавленного раствора серной кислоты (1:5) и смесь нагрейте на пламени спиртовки. После этого прибавьте 1 каплю раствора сульфата меди (II) и избыток раствора гидроксида натрия. Зачем нужно добавлять именно избыток щелочи? Что наблюдается? Что произошло с сахарозой?

Задания:  1. Ответьте на вопросы, поставленные в тексте опыта.

2. Составьте уравнение реакции гидролиза сахарозы.

3. Опишите все наблюдаемые явления.

4. Напишите все уравнения протекающих реакций.

ОПЫТ 5. Отношение крахмала к воде.

В пробирку с 1 мл воды поместите на кончике шпателя сухого крахмала. Содержимое пробирки взболтайте. Растворяется ли крахмал в воде при комнатной температуре?

Содержимое пробирки порциями залейте при перемешивании в стакан с 5 мл горячей воды. При этом образуется крахмальный клейстер.

Задание:  Отметьте наблюдения, происходящие в данном опыте. Сделайте вывод о растворимости крахмала в холодной и горячей воде.

ОПЫТ 6. Взаимодействие крахмала с йодом.

В пробирку внесите 5-6 капель крахмального клейстера и одну каплю спиртового раствора иода. Что при этом наблюдается?

Задание:  Отметьте наблюдения, происходящие в данном опыте. Объясните происходящие явления.

ОПЫТ 7. Отношение крахмала к гидроксидам металлов.

В пробирку внесите 5 капель крахмального клейстера, одну каплю сульфата меди (II) и 5 капель раствора гидроксида натрия. Смесь нагрейте на пламени спиртовки, не доводя до кипения. Что при этом наблюдается?

Задания: 

1. Отметьте наблюдаемые явления, происходящие в этом опыте.

2. Какой можно сделать при этом вывод?

3. Происходит ли окисление крахмала гидроксидом меди (II)?

ОПЫТ 8. Кислотный гидролиз крахмала.

Налейте в химический стакан 3-5 мл крахмального клейстера и 0,5-1 мл раствора серной кислоты. Стакан поставьте на электроплитку и кипятите 4-5 минут. Следите за тем, чтобы не произошло обугливание. Для определения, прошел ли гидролиз, отберите пипеткой 3-4 капли раствора (гидролизата) в пробирку и прибавьте каплю раствора иода. Если получился раствор желтоватого цвета, гидролиз крахмала закончен.

Теперь необходимо определить конечный продукт гидролиза – глюкозу.

В пробирку внесите 5 капель гидролизата, 2 капли раствора сульфата меди (II) и несколько капель раствора щелочи до появления синей окраски раствора. Смесь слегка нагрейте на пламени спиртовки. Что наблюдается?

Задания: 

1. Отметьте наблюдаемые явления, происходящие в этом опыте.

2. Напишите схему гидролиза крахмала.

3. Объясните все происходящие явления.

4. Напишите уравнение реакции качественного определения глюкозы.

ОПЫТ 9. Ферментативный гидролиз крахмала.

Под действием фермента слюны амилазы (птиамина) происходит гидролиз крахмала.

Разжуйте хорошо маленький кусочек черного хлеба и поместите его в пробирку. Внесите в нее 1 каплю раствора сульфата меди (II) и несколько капель раствора гидроксида натрия до образования раствора слабо-голубого цвета. Пробирку с содержимым нагрейте на пламени спиртовки. Что наблюдается?

Задания: 

1. Опишите наблюдения, происходящие в опыте.

2. Запишите уравнения протекающих реакций.

3. Сравните условия ферментативного и кислотного гидролиза крахмала.

ОПЫТ 10. Качественная реакция на крахмал (йодная проба).

К 1-1,5 мл раствора крахмала добавьте 1 каплю йодной воды. Что наблюдается? Полученную жидкость нагрейте на пламени спиртовки. Какие происходят изменения? Затем охладите содержимое пробирки под струей холодной воды. Что наблюдается?

Задание: Запишите все происходящие наблюдения. Оформите наблюдения в виде схемы.

ОПЫТ № 11: Обнаружение лактозы в молоке.

В молоке дисахарид лактозу обнаруживают реакцией Фелинга, содержащего комплексно связанные с виннокислой кислотой ионы Cu2+. В результате реакции образуется оксид меди (I), выделяющийся в виде красного осадка Cu2O.

Предварительно осаждают белки молока добавлением трихлоруксусной кислоты (ТХУ) и фильтруют. К 10 каплям фильтрата добавляют 10 капель дистиллированной воды, 10 капель NaOH и 6 капель реактива Фелинга. Смесь нагревают. Отмечают характер появляющегося окрашивания.

Задание: Запишите все происходящие наблюдения. Оформите наблюдения в виде схемы.

Все ответы на задания и результаты опытов записать в тетрадь.

Вывод: Выполнив задания лабораторной работы я (см. учебные задачи и образовательные результаты, заявленные во ФГОС третьего поколения).

Список литературы

Габриелян О.С. Химия: учебник для студентов профессиональных учебных заведений –М.,2015.

Лабораторная работа № 6 . Образование солей анилина. Бромирование анилина. Образование солей глицина. Получение медной соли глицина. Изучение свойств  белков. Денатурация белка. Цветные реакции белков»

Учебная цель:   отработать навыки экспериментальной работы, соблюдая правила техники безопасности при работе в кабинете химии.

Учебные задачи:

1.    Познакомиться с важнейшими химическими свойствами белков.

2.    Практически исследовать процессы растворения белка в воде, необратимой денатурации белков.

3.    Познакомиться с качественными реакциями на белки, научиться распознавать их.

Образовательные результаты, заявленные во ФГОС третьего поколения:

Студент должен

иметь практический опыт: исследования свойств белка;

уметь: проводить эксперимент, соблюдая правила по технике безопасности;

знать: строение молекул, физические и химические свойства белков;

владеть: навыками экспериментальной работы в химической лаборатории.

 Задачи практического занятия:

1. Повторить теоретический материал по теме практического занятия.

2. Ответить на вопросы для закрепления теоретического материала.

3. Выполнить эксперименты.

4. Оформить отчет.

Обеспеченность занятия (средства обучения):

1.    Сборник методических указаний для студентов по выполнению практических занятий и  лабораторных работ по учебной дисциплине «Химия».

2.    Тетрадь в клетку.

3.    Ручка.

4.    Простой карандаш.

5.    Линейка.

Краткие теоретические и учебно-методические материалы

по теме практического занятия

Пептиды и белки представляют собой высокомолекулярные органические соединения, построенные из остатков α- аминокислот, соединенных между собой пептидными связями.

            Ни один из известных нам живых организмов не обходится без белков. Белки служат питательными веществами, они регулируют обмен веществ, исполняя роль ферментов – катализаторов обмена веществ, способствуют переносу кислорода по всему организму и его поглощению, играют важную роль в функционировании нервной системы, являются механической основой мышечного сокращения, участвуют в передаче генетической информации и т.д. Как видно, функции белков в природе универсальны. Белки входят в состав мозга, внутренних органов, костей, кожи, волосяного покрова и т.д. Основным источником

 α- аминокислот для живого организма служат пищевые белки, которые в результате ферментативного гидролиза в желудочно-кишечном тракте дают α- аминокислоты. Многие

 α- аминокислоты синтезируются в организме, а некоторые необходимые для синтеза белков α- аминокислоты не синтезируются в организме и должны поступать извне. Такие аминокислоты называются незаменимыми. К ним относятся валин, лейцин, треонин, метионин, триптофан и др. При некоторых заболеваниях человека перечень незаменимых аминокислот расширяется.

            Пептиды и белки различают в зависимости от величины молекулярной массы. Условно считают, что пептиды содержат в молекуле до 100 (соответствует молекулярной массе до 10000), а белки - свыше 100 аминокислотных остатков (молекулярная масса от 10000 до нескольких миллионов). При этом в пептидах различают олигопептиды, содержащие в цепи не более 10 аминокислотных остатков, и полипептиды, содержащие до 100 аминокислотных остатков.

Первичная структура белка - специфическая аминокислотная последовательность, т.е. порядок чередования α- аминокислотных остатков в полипептидной цепи.

Вторичная структура белка - конформация полипептидной цепи, т.е. способ скручивания цепи в пространстве за счет водородных связей между группами NH и CO. Одна из моделей вторичной структуры – спираль.

Третичная структура белка - трехмерная конфигурация закрученной спирали в пространстве, образованная за счет дисульфидных мостиков –S–S– между цистеиновыми остатками и ионных взаимодействий.

Четвертичная структура белка - структура, образующаяся за счет взаимодействия между разными полипептидными цепями. Четвертичная структура характерна лишь для некоторых белков, например гемоглобина.

Химические свойства

 1)     Денатурация. Утрата белком природной (нативной) конформации, сопровождающаяся обычно потерей его биологической функции, называется денатурацией. С точки зрения структуры белка – это разрушение вторичной и третичной структур белка, обусловленное воздействием кислот, щелочей, нагревания, радиации и т.д. Первичная структура белка при денатурации сохраняется. Денатурация может быть обратимой (так называемая, ренатурация) и необратимой. Пример необратимой денатурации при тепловом воздействии – свертывание яичного альбумина при варке яиц.

 2)     Гидролиз белков – разрушение первичной структуры белка под действием кислот, щелочей или ферментов, приводящее к образованию α - аминокислот, из которых он был составлен.

3)     Качественные реакции на белки:

a)     Биуретовая реакция – фиолетовое окрашивание при действии солей меди (II) в щелочном растворе. Такую реакцию дают все соединения, содержащие пептидную связь.

б)     Ксантопротеиновая реакция – появление желтого окрашивания при действии концентрированной азотной кислоты на белки, содержащие остатки ароматических аминокислот (фенилаланина, тирозина).

Вопросы для закрепления теоретического материала к лабораторной работе:

1.    Что такое денатурация? Укажите условия денатурации белковых молекул.

2.     Какие группы атомов и типы связей наиболее характерны для большинства белковых молекул?

3.    Как можно доказать наличие белков в продуктах питания , в шерстяных и шёлковых тканях?

4.    Какие вещества образуются при гидролизе белков в организме?

5.    Чем  отличается гидролиз белков от гидролиза полисахаридов?

Оборудование и реактивы: спиртовка, держатель для пробирок, пробирки, раствор гидроксида натрия (10-12 %), раствор сульфата меди (II) (0,5 моль/л), водный раствор яичного белка (готовится из расчета 1 мл белка на 5 мл насыщенного раствора поваренной соли), насыщенный раствор ацетата свинца, насыщенный раствор  сульфата меди (II), концентрированная азотная кислота,  концентрированная соляная кислота, концентрированная серная кислота, насыщенный раствор сульфата аммония, этиловый спирт, концентрированный раствор гидроксида натрия, концентрированный раствор аммиака, раствор ацетата свинца (0,5 моль/л).

ХОД РАБОТЫ

ОПЫТ 1. Свертывание белков при нагревании.

2-3 мл раствора белка налейте в пробирку и нагрейте в пламени спиртовки до кипения. Что при этом наблюдается? Чем можно объяснить это явление? Содержимое пробирки разбавьте водой. Растворяется ли осадок, если нет, то почему?

Задания:

1. Запишите в виде схемы ход эксперимента и соответствующие наблюдения.

2. Ответьте на вопросы, поставленные в тексте.

ОПЫТ 2. Осаждение белков солями тяжелых металлов.

В две пробирки налейте по 1-2 мл раствора белка и медленно, по каплям, при встряхивании прилейте в одну из них насыщенный раствор сульфата меди (II), а в другую – насыщенный раствор ацетата свинца. Что наблюдается? Затем содержимое пробирок разбавьте большим количеством воды. Что наблюдается при этом?

Задания:

1. Запишите в виде схемы ход эксперимента и соответствующие наблюдения.

2. Ответьте на вопросы, поставленные в тексте. Сделайте вывод о действии солей тяжелых металлов на белок.

ОПЫТ 3. Осаждение белков минеральными кислотами.

Налейте в одну пробирку 1 мл концентрированной азотной кислоты, в другую – 1 мл концентрированной соляной кислоты, в третью – 1 мл концентрированной серной кислоты. Каждую пробирку наклоните и осторожно влейте в нее по стенке 1-1,5 мл раствора белка так, чтобы он не смешивался с более тяжелым слоем кислоты, затем пробирку поставьте в штатив. Что наблюдается на границе раздела двух жидкостей?

Затем пробирки встряхните. Какие изменения происходят при этом в пробирках?

Задания:

1. Запишите в виде схемы ход эксперимента и соответствующие наблюдения.

2. Ответьте на вопросы, поставленные в тексте. Сделайте вывод об отношении белка к концентрированным кислотам.

ОПЫТ 4. Высаливание белков сульфатом аммония.

В пробирку налейте 1-1,5 мл раствора белка, прилейте равный объем насыщенного раствора сульфата аммония. Смесь слегка встряхните. Что наблюдается? Что происходит с белком?

Смесь разбавьте большим количеством воды. Что происходит с осадком? Какой вид свертывания белка наблюдается?

Задания:

1. Запишите в виде схемы ход эксперимента и соответствующие наблюдения.

2. Ответьте на вопросы, поставленные в тексте.

ОПЫТ 5. Осаждение белков этиловым спиртом.

В пробирку налейте 1-1,5 мл раствора белка, прилейте 2-3 мл этанола. Что наблюдается? Проверьте, растворяется ли осадок в воде. Какой вид свертывания белка наблюдается?

Задания:

1. Запишите в виде схемы ход эксперимента и соответствующие наблюдения.

2. Ответьте на вопросы, поставленные в тексте.

ОПЫТ 6. Цветные реакции на белки.

а) Ксантопротеиновая реакция.

К 1 мл раствора белка добавьте 5-6 капель концентрированной азотной кислоты до появления белого осадка или мути от свертывания белка. Реакционную смесь нагрейте до окрашивания осадка в желтый цвет.  В процессе гидролиза, происходящем при этом, осадок может частично растворяться. Смесь охладите и добавьте к ней осторожно, по каплям, избыток концентрированного раствора аммиака. Окраска при этом переходит в оранжевую. Данная реакция является качественной на белки.

Задания:

1. Запишите соответствующие наблюдения.

2. Ответьте на вопрос: какие группы атомов, остатки молекул каких органических веществ позволяют обнаружить эта реакция?

б) Биуретовая реакция.

В пробирку налейте 1-2 мл раствора белка, равный объем концентрированного раствора щелочи и 2-3 капли разбавленного раствора сульфата меди (II). Содержимое пробирки тщательно перемешайте. Жидкость при этом окрашивается в ярко-фиолетовый цвет. Эта реакция также является качественной на белки.

Задания: 

1. Запишите соответствующие наблюдения.

2. Ответьте на вопрос: какие группы атомов, остатки молекул каких органических веществ позволяют обнаружить эта реакция?

в) Сульфгидрильная реакция.

В пробирку налейте 0,5 мл раствора ацетата свинца и 2 мл раствора гидроксида натрия до растворения образовавшегося осадка гидроксида свинца (II). В результате получается плюмбит натрия Na₂PbO₂. В другую пробирку налейте 2 мл белка и прилейте из первой пробирки столько же плюмбита натрия.

Смесь нагрейте до кипения. При нагревании белок гидролизуется, и образуется сероводород, который вступает во взаимодействие с раствором Na₂PbO₂ с образованием черного или черно-коричневого осадка сульфида свинца PbS.

Задания: 

1. Запишите все соответствующие наблюдения.

2. Напишите уравнения реакций образования гидроксида свинца (II) и плюмбита натрия.

3. Что позволяет обнаружить данная реакция в белке?

ОПЫТ 7. Образование солей анилина

В пробирку налейте 0,5 мл анилина и 3 мл дистиллированной воды. Взболтайте. Что наблюдаете? В пробирку добавьте соляной кислоты до полного растворения анилина в воде. Добавьте в пробирку 1—2 мл раствора щёлочи. Что наблюдаете?

Вопросы

6.                  1. Почему при добавлении соляной кислоты происходит растворение анилина? Напишите соответствующее уравнение реакции.

7.                  2. Почему при добавлении щёлочи анилин выделяется из водного раствора? Напишите уравнение реакции.

ОПЫТ 8.  Бромирование анилина

В пробирку налейте 0,5 мл анилина и 0,5 мл дистиллированной воды. Прибавьте по каплям бромной воды до появления осадка.

Задания:

1. Почему обесцвечивается бромная вода?

2. Каково строение образующегося осадка? Напишите уравнение реакции.

ОПЫТ 9. Амфотерные свойства аминокислот

В пробирку налейте 2—3 мл раствора карбоната натрия и всыпьте щепотку глицина. Что наблюдаете? Напишите уравнение реакции.

Поместите в пробирку немного кристалликов глицина, смочите их несколькими каплями соляной кислоты и нагрейте. Что наблюдаете? Вылейте несколько капель образовавшегося раствора на часовое стекло. Наблюдайте образование при охлаждении кристаллов соли глицина. Напишите уравнение реакции.

Задания:

1. Какие свойства глицина проявляются в каждой из этих реакций?

2. Сравните форму кристаллов глицина и гидрохлорида глицина. Чем они отличаются?

ОПЫТ 10. Получение медной соли глицина

В пробирку, содержащую 2 мл раствора глицина, добавьте 1 г порошка оксида меди (II) и нагрейте до кипения.

Задания:

1. Чем обусловлено появление голубой окраски раствора?

2. Каково строение образующейся соли?

Все ответы на задания и результаты опытов записать в тетрадь.

Название опыта	Рисунок того что делаете	Наблюдения и их объяснения
Растворение белков в воде
Цветные реакции белков Биуретовая реакция Ксантопротеиновая реакция
Обнаружение белков в молоке и в мясном бульоне
Денатурация раствора белка куриного яйца спиртом растворами солей тяжелых металлов при нагревании

Вывод: Выполнив задания практического занятия я (см. учебные задачи и образовательные результаты, заявленные во ФГОС третьего поколения).

Список литературы

Габриелян О.С. Химия: учебник для студентов профессиональных учебных заведений –М.,2015.

Лабораторная работа № 7. Идентификация органических соединений. Обнаружение витамина А в подсолнечном масле. Обнаружение витамина С в яблочном соке. Определение витамина D в рыбьем жире или курином желтке. . Анализ лекарственных препаратов, производных салициловой кислоты.

Цель:  выявление уровня сформированности   знаний учащихся, установление недостатков в овладении учебным материалом

1.

1.      Просмотреть интерактивную модель электронного образовательного ресурса «Виртуальная лаборатория», которая  демонстрирует варианты заданий (тренажер).

http://www.virtulab.net/index.php?option=com_content&view=article&id=291:2009-11-14-22-37-18&catid=57:2009-11-14-21-25-00&Itemid=108

2.      Каждой группе поочередно решить  одну задачу по идентификации органических соединений в виртуальной лаборатории.

3.      Применить полученные знания на практике и выполнить экспериментальное задание (выдается каждой группе):

В пяти пронумерованных пробирках даны следующие вещества без надписей: этанол, уксусная кислота, глюкоза, глицерин, этаналь. Опытным путем определите каждое из выданных веществ. Результаты оформите в таблицу:

№ пробирки	Вещество	Уравнение реакции

4. Необходимо соблюдать правил техники безопасности при проведении опытов..

Группам обменяться итоговыми таблицами и сравнить полученные результаты, озвучивает правильные ответы (заполненная таблица демонстрируется на экране), при наличии ошибок - необходимые разъяснения.

2. Цель работы: Вспомнить из курса биологии  общее представление о витаминах, повторить классификацию витаминов. На основе межпредметных связей с биологией раскрыть важнейшую роль витаминов для здоровья человека. Дать понятие о авитаминозах и гиповитаминозах на примере важнейших представителей водо- и жирорастворимых витаминов.

Оборудование и реактивы: коллекция витаминных препаратов , аскорбиновая кислота, рыбий жир, FeCl 3- 1%, крахмальный  клейстер,  5% р-р йода, раствор брома, этанол, р-р щелочи ( Na OH).

2.1.Определение витамина А в подсолнечном масле

Для выполнения работы необходимо взять несколько сортов растительного масла.

В пробирку налейте 1 мл подсолнечного масла и добавте 2-3 капли 1 % - ного раствора Fe CL3 ( хлорид железа – 3 ). При наличии витамина А появится ярко – зеленое окрашивание.

Необходимо знать что:

Витамин А ( ретинол ) суточная потребность 0,5- 2,5 мг.

При его недостатке ухудшается зрение, замедляется рост молодого организма, особенно костей, наблюдается повреждение слизистых оболочек дыхательных путей, пищеварительной системы.

 2.2.Определение витамина   С в яблочном соке

Для выполнения работы вам необходимо взять несколько сортов яблочного сока и яблоко.

Налейте в пробирку 2 мл сока и добавте воды 8 мл. Затем влейте немного крахмального  клейстера ( 1 г крахмала на стакан воды.) Далее по каплям добавляйте  5 % - ный раствор йода до появления устойчивого синего окрашивания, не исчезающего 10-15 с. Техника определения основана на том, что молекулы аскорбиновой кислоты легко окисляются йодом. Как только йод окислит всю аскорбиновую кислоту, следующая капля окрасит раствор в синий цвет.

Необходимо знать что:

Витамин С( аскорбиновая кислота). Суточная потребность 50- 100 мг. Участвует в окислительно- восстановительных реакциях, повышает сопротивляемость организма. Он единственный связан с белковым обменом. Мало аскорбиновой кислоты- нужно много белка. Напротив ,при хорошей обеспеченности  аскорбиновой кислотой можно обойтись минимальным количеством белка. Для предупреждения  С- авитаминоза требуется 20 мг в сутки. Чтобы  бороться с витаминной недостаточностью, необходимо повысить содержание свежих овощей и фруктв в пищевом рационе.(шиповник -1200 мг,  смородина -200 мг).

2.3. Определение витамина D в рыбьем жире или курином желтке.

Для выполнения работы вам необходимо взять рыбий жир и куриный желток.

В пробирку с 1 мл рыбьего жира  прилейте 1 мл раствора брома при наличии витамина D  появляется зеленовато- голубое окрашивание.

Необходимо знать что:

Витамин D ( кальциферол). Суточная потребность 2,5- 10 мкг. Регулирует содержание кальция и фосфора в крови, минерализация костей , зубов.  Отсутствие приводит к развитию рахита у детей и размягчению костей ( остеопороз) у взрослых. Кальциферол содержится в рыбьем жире-125 мкг,  печени трески- 100 мкг говяжей печени 2, 5 мкг. Витамин D почти не разрушается при кулинарной обработке.

2.4.Анализ лекарственных препаратов, производных салициловой кислоты.

Для работы вам необходимо взять салициловую кислоту, аспирин, салол.

1.                  Разотрите в ступке таблетки каждого из этих лекарств. Перенесите в пробирки по 0,1 г каждого лекарства. Добавте в каждую пробирку 2-3 мл воды и отметьте растворимость лекарств в воде. Нагрейте на спиртовке пробирки с веществами до кипения. Что наблюдается?

2.                  Внесите в пробирки приблизительно по 0,1 г лекарственных препаратов  и добавте по 2-3 мл этанола. Что наблюдается? Нагрейте на спиртовке пробирки дот полного растворения осадков. Сравните растворимость лекарственных препаратов в воде и этаноле.

3.                  Взболтайте по 0.1 г препарата с 2-3 мл воды и добавте по 2-3 мл разбавленного раствора Na OH. Изменилась  ли растворимость веществ?

4.                  Взболтайте по 0,1 г каждого  препарата  с 2-3 мл воды и добавте несколько капель раствора хлорида железа. Что  наблюдается? Запишите записи в тетрадь.

результаты анализа.

РЕАКТИВЫ

ХОД РАБОТЫ

НАБЛЮДАЕМЫЕ ЯВЛЕНИЯ

ВЫВОД

Лабораторная работа № 8. Пластмассы и волокна. «Ознакомление с образцами пластмасс, волокон, каучуков, минералов и горных пород. Проверка пластмасс на электрическую проводимость, горючесть, отношение к растворам кислот, щелочей и окислителей. Сравнение свойств термореактивных и термопластичных пластмасс. Получение нитей из капроновой или лавсановой смолы. Обнаружение хлора в поливинилхлориде

1. часть «Ознакомление с образцами пластмасс, волокон, каучуков, минералов и горных пород. Проверка пластмасс на электрическую проводимость, горючесть, отношение к растворам кислот, щелочей и окислителей. Сравнение свойств термореактивных и термопластичных пластмасс. Получение нитей из капроновой или лавсановой смолы. Обнаружение хлора в поливинилхлориде.»

Цель работы Ознакомление на основе коллекционного материала с образцами пластмасс, волокон и каучуков, минеральных и горных пород, их применением.

Ход работы

1.      Ознакомиться с образцами пластмасс, волокон и каучуков.

Можно получить представление о внешнем виде объектов виртуальной коллекции, информацию об их составе.

http://www.virtulab.net/index.php?catid=57:2009-11-14-21-25-00&id=285:2009-11-14-22-37-18&itemid=108&option=com_content&view=article

2.      Запишите свойства пластмасс, волокон, каучуков в таблицу.

3.       

Название	Цвет	Твердость	Эластичность	Хрупкость	Отношение к горению	Отношение к кислотам	Отношение к щелочам
Полиэтилен
Тефлон
Хлопок
Шерсть
Натуральный каучук
Бутадиеновый каучук

4.      Сравнить горные породы.

Отличительные признаки	Гранит	Мел
Цвет
Прозрачность
Блеск
Излом
Твёрдость
Вес
Происхождение

Сформулируйте вывод.

 2 часть: Цель: научиться экспериментально распознавать пластмассы и волокна

Ход работы:

1. Выданы четыре пакетика с образцами пластмасс (без надписей):

Вариант 1 а) Фенопласт; б) целлулоид; в) полиэтилен; г) капрон.

Вариант 2 а) Поливинилхлорид; б)полистирол; в) полиметилметакрилат; г) целлулоид.

Определите по характерным свойствам, какая пластмасса находится в каждом из пакетиков.

2. Выданы четыре пакетика с образцами волокон (без надписей):

Вариант 1

"а) Вискозное волокно; б) нитрон; в) шерсть; г) лавсан.

Вариант 2 а) Хлопчатобумажное волокно; б) ацетатное волокно; в) хлорин; г) капрон.

Определите по характерным свойствам, какое волокно находится в каждом из пакетиков.

Для выполнения работы № 8 используйте таблицы по распознаванию волокон и пластмасс из учебника по органической химии или следуйте инструкциям, данным учителем.

Выполнение работы:

1. Вариант 1.

	Внешний вид	Отношение к нагреванию	Испытание в пламени
Фенопласт	Твердый, темного цвета (от коричневого до черного)	При нагревании разлагается

	Внешний вид	Отношение к нагреванию	Испытание в пламени
Целлулоид	Твердый, прозрачный, может быть окрашен в разные цвета	Термопластичен
Полиэтилен	Полупрозрачный, эластичный, жирный на ощупь	Термопластичен, из расплава можно вытянуть нити	Горит пламенем, продолжает гореть вне зоны пламени, запах горящей свечи
Капрон	Эластичен, может иметь цвет от белого до черного	Легко размягчается, из расплава вытягивается в нити	Горит светящимся пламенем, распространяя неприятный запах, горит и вне пламени

1. Вариант 2.

	Внешний вид	Отношение к нагреванию	Испытание в пламени
Поливинил хлорид	Эластичен, в массе жесткий, может быть окрашен в разные цвета	Быстро размягчается	Горит коптящим пламенем, выделяя хлорводород, вне зоны пламени не горит
Полистирол	Прозрачен или имеет молочный цвет, хрупкий	Термопластичен, из расплава вытягивается в нити	Горит сильно коптящим пламенем, испуская характерный запах, горит вне пламени
Полиметилметакрилат	Твердый, прозрачный, может быть окрашен в разные цвета	Термопластичен, из расплава в нити не вытягивается	Горит желтым пламенем с характерным потрескиванием, испуская эфирный запах
Целлулоид	Твердый, прочный, может быть окрашен в разные цвета	Термопластичен

2. Вариант 1.

	Испытание в пламени	H2SO4 конц	10% раствор NaOH	Ацетон
Вискозное волокно	Горит быстро с запахом жженой бумаги. После горения остается серый пепел	Растворяется, образуя раствор кирпичного цвета	Сильно набухает, разрушается	Не растворяется
Нитрон	Горит, образуя темный рыхлый неблестящий шарик	Растворяется	Не растворяется	Не растворяется
Шерсть	Горит с запахом жженого пера, остается пепел	Растворяется	Не растворяется	Не растворяется
Лавсан	Горит коптящим пламенем с образованием темного блестящего шарика	Растворяется	Не растворяется	Не растворяется

2. Вариант 2.

	Испытание в пламени			Ацетон
Хлопчато бумажное волокно	Горит быстро с запахом жженой бумаги, после горения остается серый пепел	Растворяется	Не растворяется, набухает	Не растворяется
Ацетатное волокно	Горит быстро, образуя нехрупкий темнобурый шарик	Растворяется	Желтеет, разрушается	Растворяется
Хлорин	Горит небольшим коптящим пламенем, образуя хрупкий черный шарик. Вне зоны пламени не горит	Не растворяется	Не растворяется	Растворяется
Капрон	Плавится, образуя темный блестящим шарик, горит с неприятным запахом	Растворяется	Не растворяется	Не растворяется

Сделайте выводы.

Раздел 1. Общая и неорганическая химия.

Практическая работа № 3. Характеристика химического элемента по положению в ПСХЭМ. Сравнение свойств простых веществ, оксидов и гидроксидов элементов III периода»

1 часть

Учебная цель: формировать умение работать с таблицей «Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева», составлять электронные и электронно-графические схемы строения атомов химических элементов по предложенному образцу.

Учебные задачи:

1.    Научиться видеть, что Периодическая таблица химических элементов – графическое отображение периодического закона.

2.    Рассмотреть структуру периодической таблицы: периоды (малые и большие), группы (главная и побочная).

3.    Уметь определять  строение электронных оболочек атомов элементов малых периодов и особенности строения электронных оболочек атомов элементов больших периодов (переходных элементов) по положению химического элемента в Периодической системе.

Образовательные результаты, заявленные во ФГОС третьего поколения:

Студент должен

иметь практический опыт: составления схем строения атомов химических элементов по

предложенному образцу;

знать: закон периодичности;

уметь: применять знания о законе периодичности при составлении схем строения атомов химических элементов на практике;

владеть: навыками работы с таблицей: «Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева».

Задачи практического занятия:

1.    Повторить теоретический материал по теме практического занятия.

2.    Ответить на вопросы для закрепления теоретического материала.

3.    Определить местоположение химического элемента в таблице «Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева».

4.    Составить электронные и электронно – графические схемы строения атомов химических элементов.

5.    Оформить отчет.

Обеспеченность занятия (средства обучения)

1.    Сборник методических указаний для студентов по выполнению практических занятий и     лабораторных работ по учебной дисциплине «Химия».

2.    Таблица «Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева».

3.    Тетрадь для практических занятий и лабораторных работ в клетку.

4.    Ручка.

5.    Простой карандаш.

6.    Линейка.

Краткие теоретические и учебно-методические материалы

 по теме практического занятия

Периодическая система – это графическое изображение закона периодичности.

Сведения, которые можно получить о каждом элементе из периодической таблицы элементов: порядковый (атомный номер), символ элемента, название элемента, относительная атомная масса, распределение электронов по слоям.

Порядковый номер = Численный заряд ядра = Число протонов = Число электронов

Основными структурными единицами системы элементов являются период и группа.

Период – это горизонтальный ряд элементов, в котором имеет место закономерное изменение свойств элементов от типично металлических к типично неметаллическим и далее к благородным газам.

Номер периода = Число заполненных электронных слоёв = Номер внешнего электронного слоя

В таблице семь периодов. В 1-м периоде всего два элемента. Во 2-м и 3-м периодах содержится по восемь элементов. Это малые периоды. Затем идут большие периоды: в 4-м и 5-м периодах – восемнадцать элементов, в 6-м – тридцать два элемента, а в 7-м (последнем) пока известно двадцать восемь химических элементов.

В системе 10 рядов. Малые периоды состоят из одного ряда. Большие периоды – из двух рядов: верхний ряд – чётный, нижний – нечётный.

Группы периодической системы (вертикальные столбцы) содержат элементы, свойства которых подобны. Каждая группа состоит из двух подгрупп: главной и побочной.

Подгруппы, в которые входят элементы малых и больших периодов, называются главными.

Подгруппы, в которые входят элементы только больших периодов, называются побочными.

Элементы, имеющие одинаковое число внешних электронов, стоят в одной и той же группе.

Номер группы = Число внешних электронов

Правила написания электронной формулы

1.Число электронных слоёв в атоме определяется номером периода, в котором находится элемент.

2.Число электронов на внешнем уровне для элементов главных подгрупп равно номеру группы.

3.У атомов элементов побочных подгрупп сначала заполняется предвнешний уровень, а затем снова внешний.

Вопросы для закрепления теоретического материала к практическому занятию:

1.    Сформулируйте закон периодичности.

2.    Почему число элементов в периодах соответствует ряду чисел 2-8-18-32?

3.    На основе теории строения атомов поясните, почему группы элементов разделены на главные и побочные.

4.    По каким признакам различают s-; p-; d-;  f-элементы?

5.    Почему численное значение валентности не всегда совпадает с числом электронов на наружных энергетических уровнях?

Задания для практического занятия

 В карточке указаны химические элементы, определите их положение в Периодической системе и составьте схемы строения их атомов по предложенному образцу.

 Инструкция по выполнению практического занятия

1.    С помощью простого карандаша, линейки и ручки, покажите какую информацию можно получить  о данном химическом элементе из таблицы  «Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева».

2.    Определите: период, ряд, группу и подгруппу в которых находиться данный химический элемент.

3.    Составьте электроно – графическую схему строения атома данного химического элемента.

4.    Составьте электронную схему строения атома данного химического элемента.

 Методика анализа результатов, полученных в ходе практического занятия

1.    Выберите химический элемент из предложенного списка.

2.    Используя инструкцию по выполнению практического занятия, охарактеризуйте выбранный вами химический элемент.

3.    Работу со следующим химическим элементом следует начинать только после полного разбора преведущего элемента.

Порядок выполнения отчёта по практическому занятию

1.    В тетради для практических занятий и лабораторных работ напишите номер, название и 

     учебную цель занятия.

2.    Ответьте на вопросы для закрепления теоретического материала к практическому занятию.

3.    Произведите разбор химического элемента по предложенному в инструкции по выполнению практического занятия алгоритму.

4.    Разберите согласно предложенному образцу все химические элементы предложенные в карточке.

5.    Запишите вывод о проделанной работе, отразите, на сколько успешно Вы справились с учебными задачами практического занятия и реализованы ли образовательные результаты, заявленные во ФГОС третьего поколения.

 Образец отчёта по практическому занятию

Практическое занятие №3  «Определение положения элемента в Периодической системе. Составление схем строения атомов по предложенному образцу».

Учебная цель:   формировать умение работать с таблицей «Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева», составлять электронные и электронно-графические схемы строения атомов химических элементов по предложенному образцу.

Ответы на вопросы для закрепления теоретического материала

к практическому занятию

1.    …………………………………………………………………………………………………….

2.    …………………………………………………………………………………………………….

3.    …………………………………………………………………………………………………….

4.    …………………………………………………………………………………………………….

5.    …………………………………………………………………………………………………….

Рубидий.

1.      

2. Период       5

Ряд              5      

            Группа        I

            Подгруппа  а   

3. ₃₇Rb   )         )         )        )      )                              4. 1s² ; 2s²; 2p⁶; 3s²;  3p⁶;  3d¹⁰;  4s²;  4p⁶;  5s²

         2е      8е      18е    8е    1е

5п. ↑↓

4п. ↑↓      ↑↓ ↑↑ ↑↓

3п. ↑↓      ↑↓ ↑↑ ↑↓      ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

2п. ↑↓      ↑↓ ↑↑ ↑↓

1п. ↑↓     

Аналогично разберите все предложенные в карточке химические элементы.

Часть 2 Сравнение свойств простых веществ, оксидов и гидроксидов элементов III периода»

Цель: Изучить свойства оксидов и гидроксидов элементов III периода.

Задачи:  установление закономерности в изменении свойств оксидов и гидроксидов элементов III периода, сформировать понятие об амфотерности.

Оборудование и Химреактивы: таблицы «Периодическая система химических элементов Д.И Менделеева», «Растворимость кислот и оснований в воде», «Относительная электроотрицательность элементов. Демонстрационный штатив с пробирками, капельница; Гидроксиды элементов III периода, индикаторы, соляная кислота, раствор хлорида алюминия.

Теоретические основы

Ход работы

1.    Составить  формулы оксидов элементов III периода и определить вид химической связи в каждом случае:

Na2O

MgO

Al2O3

SiO2

P2O5

SO3

Cl2O7

2.    Используя опорный конспект (приложение 1), предлагаю учащимся охарактеризовать свойства основных и кислотных оксидов, выполнив упражнение:

1) MgO + HCl →		2) SO3 + NaOH→
3) Na2O + H2O→		4) P2O5+H2O→

3.    Под  формулами оксидов элементов III периода записать формулы их гидроксидов.

Na2O

MgO

Al2O3

SiO2

P2O5

SO3

Cl2O7

NaOH

Mg(OH)2

Al(OH)3

H2SiO3

H3PO4

H2SO4

HClO4

4.    С помощью каких веществ можно доказать принадлежность гидроксида к основаниям или кислотам?

5.    Испытать раствором лакмуса каждый из предложенных гидроксидов. Какой вывод следует?

NaOH

Mg(OH)2

H3PO4

H2SO4

Вывод: в растворах гидроксидов металлов фиолетовый лакмус изменяет окраску в синий цвет, а в растворах кислот – в красный. 

6.    Составить уравнение электролитической диссоциации щелочи и кислоты:

NaOH ↔ Na⁺+OH^- (образуется гидроксид –ион, изменяющий окраску лакмуса в синий цвет)
H₂SO₄+H₂O↔H₃O++HSO^4- (образуется ион оксония, т.е. гидратированный протон Н⁺(Н2О), изменяющий окраску лакмуса в красный цвет).

7.                  Укажите характер гидроксидов, их растворимость в воде.

Na2O

MgO

Al2O3

SiO2

P2O5

SO3

Cl2O7

NaOH

Mg(OH)2

Al(OH)3

H2SiO3

H3PO4

H2SO4

HClO4

Щелочь

Малораств. основание

Нерастворимые вещества

растворимые кислоты

8.                  Установить закономерность изменения свойств гидроксидов:

-                      Какое основание сильнее NaOH или Mg(OH)₂

-                      Сравните силу кислот как электролитов. Назовите самую слабую из них и самую сильную.

9.                  Отметьте на схеме, как изменяются основные и кислотные свойства гидроксидов с увеличением порядковых элементов III периода

Na2O

MgO

Al2O3

SiO2

P2O5

SO3

Cl2O7

NaOH

Mg(OH)2

Al(OH)3

H2SiO3

H3PO4

H2SO4

HClO4

Щелочь

Малораств. основание

Нерастворимые вещества

растворимые кислоты

Основные свойства ослабевают —>

кислотные свойства усиливаются —>

10.    Разобраться почему основные свойства гидроксидов элементов III периода ослабевают, а кислотные – усиливаются, почему гидроксид натрия обладает большим основным характером, чем гидроксид магния? На эти задания  помогут  ответить наводящие вопросы:

-          Из каких частиц состоят эти вещества? (Из катионов металла и гидроксид-анионов)

-          Какая связь образуется между ионами? (ионная).

-          Составьте уравнение реакции диссоциации гидроксида натрия.

-          Почему химическая связь разрывается между натрием и кислородом?
Кислород – сильноэлектроотрицательный элемент, он оттягивает электронную плотность связи с натрием на себя, атом натрия превращается в ион. Кроме того, ион натрия имеет большой размер, следовательно, длина связи натрия с кислородом большая, поэтому связь слабая. Этим объясняется хорошая растворимость гидроксида натрия и распад электролита на ионы с освобождение гидроксид-аниона.

-          Сравните размеры ионов натрия и магния, а также величины из зарядов.
размер иона натрия больше, а величина заряда иона натрия меньше, чем у иона магния.

-          Подумайте, в каком случае будет прочнее связь: между катионом натрия и гидроксид-анионом, или между катионом магния и гидроксид-анионом? Почему?
между катионом магния и гидроксид-анионом связь более прочная, т.к. заряд катиона магния больше, а размер меньше. Поэтому способность катиона магния удерживать гидроксид-анион больше, т.е. процесс распада его как электролита затруднен по сравнению с гидроксидом натрия. Гидроксид магния более слабое и мене растворимое основание, чем гидроксид натрия.

-          Что же тогда можно сказать о свойстве гидроксида алюминия? (По причине увеличения заряда катиона алюминия Al³⁺ и уменьшения его размера отрыв гидроксид-аниона еще более затруднен. Гидроксид алюминия нерастворимое и малодиссоциирующее в воде вещество).

Получение гидроксида алюминия и исследование его свойств.

Получить гидроксид алюминия. Подбираем вещества для реакции ионного обмена, проводим опыт, составляем уравнение реакций:

Al³⁺+3OH^- =Al (OH)₃↓ (это нерастворимое в воде основание)

Исследовать свойства гидроксида алюминия:

1) В одну пробирку со свежеосажденным гидроксидом алюминия добавляем раствор соляной кислоты – наблюдаем растворение осадка. Составляем уравнения реакций:

Al(OH)₃+3HCl= AlCl₃+3H₂O
Al(OH)₃+3H⁺=Al³⁺+3H₂O

Делаем вывод, что гидроксид алюминия проявил себя, как основание.

2) В другую пробирку с гидроксидом алюминия добавляем раствор щелочи – наблюдаем растворение осадка. В этом случае гидроксид алюминия проявил свойства кислоты.

Подумайте, как это можно объяснить? Сопоставьте размеры ионов магния и алюминия, величины их зарядов, а также относительные электроотрицательности элементов. К чему это приводит?

размер катиона алюминия меньше размера катиона магния, а величина заряда и электроотрицательность – больше, чем у магния.

  К уменьшению заряда на атоме кислорода гидроксогруппы, и, следовательно, к облегчению отщепления катиона водорода. Вот почему гидроксид алюминия проявляет свойства кислоты.

Существует кислотная форма гидроксида алюминия HAlO₂ – металюминиевая кислота. Это очень слабая кислота, но она взаимодействует со щелочью с образованием соли и воды:

Таким образом, гидроксид алюминия проявляет как свойства основания, так и свойства кислоты, т. е. является амфолитом или амфотерным соединением (вносим эту информацию в схему).

Na2O

MgO

Al2O3

SiO2

P2O5

SO3

Cl2O7

NaOH

Mg(OH)2

Al(OH)3

H2SiO3

H3PO4

H2SO4

HClO4

Щелочь

Малораств. основание

Нерастворимые вещества

растворимые кислоты

амфотерный гидроксид

Основные свойства ослабевают —>

кислотные свойства усиливаются —>

11.   Теперь ответим на вопрос, почему кислотные свойства гидроксидов элементов III периода усиливаются? На эти задания  помогут  ответить наводящие вопросы:

-          Как вы считаете, в молекулах кислот связи ковалентные или ионные? (ковалентные полярные).

-          Почему они полярные? (Соединяются элементы с различной электроотрицательностью).

-          Сравните значение относительных электроотрицательностей элементов Si, P, S, Cl. Как они изменяются? (увеличиваются). Обратите внимание на значение относительной электроотрицательности элемента кислорода (оно больше, чем у Si, P, S, Cl) Связь считается боле полярной, если разность значений электротрицательностей соединяющихся элементов больше.

-          Определите, в какой из кислот степень полярности ковалентной связи атома неметалла с атомом кислорода больше: в кремниевой или в фосфорной?
 (связь атомов кремния и кислорода более полярная) Электронная плотность связи кремния с кислородом сильно смещена к атому кислорода, поэтому он приобретает большой отрицательный заряд. По этой причине атом водорода сильно притягивается к атому кислорода, что делает связь О-Н более прочной. Это препятствует процессу диссоциации. Кремниевая кислота практически не диссоциирует на ионы и в воде нерастворима.

-                    Как изменяется полярность связи Р-О в молекуле фосфорной кислоты?
она уменьшается, т. е. электронная плотность на атоме кислорода становится меньше, прочность связи атомов кислорода и водорода ослабевает.

-                    Как это влияет на свойства фосфорной кислоты?
что фосфорная кислота электролит средней силы и в воде растворяется.
Н₃РО₄+Н₂О ↔ Н₃О⁺+Н₂РО₄^-

-                 Почему серная и хлорная кислоты являются сильными электролитами. Покажите смещение электронной плотности связей на электронных формулах и объясните, почему серная кислота сильнее фосфорной.

Такая же закономерность в изменении свойств характерна и для оксидов

Na2O

MgO

Al2O3

SiO2

P2O5

SO3

Cl2O7

Основные оксиды

амфотерный гидроксид

кислотные оксиды

Вывод:

Обсужденные закономерности наблюдаются во всех периодах периодической системы химических элементов.  При переходе от элемента к элементу слева направо по периоду свойства их оксидов и гидроксидов закономерно меняются от основных через амфотерные к кислотным.

Вывод: Выполнив задания практического занятия я (см. учебные задачи и образовательные результаты, заявленные во ФГОС третьего поколения).

Список литературы

Габриелян О.С. Химия: учебник для студентов профессиональных учебных заведений –М.,2015.

Практическая работа № 4.Реакции, идущие с образованием осадка,

 газа или воды для органических и неорганических кислот» . Скорость химических реакций. Химическое равновесие

Часть 1

Цель работы: ознакомиться на практике с реакциями ионного обмена различных типов и условиями их протекания.

Оборудование и реактивы: Штатив с  пробирками; растворы: хлорида бария, сульфата меди, сульфата натрия, гидроксида натрия, карбоната натрия, соляной кислоты, уксусной кислоты,  фенолфталеина.

Ход работы:

1.       В пробирку налейте 2 мл раствора хлорида бария и добавьте столько же раствора сульфата натрия. Что наблюдаете? Сделайте вывод и напишите уравнение химической реакции в молекулярном и сокращенном ионном виде.

2.       В пробирку налейте 2 мл раствора сульфата меди и прилейте раствор гидроксида натрия. Что наблюдаете? Сделайте вывод и напишите уравнение химической реакции в молекулярном и сокращенном ионном виде.

3.       Налейте в пробирку 2 мл раствора карбоната натрия, добавьте 1мл соляной кислоты. Что наблюдаете? Сделайте вывод и напишите уравнение химической реакции в молекулярном и сокращенном ионном виде.

4.       Налейте в пробирку 2 мл гидроксида натрия, добавьте каплю фенолфталеина. Что наблюдаете? Затем добавьте по каплям соляную кислоту до полного обесцвечивания раствора. Сделайте вывод и напишите уравнение химической реакции в молекулярном и сокращенном ионном виде.

5.       В пробирку налейте 2 мл раствора карбоната натрия и добавьте столько же раствора уксусной кислоты. Что наблюдаете? Сделайте вывод и напишите уравнение химической реакции в молекулярном и сокращенном ионном виде.

6.       В пробирку налейте 2 мл раствора гидроксида меди (II) и добавьте столько же раствора уксусного альдегида, нагрейте пробирку с содержимым. Что наблюдаете? Сделайте вывод и напишите уравнение химической реакции в молекулярном и сокращенном ионном виде.

По итогам проведенных опытов заполните таблицу, сделайте вывод об условиях протекания реакций ионного обмена до конца.

Образец выполнения работы 

Порядок выполнения работы	Химизм процесса
1. В пробирку с сульфатом натрия приливаем раствор хлорида бария. Выпадает осадок белого цвета	Na2SO4 + BaCl2 = 2NaCl + BaSO4↓ 2Na+ + SO42- + Ba2+ + 2Cl- = 2Na+ + 2Cl- + BaSO4↓ Ba2+ + SO42- = BaSO4↓ Реакция ионного обмена протекает до конца, т.к. выпадает осадок.

Вывод: ознакомились на практике с реакциями ионного обмена, изучили условия, при которых они протекают до конца.

Часть 2

Цель работы: выявить влияние факторов на скорость химической реакции

№1. К одинаковым объемам соляной и уксусной кислот добавьте кусочки цинка. Сравните скорости этих двух реакций. Объясните причину различия скоростей.

№2. Поместите в одну пробирку кусочек мела, в другую - измельченный мел и прилейте одинаковые объемы соляной кислоты. Сравните скорости реакции и объясните причину различия.

№3. В пробирки положите кусочки цинка, одновременно налейте одинаковые объемы растворов серной кислоты разной концентрации. Сравните скорости этих двух реакций.

№4.  Приготовьте гидроксид меди, разлейте в 2 пробирки. Одну пробирку нагрейте. Заметьте время, через которое появится черный оксид меди (II) при нагревании и без него. Сделайте вывод о зависимости скорости реакции от температуры.

Сделайте вывод о факторах, влияющих на  скорость химической реакции.

Факторы, влияющие на смещение химического равновесия.

№1.  К 1 мл раствору  хлорида железа (III) прилейте  1 мл раствор роданида калия KSCN. Разделите полученный раствор на 4 пробирки.  В первую пробирку прилейте насыщенного раствора хлорида железа; во вторую – раствор роданида калия; в третью -  насыпьте хлорид калия; четвертую оставьте для сравнения. Сравните интенсивность окраски полученных растворов, сделайте вывод о влиянии концентрации исходных веществ и продуктов на равновесие реакции.

№2.  Добавьте в две пробирки раствор крахмального клейстера. Влейте в пробирки по1 капле раствора иода. Одну пробирку нагрейте. После этого охладите нагретую пробирку. Опишите наблюдения, объясните причины наблюдаемых явлений. Сделайте вывод о тепловом эффекте прямой и обратной реакций.

 Сделайте вывод о факторах, влияющих на смещение химического равновесия.

Практическая работа № 5. Расчётные задачи на вычисление массовой доли и массы растворенного вещества.

Цель: систематизировать приобретённые теоретические знания, необходимые для решения расчётных задач; закрепить умения решать задачи разных типов; формировать умения применять полученные знания в повседневной жизни; развивать логическое мышление, память, внимание; формировать самостоятельность в выполнении поставленных заданий; учиться рационально использовать время; формировать умения работать в парах.

- как обозначается массовая доля растворённого вещества?

- какой формулой выражается массовая доля растворённого вещества?

	Массовая доля растворённого вещества – это величина, которая

 

W=m(ве-ва) :m(ра-ра) × 100% ;

m(ве-ва) = W×m(ра-ра) : 100%;m(ра-ра)= m(ве-ва):W× 100%

5. Первичные применение приобретённых знаний (пробные упражнения). Работа в парах по заготовленным алгоритмам ученики решают предложенные задачи. Обговариваются результаты работы и делаются записи решений задач на доске.

Алгоритм 1 Вычисление массовой доли вещества в растворе 1.Вычислить массу предложенного раствора по формуле: m(р-ра)=m(ве-ва) +m(H2O) 2.Вычислить массовую долю вещества в растворе по формуле: W=m(в-ва) :m(р-ра) ×100% Алгоритм 2. Вычисление массы вещества и массы воды, необходимых для приготовления раствора 1.Вычислить массу вещества по формуле: m(в-ва)=W×m(р-ра) : 100% 2.Вычислить массу воды по формуле: m(H2O)=m(р-ра) –m(в-ва) Алгоритм 3. Определение массовой доли газообразного вещества в растворе 1.Вычислить количество растворённого вещества по формуле: n=V:Vm 2.Вычислить массу растворённого вещества: =n×M 3.Вычислить массу раствора: m(р-ра)=m(в-ва)+m(H2O) 4.Вычислитьмассовую долю вещества в растворе по формуле:W=m(в-ва) :m(р-ра) ×100% Алгоритм 4. Определение массовой доли вещества, если к раствору прилили воду 1.Вычислить массу исходного раствора по формуле: m1(р-ра)=ϸ×V1(р-ра) 2.Вычислите массу вещества в исходном растворе по формуле:m(в-ва)=W×m(р-ра) : 100% 3. Вычислить массу полученного раствора: mпол.(р-ра)=m1(в-ва)+m(H2O) 4.Вычислитьмассовую долю вещества в полученном растворе по формуле:W=m1(в-ва) :mпол.(р-ра) ×100% Алгоритм 5 Вычисление массовой доли  вещества, если в раствор добавили растворённое вещество 1.Вычислите массу вещества в исходном растворе по формуле:m1(в-ва)=W×m(р-ра) : 100% 2.Вычислить общую массу растворённого вещества в растворе по формуле: m(в-ва)=m1(в-ва) +m2(в-ва) 3. Вычислить общую массу раствора по формуле: m(р-ра)=m1(р-ра) +m(в-ва) 4. Вычислить массовую долю вещества в конечном растворе по формуле:W=m(в-ва) :m(р-ра) ×100%

Хлорид натрия массой 6 г. растворили в воде массой 194г. Какая массовая доля хлорида натрия в растворе. Сколько граммов гидроксида натрия необходимо взять для приготовления раствора массой 500г с массовой долей 10%. В воде массой 2кг растворили хлороводород  объёмом 224л.Какая массовая доля хлороводорода в растворе? Раствор объёмом 1 литр и плотностью 1,31г/мл, в котором массовая доля азотной кислоты составляет 50%, разбавили водой массой 690г. Какая массовая доля кислоты в полученном растворе? К раствору массой 300г с массовой долей 15% добавили соль массой 5г. Какая массовая доля соли в новом растворе?

 Применение знаний и умений в стандартных условиях. Индивидуальная работа. Решение задач по сборнику.

Лабораторная работа № 9. Приготовление растворов различных видов концентрации Реакции ионного обмена.

Часть 1Цели и задачи:

1. Научиться высчитывать  и приготавливать раствор заданной концентрации веществ;
2. Производить пересчёт одной концентрации растворенного вещества в другую.

В результате выполнения практической работы студент должен:

уметь:

·     выполнять химические опыты по приготовлению растворов с заданной концентрацией;

·     определять массу раствора;

·     определять массовую долю растворённого вещества.

·      знать:

·     способы точного выражения концентрации растворов;

·      области применения растворов, имеющих определённую концентрацию.

Оборудование: электронные весы, коническая колба, цилиндр, фильтровальная бумага.

Химические реактивы: пищевая сода (гидрокарбонат натрия), медный купорос (сульфат меди), вода.

Теоретическая часть

Раствор – это двухкомпонентная система, состоящая из растворённого вещества и растворителя.

m_р-ра= m_{р в-ва}+m_р-ля

Можно приготовить растворы с различным содержанием растворённого вещества. Поэтому для каждого раствора необходимо указывать его концентрацию.

В химии пользуются несколькими способами  выражения концентрации раствора: массовой долей растворённого вещества, молярной концентрацией, нормальной концентрацией (молярной концентрацией эквивалентов)

Массовая доля растворённого вещества w – это отношение массы растворённого вещества к общей массе раствора, выраженная в процентах. Определяется по формуле (1):

(1)

Массовую долю растворённого вещества обычно выражают в  процентах или в долях единицы.

Объёмная доля растворённого вещества w – это отношение объёма растворённого вещества к общему объёму  раствора. Определяется по формуле (2):

(2)

Практическая часть

Опыт№1 Приготовление раствора с заданной концентрацией

1Приготовить 200 мл  3%  раствора соды (для приготовления нейтрализующей жидкости, полоскания горла, обработки аккумулятора).

Ход работы:

1         Рассчитать количество воды и соды, необходимого для приготовления раствора. Вычисления оформить в виде решения задачи.

2          С помощью весов и мерного цилиндра отмерить необходимое количество веществ и получить раствор заданной концентрации.

Опыт№2  Разбавление растворов

Приготовить 50г 10% раствора медного купороса (сульфата меди II). Сколько воды необходимо добавить, чтобы из приготовленного раствора получить 3%  раствор (для обработки культурных растений от вредителей)

Ход работы:

1.                                                                                                                                                                                     Рассчитать количество воды и соли, необходимого для приготовления  10% раствора. Вычисления оформить в виде решения задачи.

2.                                                                                                                                                                                    Из полученного раствора приготовить 3% раствор.

Алгоритм действия:

а) определить массу воды и соли, содержащихся в 10% растворе (m₁);

б) определить массу 3% раствора (m₂);

в) вычислить массу воды, которую необходимо добавить для разбавления 10% раствора.

Контрольные задачи

1. Сколько граммов пищевой соды необходимо для взаимодействия 100мл 4 н. раствора уксусной кислоты.
2. Вычислите массу 9% раствора уксуса, которая потребуется для полного гашения соды массой 10г.?
3. Рассчитайте массу уксусной кислоты, которую необходимо затратить для получения сложного эфира, в реакции с 200 мл 96 % раствора этанола (плотностью раствора 0,8 г/мл).
4. в 1 л воды растворили 400г сахарного песка. Вычислите массовую долю сахара в растворе.

Часть 2

Учебная цель: отработать навыки составления уравнений реакций в молекулярной и ионной формах. 

Учебные задачи:

1.       Закрепить знания по теме "Реакции ионного обмена";

2.       Исследовать необратимые реакции;

Образовательные результаты, заявленные во ФГОС третьего поколения:

Студент должен

иметь практический опыт: составления  уравнений химических реакций в молекулярной и ионной формах;

уметь: работать в лаборатории с соблюдением правил ТБ;

знать: условия необратимости реакций ионного обмена;

владеть:  практическими навыками проведения реакций ионного обмена.

 Задачи лабораторной работы:

1.       Повторить теоретический материал по теме лабораторной  работы.

2.       Ответить на вопросы для закрепления теоретического материала.

3.       Провести реакции ионного обмена.

4.       Оформить отчет.

Обеспеченность занятия (средства обучения):

1.    Сборник методических указаний для студентов по выполнению практических занятий и  лабораторных работ по учебной дисциплине «Химия».

2.    Таблица «Растворимость кислот, солей и оснований в воде».

3.    Тетрадь для практических занятий и лабораторных работ в клетку.

4.    Ручка.

5.    Простой карандаш.

6.    Линейка.

7.    Растворы: кислот -  соляной, серной; гидроксида натрия, индикаторов - фенолфталеина, метилоранжа, синего лакмуса;  солей - карбонат натрия, нитрат бария, сульфат алюминия, сульфат меди (II), хлорид аммония, хлорид кальция; дистиллированная вода; кювета для капельного анализа, пипетка, стеклянная палочка, универсальная индикаторная бумага.

Краткие теоретические и учебно-методические материалы

по теме лабораторной работы

Распад электролитов на ионы при растворении в воде или расплавлении называется электролитической диссоциацией. Электролиты – вещества, проводящие электрический ток в растворенном или расплавленном состоянии. К электролитам относятся вещества с ионной связью: соли, основания и полярные молекулы кислот.

Вещества, которые в растворенном или расплавленном состоянии не проводят электрического тока, называются неэлектролитами.

Классификация электролитов Степень электролитической диссоциации Сила электролита Примеры α  >  30% сильные кислоты H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HI основания Ме(OH)n Р., М. в воде соли Р. в воде 3% < α < 30% средние кислоты HF , H2SO3, Н3PO4 основания Fe(OH)3 α < 30% слабые кислоты H2CO3,  H2SiO3, H2S, СН3СООH основания Ме(OH)n Н. в воде и NH4OH соли М. в воде	Электролитическая диссоциация: I. Кислот 1. HCl D H+ + Cl-,   HCl + H2O D H3O+ + Cl-, 2. H2SO4 D 2H+ + SO42-. 3. Ступенчатая диссоциация  кислот:       H3PO4 D H+ + H2PO4-,       H2PO4- D H+ + HPO42-,       HPO42- D H+ + PO43-. II.  Щелочей NaOH D Na+ + OH-, Ca(OH)2 D Ca2+ + 2OH-. III. Солей BaCl2 D Ba2+ + 2Cl-, Ca(NO3)2 D Ca2+ + 2NO3-, Al2(SO4)3 D 2Al3+ + 3SO42-
Реакции обмена между растворами электролитов идут до конца, если образуется малодиссоциирующее вещество, или вещество, практически нерастворимое, выделяющееся из раствора в виде осадка или газа.

Алгоритм составления реакций ионного обмена (РИО)

в молекулярном, полном и кратком ионном виде

1).  Записываем уравнение РИО в          молекулярном виде:	Взаимодействие серной кислоты и хлорида бария:                              II  II          I   I H2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2HCl
2). Используя ТР указываем растворимость веществ воде: - Если продукт является М  или Н – оно выпадает в осадок, справа от химической формулы ставим знак ↓; - Если продукт является газом, справа от химической формулы ставим знак ↑.	Р             Р            Н               Р H2SO4 + BaCl2 = BaSO4 ↓+ 2HCl Молекулярный вид
3). Записываем уравнение РИО в полном ионном виде.	2H+ + SO42- + Ba2+ + 2Cl- = BaSO4 ↓+ 2H+ + 2Cl- Полный ионный вид
4). Записываем уравнение реакции в кратком ионном виде. Сокращаем одинаковые ионы, вычёркивая их из уравнения реакции.	SO42- + Ba2+ + = BaSO4 ↓ Краткий  ионный вид Вывод – данная реакция необратима, т.е. идёт до конца, т.к. образовался осадок  BaSO4 ↓

Вопросы для закрепления теоретического материала к лабораторной работе

1.    Как называются реакции между кислотой и основанием? Почему?

2.    Составить молекулярные уравнения для реакций, если краткие ионные уравнения имеют    

     вид:  a) Ca²⁺ + CO₃^2- → CaCO₃↓,         б) 2H⁺ + SO₃^2-  → H₂O + SO₂↑.

3.    Для уравнений реакций составьте ионные уравнения:
      а) Fe(OH)₃$ + 3HCl → FeCl₃ + 3H₂O,     б) Ca(OН)₂ + 2HNO₃ → Ca(NO₃)₂ + 2H₂O.

Задания для лабораторной работы:

Задание № 1. Проведите реакции ионного обмена.

Задание № 2. Составьте соответствующие уравнения химических реакций в молекулярном и ионном видах.

Вывод: Выполнив задания лабораторной работы я (см. учебные задачи и образовательные результаты, заявленные во ФГОС третьего поколения).

Список литературы

Габриелян О.С. Химия: учебник для студентов профессиональных учебных заведений –М.,2015.

Практическая работа 6. Взаимодействие металлов с неметаллами, а также с растворами солей и растворами кислот. Взаимодействие серной и азотной кислот с медью. Окислительные свойства перманганата калия в различных средах Окислительно-восстановительные реакции

Часть 1 Цель: Овладение умениями  работы с реактивами, навыками проведения химических реакций в лабораторных условиях по взаимодействию металлов с неметаллами, а также с растворами солей и раство­рами кислот; взаимодействию серной и азотной кислот с медью. Определение окислительных свойств перманганата калия в различных средах 

Оборудование и реактивы: фарфоровая чашечка, дистиллированная вода, порошок йода, кусочек натрия, стружка магния, раствор концентрированной и разбавленной серной кислоты, раствор гидроксида натрия, раствор гидроксида калия, алюминиевая фольга, кусочек цинка, хлорид железа (III), сульфат меди (II), нитрат свинца (II), концентрированная и разбавленная азотная кислота, кусочек меди, раствор перманганата калия, раствор сульфита натрия.

Теоретические основы

На внешнем электронном уровне у большинства металлов небольшое количество электронов (1-3), поэтому они в большинстве реакций выступают как восстановители (то есть «отдают» свои электроны)

Описание опыта	Схемы реакций	Наблюдения и выводы
Задание 1. Изучение взаимодействия металлов с неметаллами, а также с растворами кислот и солей. А) Взаимодействие металлов с неметаллами. 1. Смесь порошка цинка и мелко растертого порошка йода (1:1) поместите горкой в фарфоровую чашечку, затем в середину кучки добавьте из пипетки несколько капель воды. Опишите наблюдения, запишите уравнение реакции. 2. В широкую пробирку, закрепленную в лапке штатива, поместите несколько кристалликов йода и нагрейте пробирку до появления фиолетовых паров. В ложечке для сжигания нагрейте кусочек натрия до его расплавления и внесите в пробирку с йодом. Напишите уравнение протекающей реакции. 3. Тщательно перемешайте порошки серы и цинка (1:1) и поместите их в фарфоровую чашечку. Небольшую порцию смеси медленно посыпьте сверху на пламя спиртовки. Наблюдайте синевато-белые вспышки, сопровождающиеся образованием сульфида цинка. Б) Взаимодействие металлов с растворами кислот. 1. Взаимодействие магния с кислотами и щелочами. Поместите в две пробирки стружки магния. В одну пробирку добавьте 10 капель  раствора серной кислоты, а другую - 10 капель раствора гидроксида натрия. Напишите уравнения протекающих реакций. Запишите уравнения реакций взаимодействия магния с разбавленным и концентрированным растворами азотной кислоты, с концентрированным раствором серной кислоты. Расставьте коэффициенты методом электронного или ионно-электронного баланса. 2. Взаимодействие алюминия с кислотами и щелочами. Налейте в одну пробирку 10 капель раствора серной кислоты, а во вторую – 10 капель раствора гидроксида натрия. Опустите в них по грануле алюминия (или по кусочку алюминиевой фольги одинакового размера). Напишите уравнения протекающих реакций. Запишите уравнение реакции взаимодействия алюминия с разбавленной азотной кислотой. Расставьте коэффициенты методом электронного или ионно-электронного баланса. В) Взаимодействие металла с солями. Возьмите три пробирки, в каждую из которых опустите по кусочку цинка. В первую пробирку на ¼ объема прилейте раствор хлорида железа (III), во вторую - сульфата меди (II), в третью - нитрата свинца (II). Что происходит на поверхности цинка? Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах, укажите процессы окисления и восстановления, используя ряд напряжений металлов.
Задание 2. Взаимодействие серной и азотной кислот с медью. А) Взаимодействие меди с серной кислотой. 1. В пробирку поместите кусочек меди. Добавьте в пробирку на ¼ от объёма концентрированной серной кислоты и осторожно (обязательно под тягой!) нагрейте на спиртовой горелке. Какие вещества получаются? Составьте уравнение происходящей реакции, укажите процессы окисления и восстановления, подберите коэффициенты путём составления электронного или ионно-электронного баланса. 2. В пробирку поместите кусочек меди и прибавьте немного разбавленной серной кислоты. Составьте уравнение реакции, укажите процессы окисления и восстановления, подберите коэффициенты путём составления электронного или ионно-электронного баланса. Б) Взаимодействие меди с азотной кислотой В две пробирки опустите по одному кусочку меди. В одну пробирку добавьте ¼ разбавленной азотной кислоты, в другую столько же - концентрированной. Опыт производите под тягой! Определите, какие продукты получаются. Составьте уравнения реакций, укажите процессы окисления и восстановления, подберите коэффициенты путём составления электронного или ионно-электронного баланса.
Задание 3. Изучение окислительных свойств перманганата калия в различных средах. В три пробирки внесите последовательно по 3 капли раствора перманганата калия. В первую пробирку добавьте каплю раствора серной кислоты, во вторую - каплю дистиллированной воды, в третью - каплю раствора гидроксида калия. Раствор не меняет фиолетового окраса. В каждую из трех пробирок добавьте 2-3 капли раствора сульфита натрия. Раствор с серной кислотой становится бесцветным. Раствор с дистиллированной водой становится гранатовым. А раствор с гидроксидом калия становится темно-зеленым. Напишите уравнения реакций, расставьте коэффициенты методом ионно-электронного баланса (методом полуреакций).

Общий вывод о проделанной работе:

Часть 2 Цель: закрепить теоретические сведения об ОВР.

Окислительно-восстановительными называются реакции, которые сопровождаются изменением степеней окисления атомов химических элементов, входящих в состав реагирующих веществ.

Степень окисления элемента – это условный полный электрический заряд, который возникает на атоме элемента в соединении при условии, что все связывающие электронные пары полностью смещены в сторону более ЭО (электроотрицательного) элемента (это определение условно предполагает, что в соединении все химические связи являются ионными).

Окислителем (Ox) называется исходное вещество, атомы которого понижают свою степень окисления, что условно соответствует процессу приёма электронов и полуреакции восстановления, в которой окислитель (Ox) переходит в свою восстановленную форму: 

Окислителями обычно являются

– Соединения, содержащие атомы элементов в высших положительных степенях окисления: HN⁺⁵O₃, H₂S⁺⁶O₄ (к), KMn⁺⁷O₄, K₂Cr₂⁺⁶O₇…

– Катионы металлов большого заряда: Fe³⁺, Au³⁺, Pb²⁺, и т. п.

– Галогены и кислород (обычно при высоких температурах).

Наиболее распространённые лабораторные окислители: HNO₃ (различной концентрации), H₂SO_4(к), бром – ему отдают предпочтение по сравнению с хлором, т.к. при обычных условиях бром находится в жидком состоянии (хлор-газ); KMnO₄ в кислой и нейтральной (реже в щелочной среде), K₂Cr₂O₇ (обычно в кислой).

Восстановителем (Red) называется исходное вещество, атомы которого повышают свою степень окисления, что условно соответствует процессу отдачи и полуреакции окисления, в которой восстановитель (Red) переходит в свою окисленную форму: Red – me > Ox

Восстановителями обычно являются

– Соединения, содержащие атомы элементов в высших отрицательных степенях окисления или степенях окисления, которые легко повышаются: K₂S^-2, KJ^-, P^-3H₃, KN⁺³O₂, H₃P⁺³O₃…

– Катионы металлов малого заряда: Fe²⁺, Sn²⁺ и т.п.

– Металлы и водород (обычно при высоких температурах).

Наиболее распространённые лабораторные восстановители: сульфиды, сульфиты, иодиды, нитриты, магний, цинк, алюминий.

Окислительно-восстановительная двойственность характерна для веществ, в состав которых входят атомы в промежуточных степенях окисления:

(1) Характерные с.о. серы и окислительно-восстановительные свойства некоторых её соединений:

(2) Характерные с.о. азота и окислительно-восстановительные свойства некоторых его соединений:

(3) Характерные с.о. кислорода и окислительно-восстановительные свойства некоторых его соединений:

Классификация ОВР

Межмолекулярные – атомы окислителя и восстановителя находятся в разных молекулах разных видов атомов.

Диспропорционирования – атомы окислителя и восстановителя находятся в одной молекуле, это атомы одного вида.

Внутримолекулярные – атомы окислителя и восстановителя находятся в одной молекуле, но это атомы разного вида.

Практическая работа. Окислительно-восстановительные реакции.

Общее задание:

1. Проделать опыт.

2. Описать внешние признаки исходных веществ и растворов. Указать особенности протекания данной реакции: изменение окраски раствора, выделение газа, выпадение осадка и его цвет.

3. Указать окислитель, восстановитель и характер среды в данной реакции. Подобрать коэффициенты методом электронного баланса.

 Окислительные свойства перманганата калия (KMnO₄) в кислой, нейтральной и щелочной средах.

ОПЫТ 1.

В 3 ячейки внести по 2–3 капли раствора KMnO₄, затем в первую – 5–6 капель раствора серной кислоты, во вторую – такой же объём воды; в третью – раствор щёлочи NaOH. Затем в каждую из пробирок добавить по капле раствора сульфита натрия (Na₂SO₃).

Окислительно-восстановительные свойства пероксида водорода (H₂O₂).

ОПЫТ 2.

а) В ячейку поместить 2 мл раствора пероксида водорода (H₂O₂). Добавить 3 капли раствора серной кислоты, а затем 2-3 капли раствора иодида калия (KJ). По окончании реакции содержимое ячейки разбавить водой и перенести 2-3 капли в соседнюю ячейку, прилить несколько капель крахмала. О чём говорит появления окраски раствора?

б) В ячейку налить 2 мл раствора H₂O₂, добавить 5-6 капель раствора серной кислоты, затем прилить 5-6 капель перманганата калия. Какой газ выделяется?

 Окислительные свойства бихромата калия (K₂Cr₂O₇).

ОПЫТ 3.

В ячейку поместить 2-3 капли раствора бихромата калия, прилить несколько капель раствора H₂SO₄, а затем добавить 8-10 капель раствора Na₂SO₃.

Также учащиеся должны привести сокращённые ионные уравнения реакций.

Выполнить задания:

 1-4. Подберите коэффициенты в уравнениях межмолекулярных реакций окисления-восстановления с участием кислот:

5–10. Подберите коэффициенты в уравнениях межмолекулярных реакций окисления-восстановления.

11–14. Подберите коэффициенты в уравнениях внутримолекулярных реакций окисления-восстановления.

15–18. Подберите коэффициенты в уравнениях реакций дисмутации (диспропорционирования).

Лабораторная работа № 10. Взаимодействие металлов с растворами кислот и солей

Цель: на основании проведенных опытов сделать вывод об условиях взаимодействия металлов с кислотами и солями(записать в тетрадь).

Опыт 1.:Взаимодействие металлов с растворами кислот

Оборудование и реактивы:

Штатив для пробирок, пробирки (3 шт.); цинк (гранулы), медь (гранулы), алюминий (гранулы), соляная кислота (1:2) (записать в тетрадь).

Содержание и порядок выполнения опыта: (записать в тетрадь от своего имени)

1.                     Поместите в четыре пробирки металлы (гранулы): в 1-ую – цинк, во 2-ю – алюминий в 3-ю – медь.

2.                     Налейте в каждую пробирку 1-2 мл. соляной кислоты. Пронаблюдайте что происходит. При необходимости, для увеличения скорости химической реакции, нагрейте её над пламенем спиртовки.

3.                     Оформите отчет, заполнив таблицу.

Что делали	Уравнения реакций Молекулярное и окислительно-восстановительное	Наблюдения
1.                     Пробирка	Например: Zn0+2H +1Cl-1Zn+2 Cl2-1+H20 Zn0 -2e            Zn+2 о-е; в-ль 21 2 H +1+1e*2         H20  в-е; о-ль 21
1.                     Пробирка
1.                     Пробирка

Сформулируйте вывод о возможности  взаимодействия кислот с металлами, вписав пропущенные слова в предложение. (записать в тетрадь)

Кислоты взаимодействуют с металлами согласно схеме

Металл+кислота……… соль + водород

При следующих условиях:

·                                 Металл находится в электрохимическом ряду напряжений ___________ (левее или правее) водорода.

·                                 В результате реакции образуется _________________________(растворимая или нерастворимая) соль

·                                 Практическая работа № 7  Свойства неметаллов. Получение гидроксидов алюминия и цинка и исследование их свойств. Получение и исследование свойств оксидов серы, углерода, фосфора

Практическая работа № 7.  Свойства неметаллов Получение гидроксидов алюминия и цинка; исследование их свойств. Получение и исследование свойств оксидов серы, углерода, фосфора»

«Получение Zn(OH)₂ и изучение его свойств»

Цель работы: получить гидроксид цинка и провести опыты, подтверждающие его свойства

Оборудование и реактивы: штатив с пробирками, гидроксид натрия, хлорид цинка, серная кислота.

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Неорганических соединений известно около 300 тысяч, их можно разделить на три важнейших класса – оксиды, гидроксиды и соли.

Оксиды – продукты соединения элементов с кислородом. Различают солеобразующие и несолеобразующие оксиды, а также пероксиды, которые по свойствам относятся к солям пероксида водорода H₂O₂. Пероксиды образуют щелочные (Li, Na, K, Rb, Cs ) и щелочноземельные (Ca, Sr, Ba) металлы, в них атомы кислорода связаны между собой ковалентной связью (например, K₂O₂: K– O – O –K)  и легко разлагаются с отщеплением атомарного кислорода, поэтому пероксиды являются сильными окислителями. Несолеобразующих оксидов немного (например, CO, NO, N₂O), они не образуют солей ни с кислотами, ни с основаниями. Солеобразующие оксиды подразделяют на основные, кислотные и амфотерные.

Основные оксиды образуют металлы с низшими степенями окисления +1, +2 , их гидратами являются основания. Хорошо растворимые в воде основания щелочных металлов называются щелочами. Основания щелочно-земельных металлов (Ca, Sr, Ba) также образуются при растворении  в воде соответствующих оксидов, но их растворимость меньше, к щелочам приближается только гидроксид бария Ba(OH)₂.  Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами и кислотами, образуя соли:

              CaO + CO₂ = CaCO₃;    CuO + 2 HCl = CuCl₂ + H₂O.

Кислотные оксиды образуют неметаллы (B, C, N, P, S, Cl и др.), а также металлы, расположенные в побочных подгруппах  больших периодов, образующие соединения высших степеней окисления +5, +6, +7  (V, Cr, Mn и др.). Гидратами кислотных оксидов являются кислоты. Кислотные оксиды реагируют с основными оксидами и основаниями:

             SO₂ + Na₂O = Na₂SO₃;     N₂O₅ + 2 NaOH = 2 NaNO₃ + H₂O.

Амфотерные оксиды образуют металлы главных и побочных подгрупп средних степеней окисления +3, +4 (Al, Cr, Mn, Sn и др.), иногда +2 ( Sn, Pb) ,  их гидраты проявляют как основные, так и кислотные свойства. Амфотерные оксиды реагируют как с кислотами, так и с основаниями:

            Cr₂O₃ + 6 HCl = 2 CrCl₃ + 3 H₂O;   Cr₂O₃ + 2 NaOH = 2 NaCrO₂ + H₂O

Оксиды можно получить  реакцией соединения элемента с кислородом:

                                    2Mg + O₂ = MgO,      4P + 5O₂ = 2 P₂O₅  

 или  реакцией разложения сложного вещества:   CaCO₃ = CaO + CO₂,  

                                                                                    2 Zn(NO₃)₂ = 2 ZnO + 4 NO₂ + O₂.

Гидроксиды – продукты соединения вные (основания), кислотные (кислоты) иоксидов с водой, различают осно амфотерные (амфолиты) гидроксиды.

Основания при диссоциации в растворе в качестве анионов образуют только гидроксид – ионы:       NaOH → Na ⁺ + OH ^‾ .        

Кислотность основания определяется числом ионов OH ^‾. Многокислотные основания диссоциируют ступенчато: Ca(OH)₂ ↔ (CaOH)⁺ + OH ^‾,  (CaOH)⁺ ↔ Ca²⁺ + OH ^‾.

Водные растворы хорошо растворимых оснований (щелочей) изменяют окраску индикаторов: в щелочных растворах фиолетовый лакмус синеет, бесцветный фенолфталеин становится малиновым, метиловый оранжевый – желтым.

Основания реагируют с кислотами, образуя соли и воду: NaOH + HCl = NaCl + H₂O.

Если основание и кислота взяты в эквимолярных отношениях, то среда становится нейтральной, а такая реакция называется реакцией нейтрализации.

      Многие нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются:

                                                          Cu(OH)₂ = CuO + H₂O.

Щелочи получают растворением оксидов в воде:           Na₂O + H₂O = 2 NaOH.

Нерастворимые в воде основания обычно получают действием щелочей на растворимые соли металлов:                CuSO₄ + 2 NaOH = Cu(OH)₂ ↓ + Na₂SO₄.

Ход работы:

1.       Получение. В  две пробирки  налейте по 1 мл хлорида цинка и прилейте несколько капель гидроксида натрия. Пробирки встряхните. Что наблюдаете?

2.       К одной пробирке с гидроксидом цинка прилейте несколько капель раствора кислоты, к другой – несколько капель раствора щелочи. Пробирки встряхните. Что наблюдаете?

3.       Результаты проведенных опытов запишите в таблицу, сделайте вывод.

Образец выполнения работы 

Что делали?	Что наблюдали?	Выводы
В 2 пробирки с хлоридом цинка прилили гидроксид натрия	образование студенистого осадка	ZnCl2 + 2NaOH=Zn(OH)2↓+ 2NaCl
В пробирку с гидроксидом цинка прилили серную кислоту	осадок растворился	Zn(OH)2 + H2SO4=ZnSO4 + 2H2O
В пробирку с гидроксидом цинка прилили щелочь	осадок растворился	Zn(OH)2 + 2NaOH=Na2ZnO2 + 2H2O

Вывод: получили гидроксид цинка и изучили его свойства. Гидроксид цинка проявляет амфотерные свойства.

«Получение Аl(OH)₃ и изучение его свойств»

Цель работы: получить гидроксид алюминия и исследовать его характерные химические свойства.

Оборудование и реактивы: штатив с пробирками, растворы сульфата алюминия, гидроксида натрия и соляной кислоты.

Ход работы:.

1.       В две пробирки налейте по 1 мл раствора сульфата алюминия и по каплям прилейте раствор щелочи до образования студенистого осадка.

2.       В одну пробирку добавьте раствор кислоты, в другую – раствор щелочи. Встряхните пробирки. Что наблюдаете?

По итогам проведенных опытов заполните таблицу, сделайте вывод.

Образец выполнения работы 

Порядок выполнения работы	Химизм процесса
1. В две пробирки с сульфатом алюминия по каплям прилили раствор гидроксида натрия. Наблюдаю образование студенистого осадка	Al2(SO4)3 + 6NaOH = 3Na2SO4 + 2Al(OH)3↓
2. В пробирку с гидроксидом алюминия прилили соляную кислоту. Осадок растворился	Al(OH)3↓ +3 HCl = AlCl3 +3 H2O
3. В пробирку с гидроксидом алюминия прилили раствор щелочи. Осадок растворился	Al(OH)3↓ + 3NaOH = Na3AlO3 + 3H2O

Вывод:  получили гидроксид алюминия и провели опыты, подтверждающие амфотерные свойства гидроксида алюминия.

«Получение оксида углерода (IV) и изучение его свойств»

Цель: Получить оксида углерода (IV) и изучение его свойства.

Оборудование и реактивы:   штатив с пробирками, прибор для получения газов,  мел,  известковая вода (р-р гидроксида кальция),   раствор соляной кислоты, индикатор, лучина

ТБ:

Ход работы

№ и цель опыта	Ход опыта	Наблюдения. Уравнения реакций. Выводы.
1.Получить оксид углерода (IV) и изучить  его физических свойств.		Наблюдения :  Написать уравнение реакции:      CaСO3 +  HCl   =   ... + СO2↑ + ... Физические свойства углекислого газа: .......... = ... Оксид углерода (IV) ... воздуха, поэтому собираем методом вытеснения....; приемник  находится дном... . Горящая лучина в атмосфере углекислого газа ..., следовательно, оксид углерода (IV) -  газ, который не поддерживает ...
2. Исследование химических свойств оксид углерода (IV). 2.1. Изучение кислотно-основных свойств водного раствора оксида углерода (IV). 2.2. Взаимодействие известковой водой	В стакан с водным раствором СО2  добавляем лакмус  Конец газоотводной трубки помещаем в пробирку с известковой водой  и пропускаем  через нее углекислый газ Продолжаам пропускать углекислый газ через мутную смесь до полного осветления раствора	Лакмус окрасился в ... цвет.                       СО2 + H2O   ⇄   Вывод:  оксида углерода (IV) - ... оксид, при взаимодействии с водой образует ... кислоту. Наблюдения: Ca(OH)2  + CO2(недост.)  = ... ↓ + .... Нерастворимый карбонат превращается в растворимый гидрокарбонат при пропускании через раствор избытка углекислого газа. CaCO3 + CO2 + H2O ↔ Ca(HCO3)2 Вывод:  качественной реакцией на углекислый газ является его взаимодействие   с ... ... .
4. Окислительно-восстановительные свойства .	В стакан с углекислым газом вносим горящий магний	Наблюдения: CO2 + Mg = Вывод:  при взаимодействии с активными металлами оксид углерода  (IV) является ...
Вывод: 1.Какая реакция лежит в основе получения оксид углерода (IV)? 2.Перечислите физические свойства углекислого газа, которые наблюдались  во время его получения.3. Поясните, какое свойство углекислого газа лежит в основе его определения с помощью зажженной лучины. 4. Объясните, в чем заключается качественная реакция на углекислый газ?

 См.: http://files.school-collection.edu.ru/dlrstore/7e9f098a-ef45-7042-0034-655dd3a53f6f/index.htm

Проверь себя: http://files.school-collection.edu.ru/dlrstore/7e9f098a-ef45-7042-0034-655dd3a53f6f/index.htm

«Получение и исследование свойств оксидов фосфора»

Опыт 2. Получение и свойства оксидов фосфора.

В металлическую ложечку с длинной ручкой поместить около 0,5 г красного фосфора. Осторожно поджечь фосфор в пламени спиртовки. Ложечку с горящим фосфором быстро поместить в колбу с водой, которую прикрыть стеклянной воронкой. При взбалтывании колбы наблюдать растворение белого оксида фосфора в воде. Затем:

-          охарактеризовать внешний вид красного фосфора;

-          отметить, как протекает реакция;

-          охарактеризовать внешний вид продуктов реакции;

-          составить уравнения реакций горения фосфора,

P+O_{2(недост.)}→…;

Р+О_2(изб.)→…   .

Опыт 3. Взаимодействие оксидов фосфора с водой. Получение раствора ортофосфорной кислоты.

Обмыть стеклянную воронку и стенки стакана (опыт 2) дистиллированной водой. Добавить индикатор – метиловый оранжевый:

-          охарактеризовать растворимость оксидов фосфора;

-          составить уравнения реакции оксидов фосфора с водой:

P₂O₅+H₂O→…;

P₂O₃+H₂O→…;

-          объяснить изменение окраски раствора и какая среда (кислая, нейтральная или щелочная) в полученном растворе;

-          составить уравнения электролитической диссоциации ортофосфорной кислоты:

1 ст. – H₃PO₄↔…;

2 ст. – H₂PO₄^-↔…;

-          ст. – HPO₄^2-↔…;

-          составить выражения для констант диссоциации (К₁; К₂; К₃), привести значения констант (таблица);

-          в каком направлении смещены равновесия диссоциации первой, второй и третьей стадии;

-          какая стадия диссоциации осуществляется лучше;

-          назвать все полученные соединения и ионы, содержащие фосфор;

-          охарактеризовать кислотно-основные свойства оксидов фосфора и ортофосфорной кислоты.

Получение оксида серы и изучение его свойств»

Из соединений серы со степенью окисления +4 наибольшее значение имеет оксид серы (IV). SO₂ (сернистый газ) – бесцветный газ с характерным запахом, ядовит, химически активен. SO₂ хорошо растворим в воде, при этом частично происходит реакция с водой и образуется сернистая кислота. Н₂SO₃ неустойчива, в свободном состоянии не выделена, относится к кислотам средней силы. Сернистая кислота и ее соли (сульфиты) обладают окислительными и восстановительными свойствами, причем последние выражены сильнее.

Решите задачи:

1.         Какой объем диоксида серы SO₂ при нормальных условиях можно получить при сжигании серы массой 500 г?   (Ответ:  350 л).

2.         Привести примеры уравнений реакций (не менее двух на каждый случай) получения SO₂, которые:

а) сопровождаются изменением степени окисления серы;                                     

б) не сопровождаются изменением степени окисления серы.

3.         Написать уравнение реакции получения сернистого газа (SO₂) из железного колчедана (FeS₂). Рассчитать объем SO₂ (условия нормальные), который получится при окислении 1,5 кг железного колчедана.   (Ответ:  560 л).

.

Лабораторная работа № 11

«Изучение свойств простых веществ и соединений s-элементов; р-элементов; d-элементов»

Цель работы - изучение химических свойств некоторых s-, p-, d- элементов  и их соединений. 

Теоретические сведения

Электронное строение атома водорода описывается формулой 1s¹. По своему электронному строению водород располагают в I А подгруппе таблицы Менделеева. По химическим свойствам водород является типичным неметаллом. В виде простого вещества – газ. Катион водорода обладает окислительными свойствами по отношению к металлам, стоящим в ряду напряжений до водорода.

К щелочным металлам традиционно относят литий, натрий, калий, рубидий цезий и франций. В своих соединениях (в большинстве случаев ионных) они проявляют всегда степень окисления +1. Эти элементы относятся к числу самых «неблагородных». Резкое изменение радиуса атома при переходе то лития к натрию и, далее, к тройке калий-рубидий-цезий является причиной отличия свойств лития и натрия от их более тяжелых аналогов. Особо следует подчеркнуть небольшой размер атома и иона лития, что приводит к аналогии свойств соединений этого элемента с магнием (т.н. диагональное сходство).

Характерным свойством щелочных металлов является легкость, с которой возбуждается световое излечение их атомов. Соли щелочных металлов способны окрашивать пламя горелки в различные цвета.

В химическом отношении все щелочные металлы крайне реакционноспособны. Они разлагают воду, реагируют со всеми неметаллами с образованием бинарных соединений.

Соли щелочных металлов, как правило бесцветны, если только не содержат окрашенных анионов и почти все легко растворимы. Исключение составляют отдельные соединения и некоторые соли лития. Образование труднорастворимых фосфатов, фторидов и карбонатов позволяет рассматривать литий как металл, свойства которого промежуточны между свойствами щелочных и щелочноземельных элементов.

Во II А группу входят элементы бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий. Все элементы, кроме бериллия, обладают ярко выраженными металлическими свойствами. Бериллий и магний занимают в группе особое положение. Бериллий относится к амфотерным элементам, проявляя сходство с алюминием (диагональное сходство). При растворении гидроксида бериллия в щелочах образуется комплексный анион тетрагидроксобериллия. Гидроксид бериллия, как и гидроксид магния, являются слабыми основаниями. Магний проявляет чисто основные свойства. Собственно щелочно-земельными являются только три элемента: кальций, стронций и барий.

В отношении химической активности элементы II А группы подобно щелочным металлам быстро окисляются на воздухе (до оксида), могут вытеснять водород из воды. Однако бериллий и магний реагируют с водой медленно из-за образования на поверхности металла малорастворимого гидроксида.

Оксиды кальция, стронция и бария непосредственно соединяются с водой, образуя гидроксиды. Растворимость гидроксидов увеличивается от Ca к Ba. В этой же последовательности растут основные свойства гидроксидов.

Многие из солей щелочноземельных металлов мало растворимы в воде. Растворимость солей с одноименным анионом, например, сульфатов, уменьшается сверху вниз по всей II А группе.

Элементы главной подгруппы третьей группы – бор, алюминий, галлий, индий, таллий – характеризуются наличием трех электронов в наружном слое атома. Поэтому тенденция к дальнейшему присоединению электронов для них не характерна. В соединениях они проявляют степень окисления +3. С возрастанием атомной массы про проявляются и более низкие степени окисления: для таллия наиболее устойчивой является степень окисления +1.

С увеличением порядкового номера металлические свойства элементов III А группы усиливаются. Кислородные соединения бора (оксид, гидроксид) имеют кислотный характер. Оксид и гидроксид алюминия, галлия, индия проявляют амфотерный характер. Оксид и гидроксид таллия (III) имеют основной характер, а гидроксид таллия (I) является сильным основанием.

В практическом отношении наиболее важными из элементов III А группы являются бор и алюминий.

Бор является выраженным неметаллом. Наиболее характерны для бора кислородные соединения: собственно борная кислота и ее соединения – бораты и тетрабораты.

Борная кислота – слабая одноосновная кислота. Она не диссоциирует обычным образом. В водном растворе борная кислота реагирует как кислота Льюиса с присоединением гидроксил-иона:

, pK = 9,00.

Борная кислота является настолько слабой кислотой, что ее водные растворы нельзя точно оттитровать щелочью. Соли борной кислоты и сильного основания, например, бура Na₂B₄O₇, наоборот, часто применяются в аналитической химии для определения концентрации сильных кислот. При взаимодействии буры с кислотами реализуется реакция:

,

при протекании которой одновременно происходит гидролитическое расщепление полимерного аниона .

Подгруппа углерода.

Данную подгруппу периодической системы образуют пять элементов: углерод, кремний, германий, олово и свинец.

При переходе от углерода к свинцу способность к присоединению электронов, а, следовательно, и неметаллические свойства ослабевают, металлические, наоборот возрастают. Уже у германия проявляются металлические свойства, а у олова и свинца они преобладают над неметаллическими. Таким образом, первые два члена группы являются неметаллами, германий причисляют и к металлам и к неметаллам, олово и свинец – металлы.

Для элементов IV А характерны валентности II и IV. Способность образовывать устойчивые соединения в четырехвалентном состоянии уменьшается от углерода к свинцу. Углерод и кремний могут проявлять отрицательную степень окисления в карбидах и силицидах. Для остальных членов группы проявление отрицательной степени окисления не характерно.

Главные типы реакций соединений углерода и кремния – это кислотно-основные, гидролиз и реакции образования комплексов. Окислительно-восстановительные реакции для них не характерны. Напротив, для германия и, особенно, олова и свинца, характерны окислительно-восстановительные реакции. Олово и свинец могут образовывать устойчивые двухзарядные ионы.

В аморфном состоянии углерод является прекрасным сорбентом для молекул, газообразных веществ и даже для ионов в водных растворах.

При низких температурах уголь, графит и, в особенности, алмаз инертны. При высоких температурах углерод способен взаимодействовать с металлами и другими элементами. Бинарные соединения углерода с другими элементами, в которых углерод проявляет отрицательную степень окисления называются карбидами. Карбиды металлов легко гидролизуются с образованием различных углеводородов. Наибольшую известность получил карбид кальция, при гидролизе которого получается ацетилен.

При нагревании углерод легко соединяется с кислородом и служит хорошим восстановителем. Углерод образует два оксида. Оксид углерода (II) или угарный газ является безразличным оксидом, однако при определенных условиях вступает в реакции присоединения, образуя карбонилы. Оксид углерода (IV) является классическим кислотным оксидом, слабо растворимым в воде. При растворении СО₂ образуется некоторое количество слабой угольной кислоты H₂CO₃.

Угольная кислота может существовать только в водном растворе. Диссоциация протекает главным образом по первой ступени pK_d1 = 6,3 и лишь в ничтожном количестве образует карбонат-ионы (pK_d2 = 10,3).

Угольная кислота образует две линейки солей: карбонаты и гидрокарбонаты. Гидрокарбонаты более растворимы, чем карбонаты. Карбонаты, как правило, нерастворимы. Исключение – карбона карбонаты щелочных металлов. Растворы карбонатов щелочных металлов вследствие гидролиза имеют сильнощелочную реакцию. Со слабыми основаниями угольная кислота в большинстве случаев дает только основные соли. При действии кислот, даже таких слабых, как уксусная, все карбонаты разлагаются с выделением диоксида углерода. При нагревании все карбонаты, кроме солей щелочных металлов разлагаются с выделением СО₂.

Относительно малая активность кремния при обычной температуре – следствие его полимерного строения. Более высокая реакционная способность кремния по сравнению с углеродом объясняется большей устойчивостью образующихся соединений. При обычной температуре кремний инертен. При высокой температуре реагирует с кислородом воздуха (образуется SiO₂) и с другими элементами. При обычных условиях кремний реагирует только с фтором за счет образования фторида кремния SiF₄.

Кислоты на кремний при обычных условиях не действуют (за исключением смеси HF_(к) и HNO_3(к)). Кремний растворяется в растворах щелочей, при этом выделяется водород и образуются соли кремниевой кислоты – силикаты.

Наиболее характерным и устойчивым соединением кремния является его оксид SiO₂. Оксид кремния проявляет чисто кислотный характер, реагируя с крепкими растворами щелочей. В воде SiO₂ не растворяется, поэтому кремниевую кислоты можно получить только косвенными методами, действуя сильными кислотами на силикаты. Единственная кислота, к которой взаимодействует оксид кремния – плавиковая. Реакция идет за счет образования фторида кремния.

Кремниевая кислота является очень слабой кислотой, практически не растворимой в воде.

Соли кремниевой кислоты в воде не растворимы, за исключением силикатов щелочных металлов. Раствор, например, силиката натрия в воде имеет щелочную реакцию за счет сильного гидролиза. Поэтому устойчивыми являются только концентрированные растворы силикатов, которые еще и подщелачивают до рН = 12 для подавления гидролиза.

К главной подгруппе V А группы периодической системы принадлежат азот, фосфор, мышьяк, сурьма и висмут. Элементы V А группы имеют пять электронов на внешнем уровне, что предполагает способность к присоединению электронов. Соответственно степень окисления может изменяться от −3 (кроме висмута) до +5. Электроотрицательность элементов V А группы сравнительно невелика. Поэтому бинарные соединения с водородом не обладают достаточной ионностью связи и не обладают кислотными свойствами.

При переходе от азота к висмуту наблюдается изменение свойств от неметалла (азот, фосфор) к металлу (висмут). Мышьяк и сурьма в равной степени обладают как свойствами металла, так и свойствами неметалла.

Молекулярный азот – химически малоактивное вещество. При обычных условиях взаимодействует только с литием. Малая активность азота объясняется большой прочностью тройной связи атомов в молекуле. При высоких температурах вступает во взаимодействие с активными металлами и некоторыми неметаллами.

Среди соединений азота с водородом наибольшую известность имеет аммиак. За счет того, что в молекуле аммиака азот имеет степень окисления −3, он обладает восстановительными свойствами. В атмосфере кислорода аммиак горит, при этом образуется вода и свободный азот. За счет неподеленной электронной пары азота аммиак способен образовывать химические связи по донорно-акцепторному механизму, следовательно, для аммиака характерны реакции присоединения и комплексообразования. Большинство солей аммония растворимо. Т.к. гидроксид аммония – раствор аммиака в воде – имеет свойства слабого основания, то соли аммония в растворах гидролизуются. Все соли аммония термически неустойчивы. С кислородом азот образует пять оксидов, из которых формальными ангидридами кислот являются N₂O₃ и N₂O₅. Оксиды азота имеют кислотный (N₂O₃, N₂O₅, NO₂) или безразличный (N₂O, NO) характер. Наиболее устойчивым является оксид азота (IV).

Азотистая кислота HNO₃ принадлежит к числу слабых кислот pK = 4 и известна только в сильно разбавленных водных растворах. При концентрировании раствора или просто при его нагревании азотистая кислота распадается: 2HNO₂ = NO + NO₂ + H₂O. Соли азотистой кислоты – нитриты – в водных растворах подвержены гидролизу. Степень окисления азота в азотистой кислоте равна +3, поэтому HNO₂ и нитриты проявляют окислительно-восстановительную двойственность. Под действием окислителей окисление обычно идет до азота, в реакциях с восстановителями N⁺³ обычно восстанавливается до NO.

Азотная кислота принадлежит к числу наиболее сильных кислот. Характерным свойством азотной кислоты является ее ярко выраженная окислительная способность и отсутствие образования водорода. Для концентрированной азотной кислоты характерно явление пассивации металлов (железо, хром, алюминий). Продуктами восстановления азота в азотной кислоты в зависимости от концентрации кислоты и активности восстановителя являются: NO₂, N₂O₃, NO, N₂O, N₂, NH₄NO₃. В направлении от NO₂ к NH₄NO₃ увеличивается активность восстановителя, уменьшается концентрация кислоты.

Соли азотной кислоты называют нитратами. Все нитраты хорошо растворяются в воде, а при нагревании разлагаются с выделением кислорода. Другие продукты разложения зависят от положения металла в ряду напряжений: нитраты активных металлов (до Mg) разлагаются на нитрит и кислород; нитраты благородных металлов разлагаются на металл, оксид азота (IV) и кислород; нитраты остальных металлов разлагаются на оксид металла, оксид азота (IV) и кислород. В кристаллическом состоянии нитраты при высокой температуре являются сильными окислителями, однако это свойство теряется для растворов солей азотной кислоты.

Ход работы

Опыт 1. Кислотно-основные взаимодействия.

А. С помощью индикаторной бумаги определить рН нескольких растворов HCl, HF, NH₄ОН, NaOH.

Б. В разных пробирках смешать по одинаковому числу капель a) HCl и NH₄OH; b) HCl и NaOH; c) HF и NaOH. Определить рН каждой смеси. Какая кислота является более сильной: плавиковая или соляная? Написать уравнения реакции диссоциации. Для более слабой кислоты составить уравнение константы диссоциации. Какое основание будет более сильным: гидроксид аммония или гидроксид натрия? Написать уравнения реакций диссоциации. Вычислить рН растворов, считая, что концентрация каждого электролита 0,1 моль/л. K_d(HF) = 6,2·10^–4. Написать реакции, перечисленные в п. Б, в молекулярной и ионной формах. Объяснить значение рН растворов после смешения кислот и оснований с позиций гидролиза. Составить уравнения реакций гидролиза в молекулярной и ионной формах.

Опыт 2. Окислительные свойства катиона водорода.

 Б. Кусочек ленты или стружки магния поместить в раствор хлорида аммония. Наблюдать выделение газа. Объяснить реакцию растворения магния в растворе хлористого аммония. При составлении уравнения реакции учесть, что растворение магния в растворе хлористого аммония – окислительно-восстановительный процесс.

Опыт 3. Окрашивание пламени. В пламя горелки последовательно внести по капле солей щелочных металлов (Li, Na, K, Cs). Отметить цвет пламени. Как цвет пламени связан с электронным строением атома?

Опыт 4. Термическое разложение гидрокарбоната натрия  

Поместить в тигель или фарфоровую чашечку 3–4 микрошпателя порошка гидрокарбоната натрия и прокаливать содержимое пламенем горелки в течение 10–15 мин. Охладить тигель на воздухе, внести в него 12–14 капель дистиллированной воды, перемешать стеклянной палочкой. Разделить раствор на две пробирки. Доказать, что в растворе находится соль угольной кислоты. Для этого в одну из пробирок добавить 3–4 капли 2 н. раствора хлороводородной кислоты и наблюдать выделение пузырьков газа. Какой газ выделяется? В другую пробирку к полученному раствору прибавить такое же количество раствора фенолфталеина. Сравнить окраску фенолфталеина в данном растворе с окраской растворов в контрольных пробирках, оставшихся после предыдущего опыта. По окраске индикатора определить, какая соль находится в растворе: карбонат натрия или гидрокарбонат?

Опыт 5. Окрашивание пламени солями бора.

В пламя спиртовки внести каплю борной кислоты. Пламя окрасится в зеленый цвет.

Опыт 6. Кислотные свойства борной кислоты.

 В трех пробирках с 5–8 каплями дистиллированной воды растворить при нагревании по нескольку кристалликов борной кислоты. В одну из пробирок прибавить 3–5 капель нейтрального раствора лакмуса. Отметить изменение его окраски. В другую пробирку внести кусочек магниевой ленты. Отметить выделение газа. В третью пробирку опустить полоску универсальной индикаторной бумажки и сравнить ее окраску с окраской эталонной шкалы. Сделать вывод о рН борной кислоты в полученном растворе.

Написать уравнения реакций: а) взаимодействия борной кислоты с магнием; б) диссоциации борной кислоты; в) значения рН в полученном растворе борной кислоты и константы диссоциации по первой ступени. Сильным или слабым электролитом является борная кислота?

Опыт 7. Получение диоксида углерода и его растворение в воде.

Приготовить пробирку с нейтральным раствором лакмуса (4–6 капель). В колбу Вюрца положить 3–4 маленьких кусочка мрамора. Укрепив колбочку в штативе вертикально, внести в нее 5 капель воды и 10 капель концентрированной хлороводородной кислоты. Быстро закрыть колбочку пробкой. Конец трубки опустить в пробирку с нейтральным раствором лакмуса и пропускать газ 2–3 мин. Отметить изменение окраски лакмуса.

Написать схему равновесия, существующего в водном растворе диоксида углерода. Как сместится это равновесие при добавлении в раствор щелочи? кислоты? Указать причину смещения равновесия в каждом случае.

Опыт 8. Реакции силикатов.

А. К раствору силиката натрия (растворимое или жидкое стекло) добавить несколько капель фенолфталеина. Отметить характер раствора. Раствор силиката натрия разделить на 2 пробирки. В одну добавить разбавленную соляную кислоту, а в другую – раствор хлорида аммония. Оба раствора превратятся в студень раньше, чем изменится цвет индикатора. Силикаты щелочных металлов остаются в растворе только при рН = 12–14.

Б. К раствору сульфата меди прилить гидроксид аммония до растворения осадка основной соли металла. К полученному темно синему раствору добавить силикат натрия. Образуется осадок силиката меди.

В. К раствору силиката натрия добавить несколько капель нитрата серебра. Образуется осадок, состоящий из силиката серебра и оксида серебра.

Опыт 9. Качественная реакция на ион аммония. К 2–3 каплям раствора соли аммония добавить 4–6 капель (избыток) реактива Несслера (2 K₂[HgI₄]_(aq)+4 KOH). При малых количествах иона аммония («следы») осадок приобретает желтое окрашивание. Аналитическая реакция протекает по следующему уравнению:

Реактив Несслера, который является щелочным раствором комплексной соли  - тетраиодомеркурата (II) калия, образует с растворами аммонийных солей бурый осадок иодида основания Миллона, имеющего химическую формулу . Это соединение можно рассматривать как продукт замещения иодом гидроксильной группы в гидратированном основании Миллона . Основание Миллона содержит катион , который можно рассматривать как ион , в котором четыре атома водорода замещены двумя атомами ртути.

Опыт 4. Гидролиз нитритов. В пробирку налить несколько капель раствора нитрита натрия и добавить 3–4 капли раствора лакмуса. Какая среда в растворе нитрита натрия? Написать уравнение

Лабораторная работа № 12

Получение и свойства углекислого газа. Свойства соляной, серной (разбавленной) и уксусной кислот. Взаимодействие гидроксида натрия с солями (сульфатом меди (II) и хлоридом аммония). Разложение гидроксида меди. Получение и амфотерные свойства гидроксида алюминия.

Цель:

Изучить химические свойства кислот соляной, серной (разбавленной) и уксусной; закрепить умение получать газы; продолжить обучение студентов работать с лабораторным оборудованием; экспериментировать, наблюдать, анализировать опыты, делать выводы.

Оборудование и реактивы: пробирки, штативы для пробирок, H₂SO_4(р),  Zn, Cu, CuO, NaOH_(P) ф/ф, лакмус, метилоранж, BaCl₂, Na₂SO₄, спиртовка,  две полоски индикаторной бумаги, раствор соляной кислоты концентрацией 3 моль/л (3 Н), раствор уксусной кислоты концентрацией  3 моль/л (3 Н), магний, раствор гидроксида  калия  концентрацией КOH 1 моль/л (1 Н), фенолфталеин , раствор карбоната натрия; стакана на 200 мл со стеклян­ными палочками, 0,5 М раствор сульфата (или хлорида) алюминия, 2 М ра­створ гидроксида аммония, 4 М раствор соляной кислоты, 4 М раствор гидр­оксида натрия, дистиллированная вода.

Теоретические сведения

Классификация кислот по следующим признакам:

По содержанию кислорода:

1. Кислородосодержащие                       2. Бескислородные

HNO₃, H₂SO₄, H₃PO₄                            HCl, HJ, H₂S

По основности

(по числу атомов водорода в молекуле кислоты)

1. Одноосновные                                    2. Многоосновные

HCl, HNO₃, HBr                                     H₂SO₄, H₃PO₄, H₂S

По силе (по степени диссоциации)

1. Сильные (α =100 %)                            2. Слабые (α < 100 %)

HCl, HNO₃, H₂SO₄                                   H₂S, HNO₂, H₂CO₃

По растворимости

1. Растворимые                                      2. Нерастворимые

HCl, HNO₃                                             H₂SiO₃, H₂MoO₄

Взаимодействие металлов с разбавленной азотной кислотой

Активные	Средней активности	Малоактивные
Реагируют	Реагируют (пассивируется Ti)	Реагируют Сu, HgAg, не реагируют Au, Pt

В результате взаимодействия образуются нитрат металла,         вода и один из продуктов окисления азотной кислоты:

NH3,     NH4NO3

N2 или N2O

NO

Взаимодействие металлов с разбавленной серной кислотой

Активные	Средней актив.	Малоактивные
Реагируют	Реагируют (пассивируется Pb)	Не реагируют

Ход работы

 Опыт 1. Получение оксида углерода (II) и его горение. Опыт следует проводить в вытяжном шкафу! В пробирку внести 2–3 капли концентрированной серной кислоты (d = 1,84 г/см³) и 4–5 капель муравьиной кислоты НСООН. пробирку закрыть пробкой с прямой газоотводной трубкой и укрепить в штативе вертикально. Подогреть смесь маленьким пламенем горелки и осторожно поджечь выделяющийся газ (смесь СО с воздухом взрывчата). Отметить цвет пламени. Написать уравнения реакций получения оксида углерода (II) и его горения.

Опыт 2. Получение диоксида углерода и его растворение в воде. Приготовить пробирку с нейтральным раствором лакмуса (4–6 капель). В колбу Вюрца положить 3–4 маленьких кусочка мрамора. Укрепив колбочку в штативе вертикально, внести в нее 5 капель воды и 10 капель концентрированной хлороводородной кислоты. Быстро закрыть колбочку пробкой. Конец трубки опустить в пробирку с нейтральным раствором лакмуса и пропускать газ 2–3 мин. Отметить изменение окраски лакмуса.

Написать схему равновесия, существующего в водном растворе диоксида углерода. Как сместится это равновесие при добавлении в раствор щелочи? кислоты? Указать причину смещения равновесия в каждом случае.

Опыт  3. Изучение свойств серной кислоты и её солей.

1.                   Налейте в пробирку 2 мл раствора серной кислоты и исследуйте раствор индикаторами - лакмусом, метиловым оранжевым.

2.                   Опустите в одну пробирку с серной кислотой кусочек цинка, в другую медь. Что вы наблюдаете? Запишите уравнения реакций в ионном виде.

3.                   В пробирку насыпьте немного оксида меди(II),прилейте 2-3 мл раствора серной кислоты, слегка нагрейте. Напишите реакцию в ионном виде.

4.                   В пробирку налейте 1 мл р-ра гидроксида натрия, добавьте к нему раствор фенолфталеина, к раствору малинового цвета добавьте серной кислоты .Что вы наблюдаете? Запишите уравнение реакции.

5.                   Налейте в одну пробирку 2 мл раствора серной кислоты в другую 2 мл сульфата натрия, добавьте в обе пробирки по каплям раствор хлорида бария. Запишите уравнения реакций и цвет осадка.

Опыт 4. Сравнение свойств органической   и неорганической кислот.

В этом опыте сравним силу (степень диссоциации) органической кислоты на примере уксусной и неорганической – на примере соляной. Для этого определим рН растворов этих кислот с помощью универсальной индикаторной бумаги.

Приготовить две полоски индикаторной бумаги и нанести на одну полоску каплю раствора соляной кислоты концентрацией 3 моль/л (3 Н), а на другую каплю раствора уксусной кислоты такой же концентрации 3 моль/л (3 Н). Сразу же сравнить изменившийся цвет бумаги с цветной шкалой, определив значение рН. Сделать вывод о том, какая из кислот является боле сильной.

Опыт 5. Отношение уксусной и соляной кислот к металлам.

Для опыта приготовить две пробирки. В одну поместить 1 мл уксусной кислоты 3 моль/л (3 Н), а в другую 1 мл соляной кислоты. В каждую из пробирок насыпать на кончике ложечки стружку магния. В каком случае реакция протекает интенсивнее? Какой газ выделяется из раствора. Записать уравнения соответствующих реакций.

Опыт 6. Взаимодействие уксусной кислоты  с основаниями.

 Поместите в пробирку 1 мл раствора гидроксида калия концентрацией КOH 1 моль/л (1 Н) и прибавить несколько капель фенолфталеина. Объясните изменение окраски раствора. Затем в пробирку по каплям прибавляйте раствор уксусной кислоты до обесцвечивания  раствора. Чем вызвано исчезновение окраски раствора? Записать уравнение соответствующей реакции.

Опыт 7.  Взаимодействие уксусной кислоты  с солями слабых неорганических кислот.

 В пробирку поместить раствор карбоната натрия и приливать по каплям уксусную кислоту концентрацией CH3COOH  3моль/л (3 Н). Описать наблюдаемые явления. Записать уравнение соответствующей реакции. Какой газ выделяется из раствора?

Результаты опытов занести в таблицу.

Вывод по работе.

Какова сила карбоновых кислот (на примере уксусной кислоты)? Каковы сходные признаки между органическими и неорганическими кислотами?

Опыт 8. Взаимодействие гидроксида натрия с солями (сульфатом меди (II) и хлоридом аммония)

1.       Поместите в пробирку несколько капель раствора сульфата меди (II), добавьте по каплям раствор гидроксида натрия до выпадения осадка. Отметьте цвет осадка.

К полученному осадку прилейте раствор гидроксида натрия. Запишите наблюдаемые явления.

Запишите уравнения реакции получения гидроксида меди (II) в молекулярной и ионной форме. Сделайте вывод о свойствах гидроксида натрия с сульфатом меди (II).

2.       Налейте в пробирку 2 мл раствора хлорида аммония и столько же раствора гидроксида натрия. Что вы наблюдаете? Нагрейте эту смесь до начала кипения, соблюдая правила техники безопасности. Поднесите смоченную водой фиолетовую лакмусовую бумажку к отверстию пробирки. Почему изменился цвет индикатора? Определите по запаху выделяющийся газ. Составьте уравнение реакции.

Вывод: реакции солей аммония со щелочами могут быть использованы в лаборатории для получения аммиака.

Опыт 9. Разложение гидроксида меди.

Полученный гидроксид меди   (II) в 8 опыте отлейте в стакан. Поставьте его на сетку с горелкой и прокипятите его.  Получается черный оксид меди (II)

Запишите уравнения реакции получения продуктов реакции.

Вывод:

Си (ОН)₂ = СиО + Н₂0

Опыт 10. Получение и амфотерные свойства гидроксида алюминия

1.    Стакан заполните на ¹/₄ раствором соли ал-юминия и прили­вайте раствор гидроксида аммония до образования осадка гидр­оксида алюминия. Долейте дистиллированной воды до ³Д объе­ма стакана, хорошо перемешайте стеклянной палочкой и раз­делите жидкость поровну на 3 стакана. В первый стакан до­бавьте раствор соляной кислоты, во второй — раствор гидрокси­да натрия до полного растворения (при перемешивании стек­лянной палочкой) гидроксида алюминия. Третий стакан слу­жит для сравнения. Рассмотрите растворы трех стаканов.

2.    Прибавляя к такой равновесной системе ионы Н+ (кислоту), связываем ионы ОН^- в малодиссоциированное соединение — но«л ду; равновесие смещается справа налево до тех пор, пока весь осадок не растворится.

3.    Прибавляя к равновесной системе ионы ОН^- (щелочь), сйМ зываем ионы Н⁺ также в воду, равновесие смещается слева на право до полного растворения осадка.

4.

Вывод:

Лабораторная работа № 13

Получение жесткой воды и изучение ее свойств. Устранение временной и постоянной жесткости

Цель: Приготовление растворов с определенной массовой долей растворенного вещества», формирование понятия «жесткость» воды, развитие умений по устранению жесткости воды; продолжить  формирование  умения проводить химические реакции.

Оборудование: набор реактивов и лабораторной посуды для проведения реакций.

Теоретические сведения: 

Воду с растворенными в ней солями называют жесткой, а совокупность свойств такой воды – жесткостью.  Жёсткость воды – свойство  воды, связанное с содержанием растворимых в ней соединений кальция и магния, это параметр, показывающий содержание катионов кальция, магния в воде. Жесткая вода образует накипь на стенках паровых котлов, отопительных приборов и бытовой металлической посуды. Она не пригодна для производства бумаги и крашения тканей, для приготовления пищи и напитков. В жесткой воде плохо развариваются овощи и мясо,  не пенится мыло.  Мыла – это натриевые и калиевые соли органических кислот (C₁₇H₃₅COONa, C₁₇H₃₅COOK). С катионами кальция и магния анионы кислотных остатков образуют нерастворимые соли, и мыло расходуется при этом бесполезно. В настоящее время химическая промышленность выпускает большое количество различных синтетических моющих средств (стиральных порошков), содержащих насыщенную углеводородную цепь из 10...15 атомов углерода, так или иначе связанную с сульфатной или сульфонатной группой, например:

Они, как правило, не образуют малорастворимых в воде солей кальция и магния. Запись СМС можно упростить: R-SO₃-Na.

Согласно ГОСТ 6055 – 86 различают:

§  карбонатную жесткость – это совокупность свойств воды, обусловленных присутствием в ней гидрокарбонатов кальция, магния и железа. Часто этот вид жесткости называют временной или устранимой;

§  некарбонатную жесткость – совокупность свойств воды, обусловленных присутствием в ней сульфатов, хлоридов, силикатов, нитратов и фосфатов кальция, магния и железа. Этот вид жесткости также называют постоянной или неустранимой;

§  общую жесткость, складывающуюся из карбонатной и некарбонатной жесткости. Она равна сумме концентраций ионов Са²⁺, Mg²⁺, Fе²⁺.

За единицу жесткости принимают жесткость воды в одном литре которой содержится один миллимоль (ммоль) эквивалент ионов Са²⁺ или Mg²⁺. Числовое значение жесткости, выраженное в ммоль/л, совпадает со значением в моль/м³. Одна единица жесткости соответствует массовой концентрации ионов Са²⁺, равной 20,4 мг/л или ионов Mg²⁺, равной 12,15 мг/л.

     По величине жесткости различают воду:

§  очень мягкую             < 1, 5 единиц (ммоль экв/л);

§  мягкую                        1, 5 – 3 единиц;

§  среднюю                      3, 6 – 6, 0 единиц

§  жесткую                       6, 0 – 9, 0 единиц

§  очень жесткую            > 9, 0 единиц.

Методы устранения и снижения жесткости воды.

Устранение или снижение жесткости воды называют умягчением. Его осуществляют различными методами.

1. Метод кипячения. Он позволяет устранить только временную (карбонатную) жесткость, обусловленную наличием в воде хорошо растворимых гидрокарбонатов кальция, магния и железа. При этом катионы Са²⁺, Mg²⁺, Fe²⁺ осаждаются в виде нерастворимых соединений.

2. Химическая обработка воды (реагентный метод). Этот метод позволяет устранить как временную жесткость, так и постоянную. Сущность его заключается в обработке воды специальными реагентами, образующими ионами, вызывающими жесткость, малорастворимые соединения. К числу таких реагентов относятся: сода Na₂CO₃, негашеная CaO и гашеная Ca(OH)₂ извести, различные фосфаты натрия (Na₃PO₄, Na₆P₆O₁₈) и др. Обработка известью позволяет связать и растворенный в воде углекислый газ. Использование фосфатов натрия предпочтительнее, так как образующие фосфаты кальция, магния и железа менее растворимы, чем соответствующие их карбонаты и гидроксиды.

 3.  Ионообменный метод. Это современный физико – химический метод основан на способности некоторых веществ, не растворимых в воде, стехиометрически обменивать свои ионы на ионы внешней среды (воды, растворов электролитов). Вещества, обладающие такими свойствами, называют ионообменниками (ионообменными сорбентами) или сокращенно ионитами. Большинство ионитов – твердые, ограниченно набухающие вещества, аморфной или кристаллической структуры. Они состоят из каркаса (матрицы) и закрепленных на нем иогенных (активных функциональных) или комплексообразующих групп.

Выходной тест по теме  «Жёсткость воды»

1.  а) Са(НСО₃)₂         г) Mg(HCО₃)₂

б) CaSО₄               д) MgSО₄

в) MgCl₂                e) СаС1₂

2.  ПОСТОЯННАЯ ЖЁСТКОСТЬ ВОДЫ ОБУСЛОВ­ЛЕНА НАЛИЧИЕМ

а) Са(НСО₃)₂         г) Mg(HCО₃)₂

б) CaSО₄               д) MgSО₄

в) MgCl₂                e) СаС1₂

3а) добавить соду Na₂CО₃

б) кипячением

в) добавить известковую воду Са(ОН)₂

г) использовать иониты

д) добавить уксус

4.  КАК СМЯГЧИТЬ ВОДУ С ВРЕМЕННОЙ (КАРБО­НАТНОЙ) ЖЁСТКОСТЬЮ?

а) добавить соду Na₂CО₃

б) кипячением

в) добавить известковую воду Са(ОН)₂

г) использовать иониты

д) добавить уксус

5.  КАК СМЯГЧИТЬ ВОДУ С ОБЩЕЙ (КАРБОНАТ­НОЙ И НЕКАРБОНАТНОЙ) ЖЁСТКОСТЬЮ?

а) добавить соду Na₂CО₃

б) кипячением

в) добавить известковую воду Са(ОН)₂

г) использовать иониты

д) добавить уксус

6. КАКУЮ ОПАСНОСТЬ ПРЕДСТАВЛЯЕТ НАКИПЬ, КОТОРАЯ ОБРАЗУЕТСЯ В ТОПОЧНЫХ КОТЛАХ?

а) вызывает коррозию металла

б) вызывает преждевременный износ котла

в)  вызывает перерасход топлива

7.  УРАВНЕНИЯ РЕАКЦИЙ, В РЕЗУЛЬТАТЕ КОТО­РЫХ УСТРАНЯЕТСЯ ВРЕМЕННАЯ ЖЁСТКОСТЬ

а)  CaSО₄ + Na₂CО₃ = CaCО₃↓+ Na₂CО₃

б) Са(НСО₃)₂ = CaCО₃↓ + СО₂↑ + Н₂О

в) Mg(HCО₃)₂ = MgCО₃↓ + CО₂↑+ Н₂О

г) MgCl₂ + Na₂CО₃ = MgCО₃↓ + 2NaCl

8.  УРАВНЕНИЯ РЕАКЦИЙ, В РЕЗУЛЬТАТЕ КОТО­РЫХ УСТРАНЯЕТСЯ ПОСТОЯННАЯ ЖЁСТКОСТЬ

а) CaSО₄ + Na₂CО₃ = CaCО₃↓ + Na₂CО₃

б) Са(НСО₃)₂ = CaCО₃↓ + C0₂↑ + H₂О

в) Mg(HCО₃)₂ = MgCО₃↓ + CО₂↑ + Н₂О

г) MgCl₂ + Na₂CО₃ = MgCО₃↓ + 2NaCl

 Задание: 

1. Переписать в тетрадь все пункты раздела "Содержание работы и последовательность  выполнения".

2.  Провести реакции и записать уравнения.

3.  В выводе указать наблюдаемые изменения.

№	Содержание работы и последовательность выполнения	Применяемое оборудование и материалы	Инструкционные указания и требования
1.	Приготовьте воду с временной, карбонатной жесткостью (содержит гидрокарбонат кальция). Разделите содержимое на 6 пробирок.	Пробирки, вода, Са(НСО3)2	Запишите уравнения реакции в ионной форме.
2.	Налить в 2 пробирки по 1 мл жесткой воды, в одну добавить по каплям раствор мыла, в другую раствор СМС. Взболтать содержимое пробирок.	Пробирки, растворы мыла и порошка, жесткая вода	Проделать опыт, записать уравнения реакции в ионной форме и наблюдения
3.	Проведите опыт по устранению временной, карбонатной жесткости воды кипячением. Повторите опыт №2.	Пробирки, спиртовка, спички,  растворы мыла и порошка, жесткая вода	Проделать опыт, записать уравнения реакции и наблюдения
4.	Проведите опыты по устранению временной, карбонатной жесткости воды добавлением гашеной извести. Проведите опыт №2.	Пробирки, растворы мыла и порошка, жесткая вода, Са(ОН)2	Проделать опыт, записать уравнения реакции в ионной форме и наблюдения
5.	Получите воду с постоянной, некарбонатной жесткостью (cодержит сульфат магния). Разделите содержимое на 4 пробирки. Проведите опыт №2.	Пробирки, MgSO4, растворы мыла и порошка, жесткая вода	Проделать опыт, записать уравнения реакции в ионной форме и наблюдения
6.	Проведите опыт по устранению постоянной, некарбонатной жесткости воды добавлением соды (карбоната натрия). Проведите опыт №2.	Пробирки, растворы мыла и порошка, жесткая вода, NaCO3	Проделать опыт, записать уравнения реакции в ионной форме и наблюдения
7.	Налить в 2 пробирки растворы мыла и стирального порошка, добавить несколько капель раствора фенолфталеина	2 пробирки, растворы мыла и порошка, раствор фенолфталеина	Проделать опыт, записать наблюдения в тетрадь

Критерии оценки, формы отчета:  письменный отчет с планом определения вещества, с описанием наблюдений.

Практическая работа № 8.Получение хлороводорода и соляной кислоты, их свойства. Получение аммиака, его свойства

«Получение хлороводорода и соляной кислоты, их свойства. Получение аммиака, его свойства»

Цель: Получить аммиак и ознакомиться со свойствами водного раствора аммиака.

Оборудование: лабораторный штатив, сухие пробирки, пробка с газоотводной трубкой, ступка, ложки для сыпучих веществ, спиртовка, спички, стакан с водой.

Реактивы: кристаллический гидроксид кальция, кристаллический хлорид аммония, раствор соляной кислоты, раствор ф – ф.

ТБ:

ход работы

№	Что делали	Что наблюдали	Уравнения реакций в молекулярном, полном и сокращенном ионном виде	Выводы.
1.Получение аммиака и исследование его физических свойств.	Получаем аммиак  нагреванием смеси гидроксида кальция и хлорида аммония  в пробирке  Собираем  аммиак в пробирку дном ...	Разрыхление реакционной массы. Образование тумана. Индикаторная бумага окрасилась в ...	О выделении какого газа свидетельствуют наблюдения ?  Написать уравнение реакции:      Ca(OH)2 +  NH4Cl   =   ... + NH3↑ + ...	Физические свойства аммиака: ......... Аммиак ... воздуха, поэтому сухая пробирка – приемник  находится дном... . Mr(NH3) = ... = ...
2. Исследование химических свойств аммиака 1. Растворение аммиака в воде. .Изучение кислотно-основных свойств водного раствора аммиака. 3. Взаимодействие с кислотами:	Сняв с газоотводной трубки прибора пробирку,   помещаем её в химический стакан   с  водой. Убираем из стакана пробирку и в образовавшийся раствор добавляем  фенолфталеин . В стакан с водным раствором аммиака в присутствии фенолфталеина  вливают 1мл раствора серной  кислоты	Пробирка наполняется водой. Раствор приобретает ...	Написать уравнение  реакции, назвать образующееся вещество:                       NH3 + H2O   ⇄   NH4OH + ...  = ...  + ... NH4OH +  H+ + ...  =   NH4+ + ... + ... NH4OH + H+ = NH4+ + H2O	Аммиак  ...  растворим в воде . Продукт взаимодействия аммиака с водой называется  ... . Относится к классу  ... . Механизм образования химической связи в катионе  ... . Тип реакции ... . Почему исчезла первоначальная  окраска раствора? Название продукта взаимодействия гидроксида аммония с соляной кислотой  ... . К какому классу относится продукт реакции?  ... Тип реакции  ...
4. Окислительно-восстановительные свойства аммиака			На основе электронного баланса написать уравнение реакции, определить окислитель и восстановитель: а) Горение аммиак без катализатора б) Горение аммиак в присутствии катализатора	Какие  вещества образуются в процессе горения аммиака а) без катализатора; б) в присутствии катализатора?
Вывод:

Задания.

1) Какая масса хлорида аммония получится при взаимодействии 3 моль аммиака с соляной кислотой?

2) Какой объем кислорода потребуется для сжигания 34 г  аммиака?

3) Закончите уравнения химических реакций, дайте названия про­дуктам реакций:

а)  NH₃ + HNO₃ =...

б)  NH₃ + H₂SO₄ = ...

в)  NH₃ + H₂SO₄ = ...

                            ^{избыток}

г)  NH₃ + H₃PO₄= ...

Практическая   работа № 9  «Ознакомление с коллекцией удобрений и пестицидов

Цели: Научиться по простейшим реакциям определять вид минеральных удобрений, описывать внешний удобрения

Теоретический минимум

            Минеральные удобрения имеют самое большое количество наименований среди прочих видов. Такое разнообразие объясняется их специализацией. В разный период роста растений им требуются различные виды питательных элементов. Например, в период роста растений им требуется больше азота, а в период цветения и плодоношения – фосфор и калий. То есть при помощи минеральных удобрений мы можем дать растению именно то, что ему необходимо и в нужный период. В зависимости от того, какой элемент преобладает в данном минеральном удобрении, они делятся на азотные, калийные, фосфорные и комплексные. Минеральные удобрения могут применяться как в виде раствора (его следует готовить непосредственно перед использованием), так и в твердом виде ( вносится прямо в почву).

Азотные удобрения

К азотным удобрениям относятся: 
- аммиачная селитра (другие названия – нитрат аммония или азотнокислый аммоний) 
- сульфат аммония (сернокислый аммоний) 
- мочевина (карбамид) 
- натриевая соль (нитрат натрия или азотнокислый натрий) 
- кальциевая селитра (азотнокислый кальций или нитрат кальция) 
- сульфонитрат аммония (монтан-селитра или лейна-селитра) 
- хлористый аммоний 
- цианамид кальция и др. 

            Каждый из них по-своему влияют на почву и растения и дают свои побочные эффекты, что крайне важно учитывать при их применении. 
Аммиачная селитра, сульфат аммония, сульфонитрат аммония и хлористый аммоний делают почву более кислой. 
Натриевая соль, кальциевая селитра и цианамид кальция увеличивают щелочность почвы. Цианамид кальция к тому же довольно ядовит и не годится для подкормки, в почву его нужно вносить с осени.

Фосфорные удобрения

            К фосфорным удобрениям относятся простой и двойной суперфосфат, термофосфат, фосфоритная и костная мука, томасшлак, преципитат. 
Фосфорные удобрения применяются в качестве как основных, так и для подкормки.

Калийные удобрения.

            К калийным удобрениям относятся калийная соль, хлористый калий, хлорид калия, сульфат калия, калийная соль, сульфат калия-магния (калимагнезия), поташ (калий углекислый), сильвинит, каинит. 
Калийные удобрения хорошо растворяются в воде и могут применяться на любых почвах. Так как во многих калийных удобрения присутствует хлор, то для засоленных почв и чувствительных к хлору растений лучше применять сернокислый калий.

Комплексные удобрения

            Комплексными называются минеральные удобрения, в которых содержатся два или три элемента NPK. К ним относятся нитрофоска, аммофосы, нитроаммофоска, калийная селитра и древесная зола. 

Ход работы

1.      Ознакомиться с внешним видом, составом и свойствами минеральных удобрений:

Задание № 1. Определение удобрений по внешнему виду.

1.                   По внешнем признакам удобрений (цвет, консистенция, слеживаемость)  опишите предложенные вам удобрения.

2.                   Заполните таблицу.

№ пробирки с удобрениями	цвет	консистенция	слеживаемость
№ 1
№ 2
№ 3

Задание № 2. Растворимость удобрений в воде.

1.      По 1 г предложенных вам удобрений насыпьте в пробирку, добавьте в пробирку 5 мл воды. Хорошо перемешайте.  В воде хорошо растворяются азотные и калийные удобрения.

2.      С теме образцами, которые хорошо растворяются в воде необходимо проделать следующие опыты.

2.1. К 2 г удобрения добавьте 10 мл воды., хорошо перемешайте. (исходная проба)

2.2. Проба на аммиак:

- к 2 мл исходного раствора добавьте 1-2 мл щелочи и подогрейте. Запах аммиака указывает на принадлежность к азотным удобрениям.

- к 2-3 мл исходного раствора добавьте AgNO₃, если выпадет творожный белый осадок, то это калийные хлорсодержащие удобрения, а если появился желтый цвет, то это аммофос.

Ознакомиться со способами распознавания удобрений и пестицидов.

Работа выполняется на сайте виртуальной химической лаборатории:

http://files.school-collection.edu.ru/dlrstore/bddc66f9-0c5c-f8e1-410f-94c7489b3aa3/index.htm

Сделайте вывод.

Практическая работа № 10

. Ознакомление с образцами средств бытовой химии и лекарственных препаратов»

1.Цели:

1.      Ознакомление с химическим составом и инструкциями по применению важнейших лекарственных препаратов и материалов;

2.      Ознакомление с составом и применением некоторых химических средств санитарии и гигиены;

Ход работы

2.      Ознакомиться с составом и правилами пользования домашней аптечкой, признаками пригодности ее составляющих к использованию. Получить представление о составе, свойствах и применении.

Работа выполняется на сайте виртуальной химической лаборатории: http://www.virtulab.net/index.php?option=com_content&view=article&id=267:2009-11-14-22-37-18&catid=57:2009-11-14-21-25-00&Itemid=108

3.      Ознакомиться с составом, свойствами и применением стиральных порошков, моющих и чистящих средств.

Работа выполняется на сайте виртуальной химической лаборатории:

http://www.virtulab.net/index.php?option=com_content&view=article&id=269:2009-11-14-22-37-18&catid=57:2009-11-14-21-25-00&Itemid=108

2. Анализ лекарственных препаратов».

                  Цели:  провести анализ лекарственных препаратов, производных салициловой кислоты; закрепить знания учащихся о качественных реакциях органических соединений и правилах обращения с веществами в повседневной жизни; отработать навыки экспериментального определения органических веществ; способствовать овладению доступными для учащихся научными методами исследования; формировать умения сравнивать строение лекарственных веществ и известных им соединений (фенолы, карбоновые кислоты), выявлять структурную схожесть определенных фрагментов их молекул, и делать выводы о том, что близкие по строению вещества проявляют сходные химические свойства; развивать у учащихся логическое мышление и творческий подход к решению поставленной задачи.          

                  Оборудование: ацетилсалициловая кислота разных производителей, стакан с водой, растворы этилового спирта, гидроксида натрия (или калия), хлорида железа (III), спиртовка, держатель, спички, пробки для пробирок,  пипетки.

Лекарственные препараты – это медицинские средства, которые назначаются врачом при определенных заболеваниях для улучшения состояния здоровья человека.

Среди лекарственных препаратов выделяют следующие группы:

1.       Антисептические (греч. anti –отрицание,  septikos гниение)– средства, обладающие противомикробным действием и применяются для дезинфекции, смазывания кожи и слизистых оболочек, орошения ран и полостей. К ним относятся: борная кислота, раствор йода, бриллиантовый зеленый, фурацилин, ляпис – AgNO₃, протаргол – ZnSO₄, перманганат калия, перекись водорода и другие.

2.       Антибиотики (греч. anti –отрицание, и bios - жизнь) – органические вещества, образуемые микроорганизмами и обладающие способностью убивать микробов. К ним относятся: пенициллины, стрептомицин, нистатин, тетрациклин, левомицетин, эритромицин, олететрин и ряд других.

3.       Анестезирующие (an – отрицание, aisthesis – чувство, ощущение) – вещества, временно блокируют нервные окончания. К ним относятся новокаин, дикаин, лидокоин и другие.

4.       Анальгетики (греч. analges - обезболенный) – лекарственные препараты, устраняющие болевые ощущения, путем непосредственного воздействия на ЦНС. Ацетилсалициловая кислота и её производные, амидопирин, анальгин, парацетамол, фенацетин и другие.

Зная состав некоторых лекарственных препаратов, можно исследовать образцы от разных производителей и сделаете вывод о соответствии состава препарата и полученными данными во время проводимых опытов. Например с производным салициловой кислоты.

К этой группе  относятся  лекарственные препараты: салол, фенацетин, аспирин и некоторые другие.

Запишите формулы  этих веществ, выделите  функциональные группы, содержащиеся в молекулах.

 Например, аспирин. Выпуск его налажен с 1899 года как анальгетика с противовоспалительным и  жаропонижающим действием. 

   Зная качественные реакции на функциональные группы и состав молекулы как можно использовать для определения наличия этих функциональных групп следующие вещества: на фенольную группу – хлорид железа (III), на карбоксильную группу – индикатор, гидроксид натрия.

Методические рекомендации

к практической работе

«Анализ лекарственных препаратов

1. Исследование растворимости ацетилсалициловой кислоты и обнаружение карбоксильной группы.

   Разотрите в ступке таблетку выданного образца лекарственного препарата. Перенесите в пробирки по 0,1г лекарства (примерно одна пятая часть таблетки).

                   а) добавьте в пробирку с образцом аспирина 2 мл воды. Отметьте растворимость его в холодной воде.

                   б) нагрейте пробирку с аспирином над пламенем спиртовки. Что  наблюдаете? Составьте уравнение гидролиза ацетилсалициловой кислоты.

                   в) в пробирку с образцом аспирина добавьте 2 мл этанола –  С₂Н₅ОН. Что наблюдаете? Сравните растворимость препарата в воде и спирте. Составьте уравнение реакции и сделайте вывод.

                   г) в пробирку с образцом аспирина добавьте 2 мл щелочи – КОН  (или NaOH). Закрыли пробкой и встряхнули. Изменилась ли растворимость? Составьте уравнение реакции.

2. Определение наличия фенольного соединения.

В пробирку с аспирином добавьте 2 мл воды, 2 капли раствора хлорида железа (III) и нагрейте. Что наблюдаете? Составьте уравнение реакции и сделайте вывод

 Практическая работа №11

 «Анализ лекарственных препаратов».

Этапы работы	Анализируемое вещество (производитель)	Действия	Наблюдения *	Выводы. Уравнения реакций.*
Анализ лекарственных препаратов, производных салициловой кислоты.	Ацетилсалициловая кислота (аспирин)       ОСОСН3                             СООН   Производитель – …………… Форма лекарственного препарата – …………	1. а) добавили в пробирку с образцом аспирина 2 мл воды б) нагрели пробирку с аспирином над пламенем спиртовки в) в пробирку с образцом аспирина добавили 2 мл этанола – С2Н5ОН. г) в пробирку с образцом аспирина добавил 2 мл щелочи – КОН. Закрыли пробкой и встряхнули. д) в пробирку с аспирином добавили 2 мл воды, 2 капли раствора хлорида железа (III) и нагрели	…………………… …………………… …………………… ……………………..	………………………………………………………. ………………………………………………………. ………………………………………………………

Общий вывод:

Дополнительная информация.

Салициловая кислота (орто-гидроксибензойная кислота – С₆Н₄(ОН)СООН) -  бесцветные кристаллы, температура плавления-159⁰С. применяется в производстве красителей, лекарств и душистых веществ, в пищевой промышленности(консервирование), медицине (как наружное средство антисептического, раздражающего действия), как аналитический реагент.

                                             ОН                     

                                       СООН  

Ацетилсалициловая кислота (аспирин) – сложный эфир салициловой кислоты по фенольному гидроксилу. В состав молекулы входят карбоксильная группа –СООН, и радикал ацетил –СОСН₃ (одновалентный остаток уксусной кислоты). Обладает обезболивающим, противовоспалительным и жаропонижающим действием.  

                                             ОСОСН₃                     

                                       СООН  

   Лекарственные формы – удобные для применения и рациональные для лечебного эффекта формы, придаваемые лекарствам. Различают лекарственные формы:

1.       жидкие (растворы, настои, отвары и др.);

2.       мягкие (мази, пасты);

3.       твердые (порошки, таблетки);

4.       газообразные (аэрозоли).

Карточка №1.

   Зная состав лекарственного препарата парацетамола предположите, с помощью какого реактива можно доказать наличие функциональной группы, содержащейся в его молекуле.                                  

       О =С NHCH₃

                

             OH

Карточка №2

   Зная состав лекарственного препарата тетрациклина предположите, с помощью какого реактива можно доказать наличие функциональной группы,

содержащейся в его молекуле.

Карточка №3

   Зная состав лекарственного препарата левомицетина предположите, с помощью какого реактива можно доказать наличие функциональной группы, содержащейся в его молекуле.