Методические указания к выполнению лабораторно-практических работ по химии

Государственное бюджетное профессиональное образовательное учреждение Республики Крым

«Джанкойский профессиональный техникум»

Методические указания

к выполнению лабораторных работ по дисциплине

«Химия»

для профессий

23.01.06 Машинист дорожных и строительных машин

г. Джанкой

2017 г.

Методические указания разработаны на основе рабочей программы учебной дисциплины «Химия» по профессиям среднего профессионального образования 23.01.06 Машинист дорожных и строительных машин.

Разработчик:

Карасёва Е.Г., преподаватель ГБПОУ РК «Джанкойский профессиональный техникум»

Пояснительная записка

По учебному плану в соответствии с рабочей программой на изучение дисциплины «Химия» предусмотрено аудиторных занятий 114 часов, из них лабораторно-практических занятий – 18, что составляет 36 часов. Для удобства выполнения, закрепления и обобщения полученных теоретических знаний лабораторные опыты объединены в лабораторно-практические занятия. Каждая лабораторная и практическая работа содержит сведения о цели ее проведения, перечень используемого оборудования и реактивов, краткие теоретические основы, описание работы. К выполнению лабораторных и практических работ студенты приступают после подробного изучения соответствующего теоретического материала. Перед проведением лабораторно-практических занятий необходимо ознакомиться с устройством оборудования и приборов, ознакомиться с правилами обращения с ними. При проведении опытов необходимо соблюдать правила техники безопасности.

СОДЕРЖАНИЕ

1. Введение …………………………………………………………………... 6

2. Рекомендации по составлению письменного отчета…………………….7

Раздел 1. Общая и неорганическая химия

3. Лабораторно-практическое занятие №1

Лабораторная работа №1

Моделирование построения Периодической таблицы химических

элементов………………………………………………………………….8

4. Лабораторно-практическое занятие №2

Лабораторная работа № 2

Приготовление суспензии карбоната кальция в воде. Получение эмульсии моторного масла. Ознакомление со свойствами дисперсных систем……………………………………………………………………...11

5. Лабораторно-практическое занятие №3

Практическая работа №1

«Приготовление раствора заданной концентрации»…………………...13

6. Лабораторно-практическое занятие №4

Лабораторная работа № 3

Испытание растворов кислот индикаторами. Взаимодействие металлов

с кислотами. Взаимодействие кислот с оксидами металлов.

Взаимодействие кислот с основаниями. Взаимодействие кислот с

солями……………………………………………………………………..16

7. Лабораторно-практическое занятие №5

Лабораторная работа № 4

Испытание растворов щелочей индикаторами. Взаимодействие

щелочей с солями. Разложение нерастворимых оснований…………...18

8. Лабораторно-практическое занятие №6

Лабораторная работа № 5

Взаимодействие солей с металлами. Взаимодействие солей друг с

другом. Гидролиз солей различного типа……………………………..20

9. Лабораторно-практическое занятие №7

Лабораторная работа № 6

Реакция замещения меди железом в растворе медного купороса. Реакции, идущие с образованием осадка, газа или воды………………22

10. Лабораторно-практическое занятие №8

Лабораторная работа № 7

Зависимость скорости взаимодействия соляной кислоты с металлами

от их природы. Зависимость скорости взаимодействия цинка с соляной

кислотой от ее концентрации. Зависимость скорости взаимодействия

оксида меди(II) с серной кислотой от температуры…………………...24

11. Лабораторно-практическое занятие №9

Лабораторная работа № 8

Ознакомление со структурами серого и белого чугуна. Распознавание

руд железа………………………………………………………………...27

12. Лабораторно-практическое занятие №10

Практическая работа №2

«Получение, собирание и распознавание газов»……………………….31

13. Лабораторно-практическое занятие №11

Практическая работа №3

«Решение экспериментальных задач»…………………………………...34

Раздел 2. Органическая химия

14. Лабораторно-практическое занятие №12

Лабораторная работа №9

Изготовление моделей молекул органических веществ……………….35

15. Лабораторно-практическое занятие №13

Лабораторная работа № 10

Ознакомление с коллекцией образцов нефти и продуктов ее

переработки. Ознакомление с коллекцией каучуков и образцами

изделий из резины………………………………………………………..37

16. Лабораторно-практическое занятие №14

Лабораторная работа № 11

Растворение глицерина в воде и взаимодействие с гидроксидом

меди(II). Свойства уксусной кислоты, общие со свойствами

минеральных кислот. Доказательство непредельного характера

жидкого жира.…………………………………………………………….39

17. Лабораторно-практическое занятие №15

Лабораторная работа № 12

Взаимодействие глюкозы и сахарозы с гидроксидом меди(II). Качественная реакция на крахмал……………………………………… 43

18. Лабораторно-практическое занятие №16

Лабораторная работа №13

Растворение белков в воде. Обнаружение белков в молоке и в мясном

бульоне. Денатурация раствора белка куриного яйца спиртом,

растворами солей тяжелых металлов и при нагревании………………45

19. Лабораторно-практическое занятие №17

Практическая работа №4

« Распознавание пластмасс и волокон»…………………………………47

20. Лабораторно-практическое занятие №18

Практическая работа №5

«Решение экспериментальных задач на идентификацию органических соединений»……………………………………………………………….50

21. Правила техники безопасности…………………………………………..52

22. Оказание первой медицинской помощи………………………………...53

23. Приложения……………………………………………………………….54

24. Список литературы……………………………………………………….58

ВВЕДЕНИЕ

В данных методических указаниях описаны методики выполнения лабораторных и практических работ по общей и неорганической химии и органической химии, дано краткое теоретическое введение к каждой теме, которое при самостоятельной подготовке поможет студентам выполнить эти работы. В приложении к указаниям приведены справочные таблицы, правила техники безопасности и мероприятия по оказанию первой помощи. Методические указания выполнены в соответствии с рабочей программой, составленной на основе государственного образовательного стандарта среднего (полного) общего образования по химии (базовый уровень). В ней предусмотрено 36 часов на проведение практических и лабораторных занятий.

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

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

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

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

- дата выполнения;

- название лабораторной или практической работы;

- цель работы;

- краткие теоретические сведения, касающиеся данной работы;

- зарисовка схемы установки (выполняется карандашом);

- результаты опытов должны быть внесены в таблицу;

- выводы.

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

Рекомендации по составлению письменного отчета о выполненной практической работе.

Для оформления отчета о работе удобно использовать табличную форму.

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

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

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

В графе «Уравнения реакций» обучающиеся записывают уравнения протекающих реакций в молекулярном виде, при необходимости полное и краткое ионные уравнения реакций. Для окислительно-восстановительных реакций записываются молекулярное уравнение реакции, выражается ее сущность методом электронного баланса или электронно-ионным методом. Указываются названия процессов и функции веществ.

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

Раздел 1. Общая и неорганическая химия

Лабораторно-практическое занятие №1

Лабораторная работа№1.

Тема: «Моделирование построения Периодической таблицы

химических элементов Д.И. Менделеева».

Цель: овладение умением по моделированию периодической таблицы

химических элементов, рассмотрение и построение строения

атомов s, p,d, f - элементов на основании их положения в

Периодической системе, моделирование Периодической системы.

Задача: Закрепить знания по теме «Периодический закон Д.И. Менделеева и

периодическая система химических элементов».

Оборудование: Периодическая система химических элементов Д.И.

Менделеева, рисунки строения s, p,d, f элементов.

Теоретические основы

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

Строение s, p,d, f - элементов и их положение в Периодической системе.

Существует 4 типа орбиталей : s, p,d, f .

s – орбитали имеют сферическую форму;

p –орбитали имеют форму гантели;

d – орбитали имеют форму листа клевера;

f – орбитали – форму шести лепестного цветка.

Каждую орбиталь могут занимать 2 электрона. Следовательно, максимальное число электронов, которые могут находиться на первом уровне равно двум.

N=2 n² ,

где n-номер энергетического уровня, N-максимальное число электронов на этом уровне. На втором -8 ( 2 – на s – орбитали и 6 на р- орбитали). На третьем - 18 электронов (2 на s, 6 на р, 10 на d и 14 на f). В зависимости от того, на какую орбиталь отправлен последний электрон, химические элементы можно разделить на семейства (блоки): s, p,d, f .

К s-элементам относятся элементы I и II групп главных подгрупп, а также гелий.

К р- элементам относятся элементы III и VIII групп главных подгрупп.

К d- элементам относятся элементы побочных подгрупп.

К f - элементам относятся лантаноиды и актиноиды.

Задание:

Дать характеристику химических элементов с № 3 по № 20 (по выбору преподавателя) по плану.

План характеристики хим. Элемента по периодической системе д. И. Менделеева.

1. Положение элемента в периодической системе:

1. порядковый номер

2. период, ряд

3. группа, подгруппа

4. относительная атомная масса

2. Строение атома элемента:

1. заряд ядра атома

2. формула состава атома (количество р; n; е )

3. количество энергетических уровней и размещение на них электронов

4. электронная формула

5. графическая формула

6. число электронов на последнем слое

7. К каким элементам они относятся (s-, p-, d-)

8. Сделайте вывод

Контрольные вопросы

1 уровень

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

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

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

2 уровень

1.Запишите современную формулировку периодического закона.

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

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

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

3 уровень

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

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

Лабораторно-практическое занятие № 2

Лабораторная работа № 2

Тема: Приготовление суспензии карбоната кальция в воде.

Получение эмульсии моторного масла. Ознакомление со

свойствами дисперсных систем.

Цель: овладение умениями приготовления дисперсных систем, навыками

определения их свойств.

Задача: закрепить знания по теме « Строение вещества».

Реактивы и оборудование: карбонат кальция (мел), моторное масло, вода, желатин, спиртовой раствор серы; химические стаканы, стеклянные палочки.

Теоретические основы

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

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

Дисперсные системы классифицируют:

1. по степени дисперсности;

2. по агрегатному состоянию дисперсной фазы и дисперсионной среды.

В зависимости от размеров частиц дисперсной фазы дисперсные системы бывают грубодисперсные и тонкодисперсные.

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

Тонкодисперсные системы (размер дисперсной фазы от 1 до 100нм) – гели, золи.

Агрегатное состояние дисперсных систем бывает разным и обозначается двумя буквами. Например: аэрозоль обозначается Г-Ж, где

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

Ход работы

1. Приготовление суспензии карбоната кальция в воде.

Налейте в две пробирки по 5мл воды. В пробирку №1 добавьте 1мл 0,5%-ного раствора желатина. Затем в обе пробирки внесите небольшое количество мела и сильно взболтайте.

Запишите наблюдения в таблицу.

В выводе ответьте на вопросы: 
1. Одинаково ли время расслаивания в обеих пробирках?

2. Какую роль играет желатин?

3. Что является в данной суспензии дисперсной фазой и дисперсионной средой?

2. Получение эмульсии моторного масла.

В пробирку налейте 2-3 мл  моторного масла. Постепенно добавляйте 5мл. воды. Смесь взболтайте.

Запишите наблюдения в таблицу.

В выводе ответьте на вопросы: 

Что такое эмульсия? Что является дисперсионной средой? Что является дисперсной фазой?

3. Ознакомление со свойствами дисперсных систем.

В пробирку налейте 2-3 мл  воды и по каплям добавьте насыщенный раствор серы.

Запишите наблюдения в таблицу. Какую окраску имеет гидрозоль?

В выводе ответьте на вопрос:

Какими свойствами обладают дисперсные системы?

Отчет о работе оформить в виде таблицы:

Контрольные вопросы

1. Что такое смеси? Какими бывают смеси?

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

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

3. Какие смеси называются дисперсными?

4.Что показывает степень дисперсности?

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

Ответ на 5 вопрос оформите в виде таблицы:

Лабораторно-практическое занятие № 3

Практическая работа № 1

Тема: Приготовление раствора заданной концентрации.

Цель: Овладение навыками приготовления растворов определенной

концентрации, с соблюдением правил техники безопасности.

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

диссоциация».

Реактивы и оборудование: Хлорид натрия (NaCl), дистиллированная вода, весы, бюксы, мерная колба (100мл) или мерный цилиндр.

Теоретические основы

Существуют различные способы численного выражения состава растворов: массовая доля растворенного вещества, молярность, титр и др.

Массовая доля – это отношение массы растворенного вещества m к массе всего раствора:

,

где ω – массовая доля растворенного вещества, m – масса растворенного вещества, M – масса растворителя. Массовую долю выражают в долях от единицы или в процентах. Например, ω = 0,5 или ω = 50%.

Молярная концентрация или молярность – это количество растворенного вещества в 1 литре раствора:

где C – молярная концентрация растворенного вещества X, моль/л; ν – количество растворенного вещества, моль; V – объем раствора, л.

Молярная концентрация обозначается числом и буквой “М”, например: 3М КОН.

Если в 1 л раствора содержится 0,1 моль вещества, то он называется децимолярным, 0,01 моль – сантимолярным, 0,001 моль – миллимоляр-ным.

Задача. Приготовьте 250 мл 0,5 М раствора NaOH

Дано: Решение:

V_р-ра = 250 мл 1) 1000мл р-ра – 0,5 моль NaOН

C_М (NaOH) =0,5 М 250 мл р-ра – х моль NaOH

m (NaOH) - ? х= 250 ∙ 0,5/1000 = 0,125 моль NaOH

или

ν (NaOH) =0,25 ∙ 0,5 = 0,125 моль

2) m(NaOH) = M ∙ ν = 40 ∙ 0,125 = 5 (г)

Ход работы

Задание: приготовить 100 мл 0,1 М раствора хлорида натрия.

Алгоритм приготовления определённого объёма раствора с заданной молярной концентрацией:

1.     Рассчитать массу хлорида натрия.

2.     Для расчетов использовать формулы:

C_m =ν / V,  где   ν = m/M   - количество вещества,

М - молярная масса вещества,   V – объём

1. Рассчитать массу соли, необходимую для приготовления заданного раствора.

2. Отвесьте рассчитанную вами массу соли; поместите соль в мерную колбу.

3. Растворите соль в небольшом количестве дистиллированной воды, затем добавьте воду до метки.

4. Закройте мерную колбу пробкой и несколько раз переверните вверх дном, придерживая пробку пальцем. (Каждый раз, когда раствор в колбе будет принимать нормальное положение, открывайте пробку).

Отчёт о проделанной работе оформите в виде таблицы:

Рассчитываю массу хлорида натрия

Взвешиваю на весах рассчитанную навеску и переношу в мерную колбу

Приливаю немного воды , перемешиваю

Доливаю в колбу воду до метки

Контрольные вопросы

1. Что такое растворы?

2.Из чего складывается масса раствора?

3. Как определяется массовая доля растворенного вещества в растворе?

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

1 уровень

1вариант:

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

2 вариант:

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

2 уровень

1 вариант:

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

2 вариант:

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

3 уровень

1 вариант:

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

2 вариант:

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

Лабораторно-практическое занятие № 4

Лабораторная работа №3

Тема: Испытание растворов кислот индикаторами. Взаимодействие

металлов с кислотами. Взаимодействие кислот с оксидами

металлов. Взаимодействие кислот с основаниями. Взаимодействие

кислот с солями.

Цель: Овладение умениями проведения химических опытов, с соблюдением

правил техники безопасности, подтверждающих свойства кислот.

Задача: Закрепить знания по теме «Классификация неорганических

соединений и их свойства».

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

Теоретические основы

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

H₂SO₄ ↔ 2H⁺ + SO₄^2-

Химические свойства

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

2HCl + Zn = ZnCl₂ + H₂;

Взаимодействуют с оксидами металлов:

2HCl + ZnО = ZnCl₂ + H₂О;

Взаимодействуют с основаниями и щелочами:

2HCl + Cu(OH)₂ ↓ = CuCl₂ + 2H₂О

HCl + NaOH = NaCl + H₂О

Взаимодействуют с солями слабых кислот:

2HCl + FeS + = H₂S + FeCl₂

Ход работы

1. Испытание растворов кислот индикаторами.

В пробирку налейте немного раствора серной кислоты и добавьте индикатор метилоранж. Запишите наблюдения и вывод в таблицу.

2. Взаимодействие металлов с кислотами.

В пробирку поместите гранулу цинка и прилейте раствор серной кислоты. Запишите наблюдения, химическую реакцию и вывод в таблицу.

3. Взаимодействие кислот с оксидами металлов.

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

4. Взаимодействие кислот с основаниями.

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

Запишите наблюдения и химическую реакцию в молекулярном и ионном виде, вывод в таблицу.

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

5. Взаимодействие кислоты с солями.

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

Отчёт о проделанной работе оформите в виде таблицы:

Контрольные вопросы

1 уровень

1. Какие соединения называются кислотами?

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

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

2 уровень

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

2. Допишите предложение: Кислоты это электролиты, …

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

3 уровень

1. Запишите реакции диссоциации кислот: H₂CO₃; H₂S.

2.Какие индикаторы указывают на кислую среду раствора?

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

Лабораторно-практическое занятие № 5

Лабораторная работа №4

Тема: Испытание растворов щелочей индикаторами. Взаимодействие

щелочей с солями. Разложение нерастворимых оснований.

Цель: Овладение навыками проведения химических опытов, с соблюдением

правил техники безопасности, подтверждающих свойства оснований.

Задача: Закрепление знаний по теме «Классификация неорганических

соединений и их свойства».

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

Теоретические основы

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

Ca (OH) ₂ ↔ Ca²⁺ + 2OH^-

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

Ca (OH) ₂ ↔ Ca²⁺ + 2OH^-

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

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

Химические свойства оснований.

1. Щелочи взаимодействуют:

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

- с кислотами NaOH + HCl = NaCl + H₂O

- с солями, если образуется нерастворимое основание

2NaOH + ZnCl₂ = 2NaCl +Zn(OH)₂↓

2. Основания разлагаются при нагревании:

Zn (OH) ₂↓ → ZnO + H₂O

Основания взаимодействуют с кислотами:

Zn (OH) ₂↓ + 2HCl = ZnCl₂ + 2H₂O

Ход работы

1. Испытание растворов щелочей индикаторами.

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

2. Взаимодействие щелочей с солями.

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

молекулярном и ионном виде, вывод в таблицу.

3. Разложение нерастворимых оснований.

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

Отчёт о проделанной работе оформите в виде таблицы:

Контрольные вопросы

1 уровень

1. Какие соединения называются основаниями?

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

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

2 уровень

1 .Какие основания относятся к растворимым основаниям?

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

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

3 уровень

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

2. Какие индикаторы указывают на щелочную среду раствора щелочей

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

Лабораторно-практическое занятие № 6

Лабораторная работа №5

Тема: Взаимодействие солей с металлами. Взаимодействие солей друг с

другом. Гидролиз солей различного типа.

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

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

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

Теоретические основы

Соли – электролиты диссоциирующие в водном растворе на ионы металла и кислотного остатка.

Ca (NO₃)₂ ↔ Ca²⁺ + 2NO^-₃

Соли взаимодействуют:

- с солями, если образуется нерастворимая соль

3Na₂S + 2FeCl₃ = 6NaCl + Fe₂S₃↓

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

CuCl₂ + Zn = ZnCl₂ + Cu

- со щелочами

2NaOH + ZnCl₂ = 2NaCl +Zn(OH)₂↓

- с более сильными кислотами, чем кислота, образующая соль

FeS + 2HCl = H₂S + FeCl₂

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

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

Ход работы

1. Взаимодействие солей с металлами.

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

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

2. Взаимодействие солей друг с другом.

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

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

3. Гидролиз солей различного типа.

3.1.В две пробирки поместите по 2 мл раствора соли ZnSO₄, в одну добавьте каплю индикатора фенолфталеина, а в другую метилового оранжевого.

Укажите среду раствора соли, запишите химическую реакцию гидролиза соли и вывод в таблицу.

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

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

Отчёт о проделанной работе оформите в виде таблицы:

Контрольные вопросы

1 уровень

1.Какие соединения называются солями?

2. Запишите названия солей: ZnSO₄; BaCl₂.

3. Допишите предложение: Гидролизом соли называется…

2 уровень

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

2. Какие типы солей подвергаются гидролизу?

3. Закончите реакцию:

Na₂S + FeCl₂ =? + ?

3 уровень

1. Запишите диссоциацию солей: Na₂CO₃ ; FeCl₂.

2. Выберите соли, подвергающиеся гидролизу, укажите реакцию среды раствора:

BaCl₂; FeCl₂; Na₂S; NaNO₃.

3. Запишите превращение:

CuO → Cu SO₄ → Cu(OH)₂ → CuO

Лабораторно-практическое занятие № 7

Лабораторная работа №6

Тема: Реакция замещения меди железом в растворе медного купороса.

Реакции, идущие с образованием осадка, газа или воды.

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

Задача: Закрепление знаний по теме «Химические реакции».

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

Теоретические основы

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

Образование осадка.

NaCl + AgNO₃ = AgCl↓ + NaNO₃ молекулярное уравнение

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

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

Образование газообразного вещества.

(NH₄)₂S + 2HCl = 2NH₄Cl + H₂S↑

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

2H⁺ + S^2- = H₂S↑

Образование воды.

H₂SO₄ + 2KOH = K₂SO₄ + 2H₂O

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

2H⁺ + 2OH^- = 2H₂O

Ход работы

1. Реакция замещения меди железом в растворе медного купороса.

Налейте в пробирку 2—3 мл раствора медного купороса (сульфата меди (II)) и опустите в него стальную скрепку или железный гвоздь. Запишите наблюдения, химическую реакцию и вывод в таблицу.

2. Реакции, идущие с образованием газа.

2.1.В пробирку поместите 2 мл раствора соли NH₄Cl и прилейте такое же количество щелочи NaOH. Пробирку нагрейте до появления запаха аммиака.

Запишите наблюдения, химическую реакцию и вывод в таблицу.

2.2. В пробирку поместите 2 мл раствора соли Na₂CO₃ и прилейте 1 мл раствора серной кислоты. Запишите наблюдения, химическую реакцию и вывод в таблицу.

2.3. В пробирку поместите 2 мл воды и опустите небольшой кусочек натрия.

Запишите наблюдения, химическую реакцию и вывод в таблицу.

3. Реакции, идущие с образованием осадка

3.1.В пробирку поместите 2 мл раствора соли CuSO₄ и прилейте 4мл раствора NaOH. Запишите наблюдения, химическую реакцию и вывод в таблицу.

3.2. В пробирку поместите 2 мл раствора соли Na₂SO₄ и прилейте 2 мл раствора BaCl₂ до образования осадка. Запишите наблюдения, химическую реакцию и вывод в таблицу.

4. Реакции, идущие с образованием воды.

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

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

Отчёт о проделанной работе оформите в виде таблицы:

Контрольные вопросы

1 уровень

1. При каких условиях возможны необратимые реакции?

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

2 уровень

1. Запишите типы химических реакций по имеющимся классификациям.

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

3 уровень

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

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

Лабораторно-практическое занятие № 8

Лабораторная работа №7

Тема: Зависимость скорости взаимодействия соляной кислоты с

металлами от их природы. Зависимость скорости взаимодействия

цинка с соляной кислотой от ее концентрации. Зависимость

скорости взаимодействия оксида меди(II) с серной кислотой от

температуры.

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

Задача: Закрепление знаний по теме «Химические реакции».

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

Теоретические основы

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

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

V═

Скорость химических реакций зависит от концентрации участвующих в них веществ, температуры, катализатора, природы реагирующих веществ, величии поверхности соприкосновения веществ.

Давление влияет на скорость химических реакций не непосредственно, а в через увеличение концентрации реагирующих веществ, находящихся газообразном состоянии.

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

Так для реакции: А + В = С

V ═ K[A] · [Β], где

V – скорость;

К – коэффициент пропорциональности или константа скорости,

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

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

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

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

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

температуры до t₂

V_t – начальная скорость реакции при температуры t₁

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

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

Ход работы

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

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

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

1.3. В пробирку поместите небольшое количество опилок Fe и прилейте 2мл раствора HCl. Запишите наблюдения, химическую реакцию и вывод в таблицу. В выводе сформулируйте зависимость скорости химической реакции от природы вещества.

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

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

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

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

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

Отчёт о проделанной работе оформите в виде таблицы:

Контрольные вопросы

1 уровень

1. Дайте определение скорости химической реакции?

2. Перечислите факторы, влияющие на скорость химической реакции.

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

2 уровень

1. Дайте определения закона действия масс.

2. Во сколько раз увеличится скорость в химической реакции

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

3 уровень

1. Когда наступает химическое равновесие в обратимых реакциях?

2. Перечислите факторы, влияющие на смещение химического равновесия.

3. Определите, в какую сторону сместится равновесие в реакции

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

Лабораторно-практическое занятие № 9

Лабораторная работа №8

Тема: Ознакомление со структурами серого и белого чугуна.

Распознавание руд железа.

Цель: Получить навыки на основе коллекционного материала и учебного пособия, ознакомиться с физическими свойствами и структурами серого и белого чугуна.

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

Оборудование и реактивы: коллекция «Чугун и сталь».

Теоретические основы

Железо - металл сероватого цвета. Температура плавления - 1539 °С. Чистое железо способно быстро намагничиваться и размагничиваться, поэтому его применяют при изготовлении трансформаторов, электромоторов, электромагнитов, мембран микрофонов. Железо преимущественно используется в виде сплавов – чугуна и стали.

Один из основных способов получения сплавов основан на способности расплавленных металлов растворяться друг в друге. В них могут растворяться также некоторые неметаллы, например углерод и кремний. При охлаждении образуются сплавы с заранее заданными свойствами: легкоплавкие, жаростойкие, кислотостойкие и др. Характерно, что сплавы приобретают большую твердость, более низкие температуры плавления, чем отдельные металлы, входящие в их состав.

Сплавами называются системы, состоящие из двух или нескольких металлов и неметаллов, обладающих свойствами, характерными для металлического состояния.

Сплавы железа с углеродом, содержащие до 0,02% С, называют техническим железом. Сплавы железа с углеродом при содержании углерода от 0,02 до 2,14% носят название  сталей.  Стали при высоком нагреве имеют  структуру, обладающую высокой пластичностью, поэтому они легко деформируются при нормальных и повышенных температурах.

Сплавы железа с углеродом , содержащие от 2,14 до 6,67 % углерода называются  чугунами. Чугуны обладают лучшими литейными свойствами, в том числе более низкой температурой плавления малой величиной пластической деформации. Чугун дешевле стали.

Благодаря сочетанию высоких литейных свойств (жидкотекучести, температуры плавления), достаточной прочности и износостойкости, а также относительной дешевизне чугуны получили широкое распространение в машиностроении. Их используют для производства качественных отливок сложной формы.

В зависимости от того, в какой форме присутствует углерод в этих сплавах, различают белые, серые, высокопрочные и ковкие чугуны.

Белыми называют чугуны, у которых весь углерод находится в связанном состоянии в виде цементита (Fe₃C).  В зависимости от количества углерода делятся на:

— доэвтектические (2,14-4,3 % углерода) (рис. 1а);

— эвтектические (4,3 % углерода) (рис. 1б);

— заэвтектические (4,3-6,67 % углерода).

Цементит в изломе — светлый, поэтому такие чугуны назвали светлыми. Из-за большого количества цементита белые чугуны тверды, хрупки, имеют хорошую сопротивляемость износу, но плохую обрабатываемость режущими инструментами. Из них изготавливают прокатные валки, лемеха плугов, тормозные колодки, вагонные колеса и др. детали, работающие в условиях износа. Белый чугун применяют для получения серого и ковкого чугуна и стали.

Серый чугун — это сплав железа, кремния (от 1,2- 3,5 %) и углерода, содержащий также постоянные примеси марганца, фосфора, серы. В структуре таких чугунов большая часть или весь углерод находится в виде графита пластинчатой формы (рис. 2). Излом такого чугуна из-за наличия графита имеет серый цвет. Чем излом темнее, тем чугун мягче. В зависимости от формы графита различают обыкновенный серый чугун (графит пластинчатой формы), высокопрочный чугун (графит сферической формы) и ковкий чугун (графит хлопьевидной формы).

Свойства серого чугуна зависят от режима охлаждения и наличия некоторых примесей. Например, чем больше кремния, тем больше выделяется графита, а потому чугун делается мягче. Серый чугун имеет умеренную твердость и легко обрабатывается режущими инструментами. Серый чугун применяется в строительстве. Из серого чугуна отливают элементы конструкций, хорошо работающие на сжатие: колонны, опорные подушки, башмаки, тюбинги, отопительные батареи, трубы водопроводные и канализационные, плиты для полов, станины и корпусные детали станков, головки и поршни двигателей, зубчатые колеса и другие детали.

Микроструктура белого чугуна. Рис. 1

а б

а – доэвтектический, б – эвтектический белый чугун

Микроструктура серого чугуна Рис. 2

Ход работы

1. Ознакомление со структурами серого и белого чугуна.

Рассмотрите образцы чугунов из коллекции «Чугун и сталь». Ознакомьтесь с рисунками микроструктур белого и серого чугунов. Запишите их физические свойства - агрегатное состояние, цвет, твердость, блеск, способность притягиваться магнитом. Запишите название и состав сплавов.

(Приложение 2)

Сведения о сплавах железа занесите в таблицу:

Контрольные вопросы

1 уровень

1. Какие соединения называют сплавами?

2. Какой металл является основой черных сплавов?

3. Какие сплавы железа вам известны?

2 уровень

1. Какими общими физическими свойствами обладают железо и его сплав чугун.

2. Чем можно объяснить, что железо в чистом виде почти не применяется?

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

3 уровень

1. Какие отличительные свойства белого и серого чугунов?

2. Составьте электронную и графическую формулы атома железа и укажите, какие степени окисления характерны для железа.

3. Составьте уравнение реакции железа с хлором. Уравняйте коэффициенты методом электронного баланса и назовите окислитель и восстановитель.

Лабораторно-практическое занятие № 10

Практическая работа №2

Тема: «Получение, собирание и распознавание газов»

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

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

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

Теоретические основы

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

В лаборатории водород получают:

взаимодействием цинка с разбавленной соляной кислотой:

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂

растворением алюминия в щелочах:

2Al +2NaOH + H₂O = 2NaAlO₂ + 3H₂

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

В лаборатории кислород получают:

2KCl = 2KCl + 3O₂

2KMnO₄ = K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂

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

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

При горении угля в избытке кислорода:

С + О₂ = СО₂

При разложении карбонатов и гидрокарбонатов:

СаСО₃ = СО₂ + СаО

Действием на карбонат хлороводородной кислоты:

CaCO₃ + 2HCl = CaCl₂ + H₂O + CO₂

При действии метана с водяным паром и кислородом:

2СН₄ + 2Н₂О + О₂ = 2СО₂ + 4Н₂

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

NH₃ + H₂O = NH₄OH

Аммиак в лаборатории получают:

Действием на хлорид аммония щелочью при нагревании:

NH₄Cl + NaOH = NaCl + NH₃↑ + H₂O

При нагревании гидроксида аммония:

NH₄OH → NH₃↑ + H₂O

Ход работы

1. Получение, собирание и распознавание водорода.

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

Произойдет хлопок.

Запишите наблюдения, химические реакции и вывод в таблицу.

2. Получение, собирание и распознавание углекислого газа.

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

Запишите наблюдения, химические реакции и вывод в таблицу.

3. Получение, собирание и распознавание аммиака.

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

Запишите наблюдения, химические реакции и вывод в таблицу.

Отчёт о проделанной работе оформите в виде таблицы:

Контрольные вопросы

1. Каким способом собирают газ водород? Почему?

2. Каким способом собирают углекислый газ CO₂? Почему?

3. Каким способом собирают газ аммиак? Почему?

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

5. Решите задачу

1 уровень

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

2 уровень

При взаимодействии с 53,5г хлорида аммония с гидроксидом натрия выделился газ с резким запахом и вода. Определите объем выделившегося газа при н.у? Назовите выделившейся газ.

3 уровень

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

Лабораторно-практическое занятие № 11

Практическая работа №3

Тема: «Решение экспериментальных задач»

Цель: Развитие умений решения экспериментальных задач на распознавание

неорганических соединений.

Задача: Закрепить знания по курсу неорганической химии.

Реактивы и оборудование: Штативы, пронумерованные пробирки с кристаллическими веществами (сульфат натрия, карбонат натрия, гидроксид кальция, хлорид кальция, карбонат кальция, нитрат бария), вода, растворы: серной кислоты, хлорида бария, нитрата серебра, индикатор.

Ход работы

1. Определите, какое вещество содержится в каждой из трех пронумерованных пробирок. (Приложение 1).

Вариант 1: сульфат натрия, карбонат кальция, гидроксид кальция.

Вариант 2: карбонат натрия, хлорид кальция, нитрат бария.

2. Составьте уравнения реакций и запишите их в полной и сокращенной ионных формах.

3. В выводе укажите, какие вещества находятся в пронумерованных пробирках.

Отчёт о проделанной работе оформите в виде таблицы:

Контрольные вопросы

1 уровень

1. Какая реакция является качественной на сульфат-ионы?

2. Как с помощью лакмусовой бумажки определить в какой из пробирок находятся растворы соляной кислоты и гидроксида натрия?

3. Какой газ выделяется при добавлении к карбонату натрия раствора серной кислоты?

2 уровень

Напишите молекулярное и полное ионное уравнение, если дано краткое ионное уравнение:

Mg²⁺ + PO₄^3- → Mg₃(PO₄)₂↓

3уровень

Какая масса сульфата бария образуется при взаимодействии 10 г хлорида бария и 10 г сульфата натрия?

Раздел 2. Органическая химия

Лабораторно-практическое занятие № 12

Лабораторная работа №9

Тема: Изготовление моделей молекул органических веществ.

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

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

Оборудование: Пластилин, металлические стержни, транспортир, наборы шаростержневых молекул.

Теоретические основы

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

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

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

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

6 π – связь, которая принадлежит шести атомам углерода.

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

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

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

Ход работы

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

1.1.Изготовление шаростержневых моделей молекул.

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

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

Заполните таблицу. Зарисуйте молекулы органических веществ.

Структурная формула

Шаростержневая модель молекулы

1.

Контрольные вопросы

1. Какие бывают органические соединения по строению углеводородного скелета?

2. Какие вещества называются гомологами?

3. Какие бывают пространственные формы молекул органических веществ?

4. Какой процесс называется гибридизацией?

5. Дайте понятие σ и π связи?

Сформулируйте вывод по работе.

Лабораторно-практическое занятие № 13

Лабораторная работа №10

Тема: Ознакомление с коллекцией образцов нефти и продуктов ее

переработки. Ознакомление с коллекцией каучуков и

образцами изделий из резины.

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

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

Оборудование: Коллекции: «Нефть и продукты ее переработки», «Каучуки и образцы изделий из резины», «Уголь и продукты его переработки».

Теоретические основы

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

Нефть – это темная маслянистая жидкость, легче воды и практически в ней нерастворима. Нефть состоит из алканов, циклоалканов и ароматических углеводородов.

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

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

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

/

CH₃

Синтетические каучуки (СК) производят разного вида.

СКБ – продукт совместной полимеризации бутадиена с другими непредельнми углеводородами.

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

Ход работы

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

Рассмотрите коллекцию. Запишите образцы нефтепродуктов, их состав и физические свойства (цвет, запах, температура кипения).

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

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

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

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

Данные наблюдений занесите в таблицу.

1.Нефть

1.1. бензин

1.2. лигроин

1.3. керосин

1.4. газойль

1.5. мазут

2. Каучук

2.1.

3. Уголь

3.1.

Контрольные вопросы

1. Какие углеводороды входят в состав нефти?

2. Какие существуют методы переработки нефти?

3. Перечислите фракции перегонки нефти?

4. К каким органическим соединениям относятся каучуки?

5. Какие бывают синтетические каучуки?

6. На какие группы делятся каучуки по их назначению?

Сформулируйте вывод по работе.

Лабораторно-практическое занятие № 14

Лабораторная работа №11

Тема: Растворение глицерина в воде и взаимодействие с гидроксидом

меди(II). Свойства уксусной кислоты, общие со свойствами

минеральных кислот. Доказательство непредельного

характера жидкого жира.

Цель: Овладение навыками проведения химических опытов, с соблюдением правил техники безопасности, подтверждающих свойства глицерина, общие свойства уксусной кислоты с минеральными кислотами, непредельного характера жидкого жира.

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

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

Теоретические основы

Спирты.

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

1. Спирты легко взаимодействуют с металлическим натрием:

C₂H₅OH + 2Na → 2C₂H₅Ona + H₂

2. Многоатомные спирты взаимодействуют с нерастворимыми основаниями:

СН₂ОН H₂C ─ O

│ │ Cu

СНОН + Cu(OH)₂ → HC ─ O

СН₂ОН H₂C ─ OH + 2H₂O

синий раствор – глицерат меди

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

С₂Н₅ОН + О → СН₃ ─ C ═ O

/

Н уксусный альдегид

Карбоновые кислоты.

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

Химические свойства

1. При диссоциации образуют ионы водорода:

R ─COOH → R─COO^- + H⁺

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

2СН₃СООН + К → 2СН₃СООК + Н₂

ацетат калия

СН₃СООН + КОН → СН₃СООК + Н₂О

Жиры.

Жиры - сложные эфиры глицерина и высших карбоновых кислот.   Общее название таких соединений – триглицериды.  

Общая формула жиров (триглицеридов)

По происхождению жиры делятся на животные и растительные. Животные жиры содержат главным образом глицериды предельных кислот и являются твердыми веществами. Растительные жиры, часто называемые маслами, содержат глицериды непредельных карбоновых кислот. Это, например, жидкие подсолнечное, конопляное и льняное масла.

 Химические свойства жиров

1. Гидролиз, или омыление жиров происходит под действием воды, с участием ферментов или кислотных катализаторов (обратимо) , при этом образуются трехатомный спирт - глицерин и смесь карбоновых кислот или щелочей (необратимо). При щелочном гидролизе образуются соли высших жирных кислот, называемые мылами. 

2.Гидрирование жиров – превращение жидких растительных масел в твердые жиры.

Ход работы

1. Растворение глицерина в воде и взаимодействие с гидроксидом

меди (II).

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

1.2. В пробирку прилейте 2мл раствора соли CuSO₄ и 4мл раствора щелочи NaOH. К полученному осадку Cu(OH)₂ прилейте раствор глицерина. Запишите наблюдения, химические реакции и вывод в таблицу.

2. Свойства уксусной кислоты, общие со свойствами минеральных кислот.

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

Запишите наблюдения, химические реакции и вывод в таблицу.

2.2. В эту же пробирку добавьте 1-2 мл раствора гидроксида натрия. Запишите наблюдения, химические реакции и вывод в таблицу

2.3. Взаимодействие уксусной кислоты с активным металлом. В пробирку поместите небольшое количество Mg и прилейте 2мл раствора CH₃COOH.

Запишите наблюдения, химические реакции и вывод в таблицу.

2. 4. Взаимодействие уксусной кислоты с солями. В пробирку налейте

1-2 мл раствора карбоната натрия и прилейте 1-2 мл раствора уксусной кислоты. Запишите наблюдения, химическую реакцию и вывод в таблицу.

2. Доказательство непредельного характера жидкого жира.

В пробирки с растительным маслом добавьте 1-2 мл бромной воды, аккуратно встряхните. Запишите наблюдения и вывод в таблицу.

Отчёт о проделанной работе оформите в виде таблицы:

Контрольные вопросы

1 уровень

1. Почему глицерин в отличие от одноатомных спиртов взаимодействует с основаниями?

2. Перечислите общие химические свойства карбоновых и минеральных кислот.

3. Чем отличаются в строении молекул жидкие жиры от твердых?

2 уровень

1. Как можно обнаружить в растворах глицерин?

2. В чем заключается сущность процесса гидрирования жидких жиров?

3. В результате какой реакции получаются жиры ?

3 уровень

1. Как можно обнаружить уксусный альдегид и глицерин в пробирках без надписи?

2. Что произойдет с жиром, образованным пальмитиновой

кислотой:

а) при омылении едким натром

б) при восстановлении водородом ?

Лабораторно-практическое занятие № 15

Лабораторная работа №12

Тема: Взаимодействие глюкозы и сахарозы с гидроксидом меди(II).

Качественная реакция на крахмал.

Цель: Овладение навыками проведения химических опытов, с соблюдением

правил техники безопасности, подтверждающих свойства глюкозы,

сахарозы, крахмала.

Задача: Закрепление знаний по теме «Углеводы».

Реактивы и оборудование: Штатив с пробирками, держатель, горелка, стеклянная палочка. Растворы веществ: глюкозы, сахарозы, гидроксида натрия, сульфата меди (II). Раствор иода, крахмал, вода.

Теоретические основы

Углеводы.

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

СН₂ОН ─ (СНОН)₄ ─ C ═ O + 2Cu(OH)₂ → CH₂OH ─ (CHOH)₄ ─ C ═ O +

H OH

+ Cu₂O + 2H₂O

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

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

│ │

H OH

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

С₆Н₁₂О₆ → 2С₂Н₅ОН + 2СО₂

Крахмал представляет собой белый порошок, нерастворимый в холодной воде. В горячей воде крахмал набухает, образуя коллоидный раствор ─ клейстер.

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

При действии минеральных кислот крахмал гидролизуется до глюкозы.

(С₆Н₁₀О₅)_n + n H₂O → nC₆H₁₂O₆

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

Ход работы

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

В одну пробирку прилейте раствор глюкозы а, в другую пробирку раствор сахарозы и в каждую пробирку добавьте заранее приготовленный гидроксид меди (II). Запишите наблюдения и химическую реакцию взаимодействия глюкозы с Cu(OH)₂. Затем обе пробирки нагрейте до кипения. Запишите наблюдения и химическую реакцию взаимодействия глюкозы с Cu(OH)₂ при нагревании. Сделайте вывод.

2. Качественная реакция на крахмал.

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

Отчёт о проделанной работе оформите в виде таблицы:

Контрольные вопросы

1 уровень

1. Почему глюкоза проявляет свойства альдегидов и спиртов?

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

3. Как протекает процесс гидролиза крахмала и какие продукты реакции при этом образуются?

2 уровень

1. Как можно обнаружить в растворе глюкозу?

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

3. 3. Как можно обнаружить крахмал в продуктах питания?

3 уровень

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

2. Запишите реакцию спиртового брожения глюкозы.

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

Лабораторно-практическое занятие № 16

Лабораторная работа №13

Тема: Растворение белков в воде. Обнаружение белков в молоке и в

мясном бульоне. Денатурация раствора белка куриного яйца

спиртом, растворами солей тяжелых металлов и при нагревании.

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

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

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

Теоретические основы

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

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

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

Ход работы

1. Растворение белков в воде.

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

2. Обнаружение белков в молоке и мясном бульоне.

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

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

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

Отчёт о проделанной работе оформите в виде таблицы:

Контрольные вопросы

1. Какой состав имеет молекула белка?

2. Какая связь называется пептидной?

3. Какие структуры имеют молекулы белка? Дайте краткую характеристику им.

4. Какой процесс называется денатурацией белка?

5. Какие цветные реакции доказывают наличие белка?

Лабораторно-практическое занятие № 17

Практическая работа №4

Тема: « Распознавание пластмасс и волокон».

Цель: Ознакомление с коллекциями образцов пластмасс и волокон,

овладение навыками проведения химических опытов, с соблюдением

правил техники безопасности для распознавания пластмасс и волокон.

Задача: Закрепление знаний по теме «Полимеры».

Реактивы и оборудование: коллекции «Пластмассы» и «Волокна», образцы пластмасс (полиэтилен, полистирол, поливинилхлорид, фенолформальдегидные смолы), волокна (хлопок, шерсть, капрон, ацетатное волокно), держатель, спички.

Теоретические основы

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

Для правильного обращения с пластмассами нужно знать, термопластичными или термореактивными являются образующие из полимеры.

Термопластичные полимеры при нагревании размягчаются и в этом состоянии легко изменяют форму. При охлаждении они снова затвердевают и сохраняют приданную форму. При следующем нагревании они снова размягчаются, принимают новую форму и т.д. Из термопластичных полимеров посредством нагревания и давления можно формовать различные изделия и при необходимости подвергать их повторной переработке.

Термореактивные полимеры при нагревании сначала становятся пластичными, но затем утрачивают пластичность, становятся неплавкими и нерастворимыми, так как в них происходит химическое взаимодействие между линейными макромолекулами, образует пространственная структура полимера. Повторно переработать такой материал в новое изделие уже невозможно.

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

В зависимости от происхождения исходного материала и способа получения волокна делятся на природные и химические.

Ход работы

1. Распознавание пластмасс.

В разных пакетиках под номерами находятся образцы пластмасс: полиэтилен, полистирол, поливинилхлорид, фенолформальдегидная пластмасса. Необходимо определить под какими номерами находятся выданные образцы. Для этого ознакомьтесь с внешним видом пластмасс, исследуйте их отношение к нагреванию и горению. При нагревании обратите внимание размягчатся ли пластмасса, можно ли из расплава вытянуть нити. При горении обратите внимание на цвет пламени, запах, продолжает ли образец гореть вне пламени. (Приложение 3).

2. Распознавание волокон.

В разных пакетиках под номерами находятся образцы волокон: хлопок, шерсть, капрон, ацетатное волокно. Необходимо определить под какими номерами находятся выданные образцы. Для этого ознакомьтесь с внешним видом волокон и исследуйте их отношение к нагреванию и горению. (Приложение 4).

Ознакомление с внешним видом.

Рассмотрите образцы волокон, обратите внимание на их толщину, цвет, блеск, структуру.

Отношение к горению.

Возьмите тигельными щипцами исследуемое волокно, внесите его в пламя. Обратите внимание на быстроту горения, запах продуктов разложения, характер остатка.

Отчёт о проделанной работе оформите в виде таблицы:

Пластмассы

Образец №1

Волокна

Образец №1

Контрольные вопросы

1. Какие вещества называются полимерами?

2. Какие компоненты кроме полимеров могут входить в состав пластмасс? Какова их роль ?

3. Какими основными двумя способами получают полимеры?

4. Назовите известные вам полимерные соединения и их область

применения.

5. Как классифицируются химические волокна?

6. Приведите примеры природных высокомолекулярных соединений растительного и животного происхождения.

7. Назовите известные вам волокна и их область применения.

Лабораторно-практическое занятие № 18

Практическая работа №5

Тема: «Решение экспериментальных задач на идентификацию

органических соединений».

Цель: Развитие умений решения экспериментальных задач на

идентификацию органических соединений.

Задача: Закрепить знания и обобщить знания по курсу органической химии.

Ход работы

Решение экспериментальных задач на идентификацию органических соединений.

1 уровень

1. 1. Выберите соединение, с помощью которого можно распознать глицерин.

Реактивы:Cu (OH) ₂; NaOH; HCl.

1. 2. Выберите соединение, с помощью которого можно распознать уксусную кислоту.

Реактивы: синий лакмус; фенолфталеин; NaOH

1. 3. Выберите соединение, с помощью которого можно распознать уксусный альдегид.

Реактивы: Ag₂O + NH₄OH; H₂SO₄; NaOH

2 уровень

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

Реактивы: гидроксид меди(II); фенолфталеин; синий лакмус; металлический натрий

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

Реактивы: металлический натрий, аммиачный раствор оксида серебра.

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

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

3 уровень

1 вариант

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

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

2 вариант

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

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

Сформулируйте вывод по работе.

Правила техники безопасности

1. Во время работы в лаборатории необходимо соблюдать чистоту, тишину, порядок и правила техники безопасности.

2. Каждый работающий должен знать, где находятся в лаборатории средства противопожарной защиты и аптечка, содержащая все необходимое для оказания первой помощи.

3. Приступать к работе можно только после усвоения всей техники ее выполнения и инструкции по технике безопасности.

4. В процессе работы необходимо соблюдать чистоту и аккуратность, следить, чтобы вещества не попадали на кожу лица и рук.

5. Запрещается пробовать на вкус химические вещества.

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Оказание первой медицинской помощи

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

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

3. При порезах стеклом:

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

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

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

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

В лаборатории должна быть аптечка с набором медикаментов.

Приложения

Приложение 1

Распознавание ионов неорганических соединений

Приложение 2

Виды и свойства чугунов

Приложение 3

Некоторые свойства пластмасс

Приложение 4

Некоторые свойства волокон

Список литературы

1. Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман «Химия 10 класс» учебник для общеобразовательных организаций с приложением на электронном носителе. Базовый уровень. М.: «Просвещение», 2014;

2. Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман «Химия 11 класс» учебник для общеобразовательных организаций с приложением на электронном носителе. Базовый уровень. М.: «Просвещение», 2014;

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

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