Методическая разработка практического занятия для студентов Iкурса: «Гидролиз как обменный процесс. Реакции в растворах электролитов.».

Государственное бюджетное профессиональное образовательное учреждение

Московской области

«Московский областной медицинский колледж №1»

Наро - Фоминский филиал

Специальность: 34.02.01 «Сестринское дело»

Цикловая методическая комиссия

Общеобразовательных, гуманитарных и естественнонаучных дисциплин

Химия

I курс

Методическая разработка

практического занятия №16

(для студентов)

по теме

«Гидролиз как обменный процесс . Реакции в растворах электролитов.

2020 год

Специальность: 34.02.01 «Сестринское дело»

Разработчик: преподаватель – Чернышова Н.И..

ГБПОУ МО «Московский областной медицинский колледж № 1» Наро – Фоминский филиал

Рассмотрено и утверждено на заседании ЦМК общеобразовательных, гуманитарных и естественнонаучных дисциплин Протокол № от « » 2020 г. Председатель ЦМК ___________________ Чернышова Н.И.

Согласовано Зам. директора по УР « » _____________ 2020 год ______________________________ Шабарова М. Н.

Методическое пособие разработано в соответствии с требованиями Федерального государственного образовательного стандарта среднего профессионального образования (ФГОС СПО) по специальности 34.02.01 Сестринское дело и предназначено для преподавателя для проведения практического занятия «Гидролиз как обменный процесс.» по учебной дисциплине «Химия».

ОГЛАВЛЕНИЕ

№/№	Наименование	Страницы
1	Пояснительная записка	3
	Введение
2	План занятия	6
3	Опорный конспект хода занятия.	6-9
4	Вводная часть.Актуализация знаний. Фронтальная беседа по вопросам.	6-7
5	Самостоятельная работа студентов.	8-9
6	Лабораторная работа .Оформление результатов работы.	10
7	Контроль усвоения изучаемого материала. Тест по теме: «Электролитическая диссоциация» (приложение № 3).	11-13
8	Подведение итогов занятия.	9
9	Задание для внеаудиторной самостоятельной работы и домашнее задание	9
10	Приложение № 1	10
11	Пиложение№2	11
12	Пиложение№3	12
13	Пиложение№4 Контрольно – тестовая часть	13-20
14	Эталоны ответов	21
15	Список использованной литературы	22

Пояснительная записка

Методическое пособие рекомендовано для студентов при проведении практических занятий и контроля текущего уровня знаний по дисциплине «Химия» Специальность: 34.02.01 «Сестринское дело».

Введение

Данная методическая разработка занятия по теме «Гидролиз солей. Реакции в растворах солей.» продолжает изучение закономерностей протекания химических реакций, смещения равновесия обратимых процессов и является одним из существенных вопросов теории растворов.

Процессы гидролиза происходят в любых живых системах, антропогенных комплексов.

При изучении данной темы студентам важно научиться в процессе решения соответствующих задач и тестов умению объяснять сущность гидролиза солей, записывать краткие и полные ионные уравнения реакций гидролиза, объяснять изменение кислотности среды и образование кислых или основных солей в этом процессе. Также важно узнать о практическом значении гидролиза не только солей, но и других соединений. Особо интересен гидролиз в медицине. Умение экспериментально подтверждать основные случаи гидролиза солей также является одним из ведущих умений при изучении химии как науки.

Предлагаемое пособие содержит теоретический, экспериментальный и контрольно-оценочный блоки, что отвечает принципу системности в изучении темы «Растворы»

Цели занятия:

Обучающая: Закрепить у студентов знания теории электролитической

диссоциации, умение разделять вещества на электролиты и не электролиты,

определять характер среды по окраске индикатора.

Сформировать знания о

гидролизе, как особом свойстве солей. Доказать влияние состава соли на

направление реакции, и привести учащихся к выводу о смещении равновесия

диссоциации молекул воды, за счет связывания одного из ее ионов ионами

соли.

Сформировать умение по составу соли (ее природе) прогнозировать

реакцию среды.

Развивающая: На примере свойств солей, различной природы, их отношение к воде, продолжить развитие умений наблюдать, сравнивать изучаемые явления, выявлять причинно – следственные связи, делать соответствующие выводы.

Воспитывающая: Через проблемный метод обучения раскрыть перед студентами научный путь познания через доказательство гипотезы, способствовать переходу знаний в убеждения. Посредством эксперимента привить навыки трудолюбия, бережного отношения к реактивам, к природе, эстетические качества

-формирование ПК:

• ПК 2.1. Представлять информацию в понятном для пациента виде, объяснять ему суть вмешательств.

-формирование ОК:

• Понимать сущность и социальную значимость будущей профессии, проявлять к ней устойчивый интерес.

• Организовывать собственную деятельность, выбирать типовые методы и способы выполнения профессиональных задач, оценивать их эффективность и качество.

• Принимать решения в стандартных и нестандартных ситуациях, нести за них ответственность.

• Осуществлять поиск и использование информации, необходимой для эффективного выполнения профессиональных задач, профессионального и личностного развития.

• Использовать информационно-коммуникационные технологии в профессиональной деятельности.

• Работать в коллективе и команде, эффективно общаться с коллегами, руководством, потребителями.

• Брать на себя ответственность за работу членов команды (подчиненных), результата выполнения задания.

• Ориентироваться в условиях частой смены технологий в профессиональной деятельности.

• Бережно относиться к историческому наследию и культурным традициям народа. Уважать социальные, культурные и религиозные различия.

• Быть готовым брать на себя нравственные обязательства по отношению к природе, обществу и человека.

• Организовывать рабочее место с соблюдением требований охраны труда, производственной санитарии, инфекционной и противопожарной безопасности.

• Вести здоровый образ жизни, заниматься физической культурой и спортом для укрепления здоровья, достижения жизненных и профессиональных целей.

Методы обучения: диалогическое изложение, беседа, объяснение, химический эксперимент.

Приемы обучения: постановка и решение учебных проблем, раскрытие причинно-следственных связей, организация наблюдений, сравнения, использование алгоритмов.

Средства обучения: причинно-следственные связи, оборудование и реактивы для эксперимента, таблицы, алгоритмы.

Задачи:

• научить студентов пользоваться опорными знаниями, со­ставлять конспект урока;

• углубить их знание свойств солей

• научить учащихся определять характер среды растворов со­лей по их составу, составлять ионные уравнения реакций гидролиза значения гидролиза в природе и жизни человека;

• вызвать интерес к предмету, развивать умение логически рассуждать, грамотно выражать свои мысли;

• Закрепить практический опыт по проведению практического эксперимента по изучению условий протекания реакций ионного обмена до конца и определения реакции среды растворов солей при гидролизе;

• Закрепить практический опыт обращаться с лабораторным оборудованием и посудой; проводить наблюдения, делать выводы;

• Закрепить практический опыт по соблюдению правил по технике безопасности при работе в химическом кабинете.

• закрепить умения и навыки химического эксперимента, умение работать с таблицами, справочным материалом, дополни­тельной литературой.

Тип занятия: практическое занятие

Вид занятия: проблемно-исследовательский.

Учения: эвристическая беседа, лабораторные опыты.

Дидактическое оснащение урока:

Мультимедиа проектор

Презентация к уроку в программе MS PowerPoint.

Таблица растворимости, таблица рН среды

Оборудование для эксперимента: штатив с пробирками, растворы лакмуса и фенолфталеина, растворы солей; хлорида натрия, карбоната натрия, хлорида аммония. Для лабораторной работы: растворы следующих солей: KCl; K2S; AlCl3.

Реактивы: растворы HCl, CuSО₄, NaOH, FeСl₃ Na₂CО₃, NaCl, индикаторы фенолфталеин и метилоранж, раствор H₂SO₄, кристаллический карбонат натрия.

Раздаточный материал:

Методическая разработка практического занятия для студентов, таблицы, алгоритмы, тестовое задание.

Место проведения:

Кабинет

Тема: « Гидролиз солей. Реакции в растворах электролитов.»

Продолжительность занятия - 180 м

План занятия:

1. Вводная часть – 15 минут

   1. Организационный момент-2 мин.

1.2. Актуализация знаний-3 мин.

1.3. Контроль исходного уровня знаний- 10 мин.

2. Основная часть – 120 минут

2.1 Самостоятельная работа студентов – 30 мин.

2.2. Решение задач по теме –20 мин.

2.3. Самостоятельная работа студентов по изучению изучению условий протекания реакций ионного обмена до конца и определения реакции среды растворов солей при гидролизе (лабораторная работа) – 70 мин.

3. Заключительная часть – 45 минут

3.1 Письменная работа студентов – 30 мин.

3.2. Подведение итогов – 10 мин.

3.3. Домашнее задание – 5 мин.

Опорный конспект хода занятия

1. Вводная часть

Откройте тетради и запишите тему и цель занятия.

1. Актуализация знаний.

Прослушайте, выделите и запишите главную мысль.

Электролиты являются составной частью жидкостей и плотных тканей живых организмов. Ионы натрия, калия, кальция, магния, водорода, анионы ОН^-, Сl^-, SO₄^2-, НСО₃^- имеют большое значение для физиологических и биохимических процессов. Водородные ионы способствуют нормальному функционированию ферментов, обмену веществ, перевариванию пищи. Ионы натрия и хлорид - ионы в наш организм попадают при использовании в пищу поваренную соль. В медицине применяется 0,85% раствор хлорида натрия в качестве физиологического раствора при большой потере жидкости организмом.

Многие химические реакции протекают в водных растворах. Знания свойств, присущих электролитам в растворах, а также представление об электронном строении атомов и молекул позволяет по - новому рассматривать свойства оснований, кислот, солей.

1.2. Ответьте устно на вопросы:

1. Какие вещества называют электролитами, какие неэлектролитами? Приведите примеры известных вам электролитов и неэлектролитов.

2. Какие электролиты относятся к настоящим электролитам, а какие – к потенциальным?

3. Сформулируйте основные положения теории электролитической диссоциации С. Аррениуса?

4. Какие электролиты называют сильными, а какие - слабыми?

5. Что такое кислоты, основания и соли (нормальные, кислые) с точки зрения теории электролитической диссоциации?

6. Какие реакции называются ионными? Какими уравнениями они выражаются?

7. В каких случаях реакции обмена между электролитами в водных растворах необратимы, в каких обратимы?

8. Какие вещества называются индикаторами? Какие индикаторы вы знаете?

9. Что показывает водородный показатель – рН? Как его определяют?

10. Что называется гидролизом солей? В чём его сущность?

11. Какие типы солей подвергаются гидролизу, какие соли не подвергаются гидролизу?

12. Для каких солей возможен необратимый гидролиз?

13. Какие факторы и как влияют на степень гидролиза?

2.Основная часть.

2.1. Самостоятельная работа студентов.

Выполните самостоятельно упражнения, используя приложения № 1- 2.

1. Напишите уравнения электролитической диссоциации:

а) сульфата железа (III); б) гидрокарбоната калия; в) ортофосфорной кислоты;

г) гидроксида кальция; д) гидроксохлорида меди (II); е) серной кислоты;

ж) гидроксида лития.

При диссоциации каких веществ образуется больше ионов?

2. Какие из приведенных реакций протекают до конца? Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций, протекающих до конца между:

а) хлоридом магния и сульфатом калия;

б) карбонатом кальция и азотной кислотой;

в) серной кислотой и гидроксидом аммония;

г) нитратом серебра и соляной кислотой.

Определите суммы коэффициентов в сокращенных ионных уравнениях.

3. Составьте в молекулярной форме уравнения реакций, которым соответствуют следующие ионно - молекулярные уравнения:

а) СО₃^2- + 2Н⁺ → Н₂О + СО₂↑

б) 3Са²⁺ + 2РО₄^3- → Са₃(РО₄)₂↓

в) ОН^- + Н⁺ → Н₂О

г) Ва²⁺ + SО₄^2- → BaSО₄↓

1. Могут ли в растворе одновременно находиться следующие пары веществ:

а) гидроксид натрия и хлорид бария;

б) гидроксид кальция и углекислый газ;

в) сульфат калия и гидроксид бария;

г) гидрокарбонат натрия и серная кислота;

д) соляная кислота и нитрат алюминия?

5. Какие из перечисленных солей подвергаются гидролизу? Составьте уравнения гидролиза в ионной и молекулярной форме и определите реакцию среды растворов солей, которые гидролизуются:

BaSO₄, K₂СO₃, MgSO₄, (NH₄)₂CO₃, AgCl, NaNO₃, Fe₂S₃, CaCl₂, Zn(NO₃)₂, CuCO₃, Ba(NO₃)₂, Na₂SO₃, AlCl₃

2.2. Решение задач.

Решите задачи на вычисление степени диссоциации и числа продиссоциированных молекул в растворе.

Первую задачу решаем на доске, совместно с преподавателем, остальные самостоятельно.

Задача 1.

Из каждой тысячи молекул электролита, растворенного в воде, 40 распалось на ионы. Определите степень диссоциации электролита.

Задача 2.

Степень диссоциации электролита равна 60%. Сколько молекул этого вещества из каждого десятка распадается на ионы?

Задача 3.

Из каждых 500 молекул электролита 8 распадаются на ионы. Чему равна степень диссоциации этого электролита? К электролитам какого типа (сильных или слабых) его можно отнести?

2.3. Лабораторная работа.

Самостоятельная работа студентов по отработке навыков

проводения практического эксперимент по изучению условий протекания реакций ионного обмена до конца и определения реакции среды растворов солей при гидролизе

Перед выполнением лабораторной работы повторите правила техники безопасности при работе в химической лаборатории.

Проделайте опыты, руководствуясь методическими указаниями лабораторной работы (приложение № 1). Оформите отчет о проделанной работе.

1. Заключительная часть.

   1. Контроль усвоения изучаемого материала.

Выполните тест по теме: «Электролитическая диссоциация» (приложение № 4).

1. Подведение итогов занятия.

Работа студентов на занятии оценивается по критериям:

1. Теоретическая подготовка по данной теме.

2. Качество и аккуратность выполнения опытов.

3. Умение работать с лабораторным оборудованием.

1. Домашнее задание:

О.Е.Саенко Химия с.80-85 изучить текст. Выполнить задания с.84№ 9,10(а-в)

Доклады на темы:

• « Теория электролитической диссоциации»;

• «Электролиты и неэлектролиты, их значение и применение в технике, быту»;

• «Вода – слабый электролит. Понятие о рН растворов»;

• «Гидролиз солей как один из видов реакций обмена. Типы гидролиза и факторы, влияющие на степень гидролиза».

Приложение № 1

Лабораторная работа

Тема «Реакции в растворах электролитов. Гидролиз солей».

Цель работы: практически изучить условия протекания реакций ионного обмена идущие до конца, исследовать процесс гидролиза солей.

Реактивы: растворы HCl, CuSО₄, NaOH, FeСl₃ Na₂CО₃, NaCl, индикаторы фенолфталеин и метилоранж, раствор H₂SO₄, кристаллический карбонат натрия.

Ход работы:

Опыт 1. Реакции, идущие до конца за счет образования осадка.

В пробирку налейте 2 - 3 мл раствора сульфата меди (II) и прибавьте понемногу раствора щелочи – гидроксида натрия. В пробирке образуется осадок гидроксида меди (II). Каков его цвет?

Напишите молекулярное и ионное (полное и сокращенное) уравнения реакции.

Опыт 2. Реакции, идущие до конца за счет образования малодиссоциирующего вещества.

Налейте в пробирку 2 -3 мл раствора щелочи. Прибавьте 1 каплю фенолфталеина. Как изменился цвет раствора? К полученному раствору добавьте соляную кислоту до исчезновения окраски.

Напишите молекулярное, полное и сокращенное ионное уравнения реакции.

Опыт 3. Реакции, идущие до конца за счет образования газообразного вещества.

В пробирку внесите немного кристаллического карбоната натрия и добавьте соляной кислоты. Какой газ выделяется при этом?

Напишите молекулярное и полное и сокращенное ионное уравнения реакции.

Опыт 4. Определение среды растворов солей.

В пробирки налейте растворы солей хлорида железа (III), карбоната натрия и хлорида натрия объемом по 1 мл. Каждый раствор исследуйте индикатором метилоранжем. Что наблюдаете? Какова среда этих растворов? Дайте объяснение полученным результатам и напишите молекулярные и ионные уравнения реакций. По какому типу идет гидролиз каждой соли? Сделайте вывод.

Приложение № 2

Степень и константа электролитической диссоциации.
Сильные и слабые электролиты

Сильные электролиты — это такие электролиты для которых степень
диссоциации в водных растворах близка к 1 (100 %).

К сильным электролитам относятся:

1. практически все соли;

2. некоторые кислоты - НClO₄, НС1O₃, HNO₃, H₂SO₄, HMnO₄, Н₂Сг₂O₇ , HI, HBr, НС1

3. щёлочи — LiOH; NaOH; KOH; CsOH; RbОН; Са(ОН)₂, Sг(ОН)₂, Ва(ОН)₂

Слабые электролиты — это такие электролиты, для которых степень диссоциации водных растворах меньше 0,3 (30 %).

К слабым электролитам относятся:

1 . слабые кислоты – НClO₂, НС1O, HNO₂, H₂SO₃, H₂CO₃, H₂SiO₃, Н₃PO₄, Н₃PO₃,

НF, Н₃ВО₃, СН₃СООН, H₂S, HCN

2. слабые малорастворимые в воде основания и амфотерные гидроксиды - Fе(ОН)₂,

Fе(ОН)₃, Сu(ОН)₂, РЬ(ОН)₂, Al(OH)₃, Cr(OH)₃

3. вода — Н₂O

В уравнениях электролитической диссоциации слабых электролитов ставят знак

обратимости, так как они диссоциируют не полностью:

HCN Н⁺+ CN^-

Приложение № 3

Алгоритм составления ионных уравнений

1. Напишем молекулярное уравнение реакции.

2. Составим полное ионное уравнение, записывая:

а) в виде ионов формулы сильных электролитов:
- сильных кислот,

- сильных оснований (щелочей),

- растворимых в воде солей;

б) в виде молекул формулы:

- слабых электролитов (Н₂О, СН₃СООН, NH₄OH, H₂SO₃, H₂CO₃, H₂S, HCN и др.),

- малорастворимых веществ (AgC1, Fe(OH)₂, СаСО₃ и т.д.),

- газообразных (летучих) веществ (CO₂, H₂S, NНз и др.),

- оксидов металлов и неметаллов (Na₂O, СаО, Р₂O₅ и т.д.)

3. Сравнивая левую и правую части полного ионного уравнения, установим, какие ионы не участвуют в реакции (формулы этих ионов можно подчеркнуть).

4. Напишем сокращенное ионное уравнение, включив в него формулы только тех ионов и молекул, которое участвуют в реакции.

5. Если в сокращенном ионном уравнении коэффициенты перед ионами и молекулами имеют общий множитель, то их можно сократить на него.

При составлении ионных уравнений пользуются таблицей растворимости, по
которой определяют растворимость солей, оснований и кислот в воде. В уравнениях
реакций ставят знак ↓, если среди продуктов реакции есть осадок — нерастворимые или малорастворимые вещества. Знак ↑ показывает газообразные и летучие соединения.

Приложение № 4

Тест по теме: «Электролитическая диссоциация»

I вариант

Выбрать один правильный ответ

1. Распад электролита на ионы – это:

а) ассоциация; б) гидратация; в) диссоциация;

2. Сильный электролит – это:

а) H₂S б) НСl в) Н₂СО₃ г) NH₄OH

3. Схема диссоциации кислоты – это:

а) Ме(ОН)_n → Меⁿ⁺ + nОН^-

б) H_mR → mH⁺ + R^m-

в) Me_mR_n → Meⁿ⁺ + R^m-

4. Анион — это:

а) Н⁺ б) S^2- в) Na⁺ г) Mg²⁺

5. Группа веществ электролитов – это:

а) NaCl, NaOH ,Na₂О

б) KCl, КОН, HCl

в) Н₂, Н₂О, HCl

6. Состояние вещества в растворе, если α=0

а) вещество полностью распалось на ионы

б) вещество частично распалось на ионы

в) диссоциация вещества отсутствует

7. Гидроксид - ионы образуются при диссоциации:

a) NH₄Cl б) NaOH в) Cu(OH)₂

8. Реакция, практически осуществимая до конца - это:

а) HNO₃ + KCl =

б) BaCl₂ + NH₄NO₃ =

в) AgNО₃ + HCl =

9. Вещество, при диссоциации которого образуются катионы Na⁺ и Н⁺, а также анионы SO₃^2- является:

а) кислотой; б) щелочью; в) средней солью; г) кислой солью

10. Установите соответствие:

Реагенты Уравнения

а) Ва(ОН)₂ и Na₂SО₄ l.K⁺ + NО₃^- = KNO₃

б) К₂СО₃ и HNО₃ 2.Ва²⁺ + SО₄^2- = BaSО₄

3. СОз^2- + 2Н⁺ = СО₂ + Н₂O

11. Реакция, которая происходит при растворении гидроксида магния в серной кислоте, описывается сокращенным ионным уравнением:

а) Mg²⁺ + SО₄^2- = MgSО₄;

б) Н⁺ + ОН^- = Н₂О;

в) Mg(OH)₂ + 2Н⁺ = Mg²⁺ + 2Н₂O;

г) Mg(ОH)₂ + SО₄^2-= MgSО₄ + 2OН^-.

12. Группа формул сильных электролитов:

а) Н₂О и H₂SО₄ б) Н₂СОз и NH₄OH

в) СаСОз и HNО₃ г) НС1 и КОН

13. Ионы, которые могут одновременно находиться в растворе:

а) Ag⁺,NО₃^-,A1³⁺,C1-, б) К⁺, Cl^- , Ва²⁺, SO₄^2-.

в) Na⁺, СО₃^2- , NH₄⁺, ОН^-. г) Аl³⁺, NO₃^-, К⁺, I^-

14. В каком растворе содержится больше всего ионов?

а) cульфат калия; б) гидроксид калия;

в) фосфорная кислота; г) соляная кислота.

15. Степень диссоциации не зависит от:

а) объема раствора; б) природы электролита;

в) температуры; г) концентрации.

16. Сокращенное ионное уравнение А1³⁺ + ЗОН^- = А1(ОН)з соответствует взаимодействию:

а) хлорида алюминия с водой;

б) хлорида алюминия с гидроксидом калия;

в) алюминия с водой;

г) алюминия с гидроксидом калия.

17. Электролит, который диссоциирует ступенчато, - это:

а) гидроксид магния; б) фосфорная кислота;

в) гидроксид калия; г) сульфат натрия.

18. Слабым электролитом является:

а) гидроксид бария; б) гидроксид алюминия;

в) плавиковая кислота; г) йодоводородная кислота.

19. Сумма коэффициентов в кратком ионном уравнении взаимодействия гидроксида бария и углекислого газа равна:

а) 6 б) 4 в) 7 г) 8

20. В растворе не могут находиться следующие пары веществ:

а) хлорид меди и гидроксид натрия;

б) хлорид калия и гидроксид натрия;

в) соляная кислота и гидроксид натрия;

г) серная кислота и нитрат натрия.

21. Формулы веществ, вступающих в реакцию друг с другом с образованием осадка:

а) СаСl₂ и Na₂CO₃ б) H₂SO₄ и NaOH

в) MgCO₃ и HNO₃ г) КNOз и ВаСl₂

22. Щелочная среда образуется в растворе каждого вещества из следующих пар солей:

a) NaCl и FeSО₄ б) Ca(NО₂)₂ и Na₂SО₃

в) КС1 и СаС1₂ г) KNO₃ и NH₄C1

23. Формула соли, подвергающейся гидролизу по катиону:

а) А1(NO₃)₃ б) ВаСl₂

в) СаВг₂ г) К₂СОз

24. Индикатор фенолфталеин в растворе соли Na₂CO₃ приобретает цвет:

а) синий б) красный

в) малиновый г) оранжевый

25. Гидролиз протекает при растворении в воде:

а) бромида кальция; б) фосфата кальция; в) нитрита кальция; г) сульфита кальция.

26. Гидролиз какой соли идет по аниону?

а) КС1 б) A1₂(SО₄)₃

в) NaNО₃ г) Li₂S

Тест по теме: «Электролитическая диссоциация»

II вариант

Выбрать один правильный ответ

1. Вещество, образующее при диссоциации катионы водорода и анионы кислотного остатка, - это:

а) соль б) вода в) кислота г) щелочь

2. Растворение веществ - это процесс:

а) физический б) физико - химический в) химический

3. Основоположником теории электролитической диссоциации является

а) А.Л. Ле - Шателье б) С.А. Аррениус в) А Авогадро

4. Состояние вещества в растворе, если α= 1

а) вещество полностью распалось на ионы

б) диссоциация вещества отсутствует

в) вещество частично распалось на ионы

5. Сильный электролит – это:

a) NaOH б) Сu(ОН)₂ в) BaSO₄ г) H₂CO₃

6. Схема диссоциации соли – это:

а) Ме(ОН)_n → Меⁿ⁺ + nОН^-

б) H_mR → mH⁺ + R^m-

в) Me_mR_n → Meⁿ⁺ + R^m-

7. Электролиты – это:

а) KCl, NaOH, CuCl₂

б) H₂S, Н₂, Н₂О

в) Na₂SО₄, HCl, CuO

8. Реакция, практически осуществимая до конца, - это:

а) CuCl₂ + ZnS =

б) KCl + HNO₃ =

в) NaOH + К₂СО₃ =

9. Вещество, образующее при диссоциации сульфит - ионы, - это:

a) K₂S б) K₂SО₃ в) K₂SО₄

10. Установите соответствие:

Реагенты Уравнения

а) H₂S + CuCl₂ = 1. Н⁺ + Сl^- = HCl

б) Ва(ОН)₂ + Na₂SO₄ = 2. S^2- + Cu²⁺ = CuS

3.Ba²⁺ + SO₄^2- = BaSO₄

11. Взаимодействие карбоната бария с хлороводородной кислотой можно представить сокращенным ионным уравнением:

а) ВаСО₃ + 2 Н⁺ → Ва²⁺ + СО₂ + Н₂О

б) Ва²⁺ + СОз^2- + 2 Н⁺ + 2 Cl^- → Ва²⁺ + СОз^2- + 2 НСl↑

в) СОз^2- + 2 Н⁺ → СO₂↑ + Н₂O

г) 2 Н⁺ + СОз^2- → Н₂СO₃

12. Группа формул слабых электролитов:

а) Н₂O и H₂SO₄ б) Н₂СО₃ и NH₄OH

в) CaSO₃ и HNO₃ г) НСl и КОН.

13. Одновременно в растворе могут находиться ионы:

а) Ва²⁺, Cr³⁺, Cl^-, SO₄^2- б) Ca²⁺,Na⁺,F^-,NО₃^-

в) Са²⁺, NH₄⁺, Cl^-, NO₃^- г) Fe³⁺, Na⁺, OH^- , NO₃^-

14. В каком растворе содержится меньше всего ионов?

а) сульфат калия; б) гидроксид бария;

в) фосфорная кислота; г) соляная кислота.

15. Степень диссоциации зависит от:

а) объема раствора; б) природы электролита;

в) агрегатного состояния вещества; г) катализатора .

16. Сокращенное ионное уравнение Fe³⁺ + ЗОН^- = Fe(OH)₃ соответствует

взаимодействию:

а) хлорида железа с водой;

б) сульфат железа с гидроксидом калия;

в) оксид железа с водой;

г) железа с гидроксидом калия.

17. Электролит, который диссоциирует ступенчато, - это:

а) азотная кислота; б) фосфорная кислота;

в) гидроксид калия; г) сульфат натрия.

18. Сильным электролитом является:

а) гидроксид бария; б) гидроксид алюминия;

в) угольная кислота; г) сероводородная кислота.

19. Практически необратимо реакция обмена протекает между растворами:

а) Хлорида лития и серной кислоты.

б) Гидроксида калия и азотной кислоты.

в) Хлорида бария и азотной кислоты.

г) Сульфата цинка и хлорида калия.

20. Сумма коэффициентов в уравнении электролитической диссоциации нитрата меди (II) равна:

а) 3 б) 4 в) 5 г) 6.

21. Формулы веществ, вступающих в реакцию друг с другом с образованием газа:

а) СаСl₂ и Na₂CO₃. б) H₂SO₄ и NaOH.

в) MgCO₃ и HNO₃ г) К₂СО₃ и ВаС1₂

22. Кислая реакция среды в водном растворе:

а) (NH₄)₂CO₃; FeCl₃ б) CuCl₂; NaCl

в) Na₂S; К₂СО₃ г) Fe(NО₃)_3; ZnSО₄

23. Укажите пару солей, которые не подвергаются гидролизу:

а) А1С1₃ и SrSО₄ б) КМnО₄ и NH₄NО₃

в) ВаСl₂ и KNO₃ г) NaClO₄ и KF

24. Гидролиз какой соли идет по катиону?

а) КС1 б) NaNО₂

в) ВаВг₂ г) ZnCl₂

25. Гидролизу по аниону подвергается соль:

а) хлорид бария; б) нитрит калия; в) хлорид аммония; г) cульфат натрия.

26. Какая окраска будет у лакмуса в растворе соли К₂SO₃?

а) красная б) не окрашивается

в) синяя г) желтая

Тест по теме: «Электролитическая диссоциация»

III вариант

Выбрать один правильный ответ

1. Вещество, образующее при диссоциации катионы металла и анионы кислотного остатка, - это:

а) соль б) вода в) кислота г) щелочь

2. Сильный электролит – это:

а) H₂SO₄ б) Н₂SO₃ в) Н₂СО₃ г) H₂S

3. Схема диссоциации кислой соли – это:

а) Ме(ОН)_n → Меⁿ⁺ + nОН^-

б) H_mR → mH⁺ + R^m-

в) Me_nHRn → Meⁿ⁺ + H⁺ + R^m-

4. Анион — это:

а) Н⁺ б) SО₄^2- в) Na⁺ г) Са²⁺

5. Группа веществ электролитов – это:

а) CuCl₂, Cu(OH)₂ ,Cu₂О

б) LiCl, LiОН, HCl

в) O₂, Н₂О, H₂SO₄

6. Состояние вещества в растворе, если α=0,2

а) вещество полностью распалось на ионы

б) вещество частично распалось на ионы

в) диссоциация вещества отсутствует

7. Гидроксид - ионы образуются при диссоциации:

a) NH₄OH б) Al(OH)₃ в) Cu(OH)₂ г) Zn(OH)₂

8. Реакция, практически осуществимая до конца - это:

а) HNO₃ + KOH =

б) CaCl₂ + NH₄NO₃ =

в) NaNО₃ + HCl =

9. Вещество, при диссоциации которого образуются катионы Ca²⁺ и гидроксид – ионы OН^- является:

а) кислотой; б) основанием; в) средней солью; г) кислой солью

10. Установите соответствие:

Реагенты Уравнения

а) Ca(ОН)₂ и Na₂CО₃ l.Na⁺ + NО₃^- = NaNO₃

б) Na₂СО₃ и HNО₃ 2.Cа²⁺ + CО₃^2- = CaСО₃

3. СО₃^2- + 2Н⁺ = СО₂ + Н₂O

11. Реакция, которая происходит при растворении гидроксида цинка в соляной кислоте, описывается сокращенным ионным уравнением:

а) Zn²⁺ + Сl^- = ZnCl₂;

б) Н⁺ + ОН^- = Н₂О;

в) Zn(OH)₂ + 2Н⁺ = Zn²⁺ + 2Н₂O;

г) Zn(ОH)₂ + 2Cl^- = ZnCl₂ + 2OН^-.

12. Группа формул сильных электролитов:

а) Н₂О и HCl б) Н₂SОз и NH₄OH

в) BаСОз и HNО₃ г) H₂SО₄ и LiОН

13. Ионы, которые могут одновременно находиться в растворе:

а) Ag⁺,NО₃^-,Fe³⁺,C1^-, б) Na⁺, Cl^- , Ва²⁺, SO₄^2-.

в) K⁺, СО₃^2- , NH₄⁺, ОН^-. г) Аl³⁺, Cl^-, К⁺, OH^-

14. В каком растворе содержится больше всего ионов?

а) cульфат магния; б) гидроксид натрия;

в) серная кислота; г) азотная кислота.

15. Степень диссоциации не зависит от:

а) катализатора; б) природы электролита;

в) температуры; г) концентрации.

16. Сокращенное ионное уравнение Cu²⁺ + 2ОН^- = Cu(ОН)₂ соответствует взаимодействию:

а) хлорида меди с водой;

б) хлорида меди с гидроксидом натрия;

в) меди с водой;

г) меди с гидроксидом калия.

17. Электролит, который диссоциирует ступенчато, - это:

а) гидроксид железа (III); б) cернистая кислота;

в) гидроксид лития; г) сульфат рубидия.

18. Слабым электролитом является:

а) гидроксид кальция; б) гидроксид аммония;

в) соляная кислота; г) бромоводородная кислота.

19. Сумма коэффициентов в кратком ионном уравнении взаимодействия гидроксида натрия и серной кислоты равна:

а) 3 б) 4 в) 5 г) 8

20. В растворе не могут находиться следующие пары веществ:

а) нитрат кальция и гидроксид натрия;

б) хлорид натрия и гидроксид бария;

в) соляная кислота и сульфат калия;

г) серная кислота и хлорид бария.

21. Формулы веществ, вступающих в реакцию друг с другом с образованием воды:

а) СаСl₂ и Na₂CO₃ б) H₂SO₄ и NaOH

в) MgSO₄ и HNO₃ г) КNOз и ВаСl₂

22. Кислая среда образуется в растворе каждого вещества из следующих пар солей:

a) NaCl и ZnSО₄ б) K₂SO₃ и Na₂CО₃

в) КС1 и BaС1₂ г) Zn(NО₃)₂ и NH₄C1

23. Формула соли, подвергающейся гидролизу по катиону:

а) Fe(NO₃)₃ б) CаСl₂

в) BаВг₂ г) К₂СОз

24. Индикатор фенолфталеин в растворе соли K₂CO₃ приобретает цвет:

а) синий б) красный

в) малиновый г) оранжевый

25. Гидролиз протекает при растворении в воде:

а) бромида натрия; б) карбоната кальция; в) нитрита калия г) сульфида магния.

26. Гидролиз какой соли идет по аниону?

а) FeС1₃ б) A1₂(SО₄)₃

в) Na₂SО₄ г) Li₂SО₃

Тест по теме: «Электролитическая диссоциация»

IV вариант

Выбрать один правильный ответ

1. Вещество, образующее при диссоциации катионы металла и гидроксид - ионы, - это:

а) соль б) вода в) кислота г) щелочь

2. Группа веществ неэлектролитов – это:

а) CuCl₂, CuSO₄ ,H₂SO₄

б) LiCl, LiОН, HCl

в) O₂, Н₂О, BaSO₄

3. Катион — это:

а) S^2- б) SО₄^2- в) СО₃^2- г) Ca²⁺

4. Состояние вещества в растворе, если α= 1

а) вещество полностью распалось на ионы

б) диссоциация вещества отсутствует

в) вещество частично распалось на ионы

5. Слабый электролит – это:

a) NaOH б) Сu(ОН)₂ в) МgSO₄ г) H₂CO₃

6. Схема диссоциации основания – это:

а) Ме(ОН)_n → Меⁿ⁺ + nОН^-

б) H_mR → mH⁺ + R^m-

в) Me_mR_n → Meⁿ⁺ + R^m-

7. Нелектролиты – это:

а) ZnCl₂, KOH, BaCl₂

б) Cu(OН)₂, Н₂, Н₂О

в) Na₂SО₃, HCl, H₂SO₄

8. Реакция, практически осуществимая до конца, - это:

а) NaCl + ZnS =

б) KCl + HNO₃ =

в) KOH + Na₂СО₃ =

9. Вещество, образующее при диссоциации сульфат - ионы, - это:

a) K₂S б) K₂SО₃ в) K₂SО₄ г) KHSO₄

10. Установите соответствие:

Реагенты Уравнения

а) H₂SО₄ + ВаCl₂ = 1. Cu²⁺ + SO₄^2- = CuSO₄

б) Сu(ОН)₂ + H₂SO₄ = 2. Cu(OH)₂ + 2H⁺ = Cu²⁺ + 2H₂O

3.Ba²⁺ + SO₄^2- = BaSO₄

11. Взаимодействие карбоната кальция с соляной кислотой можно представить сокращенным ионным уравнением:

а) СаСО₃ + 2Н⁺ → Са²⁺ + СО₂ + Н₂О

б) Са²⁺ + СОз^2- + 2 Н⁺ + 2 Cl^- → Са²⁺ + СОз^2- + 2 НСl↑

в) СОз^2- + 2 Н⁺ → СO₂↑ + Н₂O

г) 2 Н⁺ + СОз^2- → Н₂СO₃

12. Группа формул сильных электролитов:

а) Н₂O и H₂SO₄ б) Н₂СО₃ и NH₄OH

в) Ca(ОН)₂ и HNO₃ г) Н₂S и КОН.

13. Одновременно в растворе могут находиться ионы:

а) Ва²⁺, Cr³⁺, Cl^-, NO₃^- б) Аl³⁺,Na⁺,PO₄^3-,NО₃^-

в) Ag⁺, NH₄⁺, Cl^-, NO₃^- г) Fe³⁺, K⁺, OH^- , NO₃^-

14. В каком растворе содержится меньше всего ионов?

а) сульфат калия; б) гидроксид натрия;

в) фосфорная кислота; г) серная кислота.

15. Степень диссоциации зависит от:

а) объема раствора; б) температуры;

в) агрегатного состояния вещества; г) катализатора

16. Сокращенное ионное уравнение Zn²⁺+ 2ОН^- = Zn(OH)₂ соответствует

взаимодействию:

а) хлорида цинка с водой;

б) сульфата цинка с гидроксидом натрия;

в) оксида цинка с водой;

г) цинка с гидроксидом калия.

17. Электролит, который диссоциирует ступенчато, - это:

а) азотная кислота; б) гидрокарбонат кальция;

в) гидроксид калия; г) сульфат натрия.

18. Слабым электролитом является:

а) гидроксид калия; б) гидроксид бария;

в) сернистая кислота; г) серная кислота.

19. Практически необратимо реакция обмена протекает между растворами:

а) Хлорида натрия и азотной кислоты.

б) Хлорида бария и серной кислоты.

в) Хлорида бария и азотной кислоты.

г) Сульфата цинка и хлорида калия.

20. Сумма коэффициентов в уравнении электролитической диссоциации сульфата железа (III) равна:

а) 3 б) 4 в) 5 г) 6.

21. Формулы веществ, вступающих в реакцию друг с другом с образованием осадка:

а) СаСl₂ и Na₂CO₃. б) H₂SO₄ и NaOH.

в) MgCO₃ и HNO₃ г) К₂СО₃ и LiС1

22. Кислая реакция среды в водном растворе:

а) (NH₄)₂CO₃; AlCl₃ б) CuCl₂; NaCl

в) Na₂SO₄; К₂СО₃ г) Fe(NО₃)_3; MgSО₄

23. Укажите пару солей, которые не подвергаются гидролизу:

а) А1С1₃ и SrSО₄ б) К₂SО₄ и NH₄NО₃

в) ВаSO₄ и NaNO₃ г) NaCl и K₂CO₃

24. Гидролиз какой соли идет по катиону?

а) КС1 б) NaNО₂

в) ZnCl₂ г) K₂CO₃

25. Гидролизу по аниону подвергается соль:

а) хлорид кальция; б) сульфит калия; в) хлорид аммония; г) cульфат натрия.

26. Какая окраска будет у метилоранжа в растворе соли Аl₂ (SO₄)₃?

а) красная б) не окрашивается

в) розовая г) желтая

Эталон ответов к тесту: «Электролитическая диссоциация»

№	Вариант 1	Вариант 2	Вариант 3	Вариант 4
1	в	в	а	г
2	б	б	а	в
3	б	б	в	г
4	б	а	б	а
5	б	а	б	г
6	в	в	б	а
7	б	а	а	б
8	в	а	а	в
9	г	б	б	в
10	а-2, б-3	а-2, б-3	а-2,б-3	а-3,б-2
11	в	а	в	а
12	г	б	г	в
13	г	в	в	а
14	в	г	в	б
15	а	б	а	б
16	б	б	б	б
17	б	б	б	б
18	в	а	б	в
19	а	б	а	б
20	а	б	г	г
21	а	в	б	а
22	б	г	г	г
23	а	в	а	в
24	в	г	в	в
25	в	б	в	б
26	г	в	г	в

Литература

Основная:

Саенко О.Е. Химия: учебник для колледжей:общеобразрвательная подготовка/ О.Е. Саенко.- Ростов н/Д: Феникс,2018

Дополнительная:

1. Габриелян О.С., Остроумов И.Г., Введенская А.Г. Общая химия в тестах, задачах и упражнениях. – М., 2003.

2. Учебник Г. М. Чернобельская, И. И. Чертков «Химия»; М; «Медицина», 1991

3.Ю.М. Ерохин «Химия», Издательство «Мастерство»; 2003 г
4. Н. А. Тюкавкина «Органическая химия», М., издательство «Медицина», 1998
5. В. Г. Иванов, О. Н. Гева «Практикум по органической химии», М., изд-во «Академия», 2000г

6. И. Г. Хомченко «Общая химия», сборник задач и упражнений, М., изд-во «Новая волна», 2001 г.

7. Кузьменко Н.Е., Еремин В.В., Попков В.А. Краткий курс химии. – М., 2000.

8. Пичугина Г.В. Химия и повседневная жизнь человека. – М., 2004.

9. Титова И.М. Химия и искусство: организатор-практикум для учащихся 10–11 классов общеобразовательных учреждений. – М., 2007.

10. Ерохин Ю.М., Фролов В.И. Сборник задач и упражнений по химии (с дидактическим материалом): учеб. пособие для студентов средн. проф. завед. – М., 2004.