Методические рекомендации по организации лабораторных работ для студентов по учебной дисциплине: «Химия»

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РЕСПУБЛИКИ БУРЯТИЯ

ГБПОУ «КОЛЛЕДЖ ТРАДИЦИОННЫХ ИСКУССТВ НАРОДОВ ЗАБАЙКАЛЬЯ»

Цыбикова С. Н.

Методические рекомендации

по организации лабораторных работ для студентов

по учебной дисциплине: «Химия»

с. Иволгинск

Данная методическая рекомендация рассмотрена на методическом объединении преподавателей общеобразовательных дисциплин и сельскохозяйственного профиля и утверждена на научно-методическом совете колледжа. В сборнике представлены рекомендации по выполнению лабораторных работ по дисциплине «Химия» студентов по профессии 35.01.23 Повар, кондитер, 35.01.23 Хозяйка (ин) усадьбы, 35.01.23.Механизация сельского хозяйства.

Содержание

Пояснительная записка………………………………………………………………….4

Общие требования техники безопасности……………………………………………..4

Календарно- тематический план лабораторных работ……………………………….7

Содержание лабораторных работ………………………………………………………7

Лабораторная работа № 1 «Реакции ионного обмена»………………………………..7

Лабораторная работа № 2 «Испытание растворов солей индикаторами.

Гидролиз солей»………………………………………………………………………….9

Лабораторная работа № 3 «Окислительно-восстановительные реакции»………….10

Лабораторная работа № 4 ««Общие свойства металлов»…………………………….14

Лабораторная работа № 5 «Металлы побочных подгрупп»…………………………..16

Лабораторная работа № 6 ««Химические свойства спиртов, фенола»……………….21

Список литературы………………………………………………………………………23

1. ПОЯСНИТЕЛЬНАЯ ЗАПИСКА

Лабораторные занятия являются одним из видов химического эксперимента, применяемого при совершенствовании и закреплении знаний. В процессе проведения занятий студенты глубже и полнее вникают в химические явления и законы, овладевают техникой и изучением свойств веществ.

Для познания студентами сущности химических явлений необходимо учить наблюдать, разъясняя цель и необходимость наблюдений, добиваться самостоятельного объяснения наблюдаемых процессов и умения делать выводы из проводимых опытов. Данный эксперимент, кроме привития умения и навыков работы в химической лаборатории, кроме закрепления и лучшего усвоения учебного материала, должен учить мыслить.

При выполнении лабораторных работ химический эксперимент может использоваться в качестве отправного пункта при простановке проблемы, решение которой создает перспективу в работе и вызывает интерес к теме урока. Необходимо стремиться, чтобы каждый студент работал индивидуально, но по единому плану. При оценке работы студентов следует учитывать не только химическую грамотность, но и те навыки, которые они приобрели в лаборатории.

Проведение первого лабораторного занятия должно начинаться с ознакомлением студентов с правилами техники безопасности, методикой проведения лабораторных работ, правилами ведения лабораторного журнала, правилами поведения в лаборатории.

Успешное освоение практикума возможно при выполнении следующих условий:

а) изучение теоретического материала данной темы;

б) запись краткого хода работы в лабораторном журнале.

Для записи результатов опытов студенты ведут тетрадь для лабораторных работ, где указываются:

а) цель работы;

б) краткий ход;

в) запись уравнений реакций;

г) запись наблюдений и выводов;

д) ответы на вопросы работы;

Можно предложить следующую структуру проведения лабораторных работ и практических занятий:

1. фронтальный или программированный опрос для выяснения степени подготовленности учащихся;

2. инструктаж об особенностях работы и правилах по технике безопасности;

3. проведение эксперимента, наблюдение за его ходом;

4. уборка рабочего места;

5. оформление отчета.

Схема отчета по проведенной лабораторной работе

Что делал	Что наблюдал	Выводы и уравнения реакций

2. ОБЩИЕ ТРЕБОВАНИЯ ТЕХНИКИ БЕЗОПАСНОСТИ.

1.1.К проведению лабораторных работ по химии допускаются студенты, прошедшие инструктаж по охране труда, медицинский осмотр и не имеющие противопоказаний по состоянию здоровья.

1.2. Студенты должны соблюдать правила проведения, расписание учебных занятий, установленные режимы труда и отдыха.

1.3.При проведении лабораторных опытов и практических занятий по химии возможно воздействие на студентов следующих опасных и вредных производственных факторов:

-химические ожоги при попадании на кожу или в глаза едких химических веществ;

-термические ожоги при неаккуратном пользовании спиртовками и нагреваний жидкостей;

• порезы рук при небрежном обращении с лабораторной посудой;

• отравление парами и газами высокотоксичных химических веществ;

• возникновение пожара при неаккуратном обращении с легко воспламеняющимися и горючими жидкостями.

1.4. Кабинет (лаборатория) химии должен быть укомплектован медицинской аптечкой с набором необходимых медикаментов и перевязочных средств в соответствии с Приложением 5 Правил для оказания первой помощи при травмах.

1.5. Студенты обязаны соблюдать правила пожарной безопасности, знать места расположения первичных средств тушения. Кабинет химии должен быть оснащен первичными средствами пожаротушения; двумя огнетушителями, ящиком с песком и двумя накидками огнезащитной ткани.

1.5.Для нагревания жидкостей использовать только тонкостенные сосуды, наполненные жидкостью не более чем на треть. В процессе нагревания не направлять горлышко сосудов на себя и на своих товарищей, не наклоняться над сосудом и не заглядывать в них.

1.6.Запрещается пробовать любые растворы и реактивы на вкус, а также не принимать пищу и напитку в кабинете химии.

Требования безопасности в аварийных ситуациях.

2.1. При разливе водного раствора кислоты или щелочи, а также при рассыпании твердых реактивов немедленно сообщить об этом преподавателю или лаборанту. Не убирать самостоятельно любые вещества.

2.2. При разливе легковоспламеняющихся жидкостей или органических веществ немедленно погасить открытый огонь спиртовки и сообщить об этом преподавателю или лаборанту.

2.3. При разливе легковоспламеняющейся жидкости и ее воспламенении немедленно сообщить об этом преподавателю и по его указанию покинуть помещение.

2.4.В случае, если разбилась лабораторная посуда, не собирать ее осколки незащищенными руками, пользоваться для этой цели щетку и совок.

2.5.Приполучении травмы сообщить об этом преподавателю, которому немедленно оказать первую помощь пострадавшему и сообщить администрации колледжа.

Техника безопасности при работе в лаборатории

При проведение лабораторных работ в лаборатории по химии приходится иметь дело с горючими и легко воспламеняющими жидкостями, щелочами и ядовитыми веществами. Поэтому необходимо соблюдать следующие правила.

1.Содержать рабочее место в чистоте.

2.Всегда работать только с небольшим количествами веществ.

3.Реактивы не следует брать руками. После окончания лабораторных работ руки необходимо тщательно вымыть.

4.В лаборатории нельзя принимать пищу.

5.Нельзя пробовать на вкус, за исключением тех случаев, когда это

делается по указанию преподавателя.

6.При определении запаха следует пары вещества направлять к носу взмахом ладони.

7.Все работы с вредными, взрывоопасными, пожароопасными веществами, с концентрированными кислотами и щелочами проводите в вытяжном шкафу.

8.При нагревании жидкости пробирку дерите отверстием от себя и от других, находящихся рядом.

9.Работа с концентрированными кислотами требует максимального внимания и осторожности, особенно при нагревании. Ожоги концентрированными кислотами очень болезненны, сопровождаются трудно заживающими и оставляющими рубцы язвами. Особенно нужно опасаться поражения глаз. Платье и обувь разрушаются от действия концентрированных кислот. При работе необходимо соблюдать следующие правила:

а) серную кислоту смешивайте с водой, приливая кислоту к воде небольшими порциями; азотную кислоту смешивайте с серной, приливая азотную к серной небольшими порциями; пробирки со смесями кислот следует охлаждать водой;

б) нельзя перемешивать кислоты с какими-либо веществами в пробирке, встряхивать, закрывая ее пальцем, так как при этом неизбежны ожоги от выброшенных из пробирок брызг кислот;

перемешивать кислоты в пробирке можно слегка, ударяя пальцем по нижней части пробирки;

в) концентрированные кислоты нельзя выливать в раковину во избежание порчи канализационных труб и выброса кислоты из раковины, их следует сливать в специальную посуду.

10.Работу с ядовитыми веществами (ацетиленом, бромом) производите только в вытяжном шкафу.

11.Запрещается бросать в раковину кусочки карбида кальция, сливать эфиры, жиры, вязкие растворы - сливайте их в специальную посуду, указанную преподавателем.

12.Все отработанные реактив сливайте в специальную посуду

13 Горячие предметы ставьте только на подставки.

14.Сосуды с реактивами после употребления закрывать пробками и ставьте на соответствующие места.

15.При работе с огнеопасными веществами следите, чтобы поблизости не было открытого огня или сильно нагретых предметов.

16. Посуду с огнеопасными веществами сразу после их использования следует плотно закрыть и убрать в безопасное место.

17.В случае вспышки горючих жидкостей в пробирке не бросайте ее, а закройте чем - либо отверстие пробирки.

Если горящая жидкость разлилась по поверхности стола, пола, то очаг огня необходимо тотчас же засыпать песком, или воспользоваться огнетушителем. В случае вспышки одежды на работающем следует плотно обернуть горящего полотенцем или одеялом.

Правила выполнения лабораторных работ:

Студент должен:

• строго выполнять весь объем домашней подготовки, указанный в описаниях соответствующих лабораторных работ и практических занятий.

• Знать, что выполнению каждой работы предшествует проверка готовности студентов, которая производится преподавателем.

• Знать, что после выполнения работы подгруппа, которая назначается преподавателем на весь период работы, должна предоставить отчет о проделанной работе с обсуждением полученных результатов и выводов.

• Оценка студентов по лабораторной работе выставляется по представлению отчета за работу и выполненного контрольного задания.

• В случае если студент пропустил лабораторную работу или практическое занятие по неуважительной причине или уважительной причине – студент должен отработать лабораторную работу или практическое занятие в указанный срок преподавателем.

3. КАЛЕНДАРНО-ТЕМАТИЧЕСКИЙ ПЛАН ЛАБОРАТОРНЫХ РАБОТ

Лабораторные работы.	Наименование лабораторных работ
№1	«Реакции ионного обмена»
№2	«Испытание растворов солей индикаторами. Гидролиз солей»
№3	«Окислительно-восстановительные реакции»
№4	«Общие свойства металлов»
№5	"Металлы побочных подгрупп"
№6	«Химические свойства спиртов, фенола»

4. СОДЕРЖАНИЕ ЛАБОРАТОРНЫХ РАБОТ

Лабораторная работа № 1

Тема: «Реакции ионного обмена»

Цель: 1. Используя знания по теории электролитической диссоциации научиться проводить реакции ионного обмена, идущие до конца и записывать уравнения реакции ионного обмена.

Оборудование: растворы кислот, щелочей, солей, индикаторы (фенолфталеин, лакмус), чистые пробирки, штативы, спички.

Теоретическая часть: Электролиты – вещества, проводящие электрический ток в расплавленном или растворенном состоянии. Процесс распада веществ на ионы называются электролитической диссоциацией. Кислоты в водных растворах диссоциируют на катионы водорода и анионы кислотного остатка.

Соли – на катионы металла и анионы кислотного остатка, например:

NaCI Na⁺ + CI

В растворах электролитов (кислот, щелочей, солей) происходит реакции между ионами, поэтому необходимым условием течения реакции обмена является образование трудно растворимых или слабодиссоциирующих веществ. Если при смешивании растворов двух электролитов не образуется осадка, газообразного или слабодиссоцирующего вещества, то реакция практически не идет.

Реакции в растворах между электролитами обычно изображаются при помощи ионных уравнений, в которых трудно растворимые вещества (твердые и газообразные), а также слабые электролиты, например уксусная кислота, вода, гидроксид аммония и др. пишутся в виде молекул.

Порядок составления ионных уравнений:

1. Уравнение реакции записывается в молекулярной форме:

FeCl₃ +3 NaOH = Fe (OH) ₃  + 3 NaCI

2.Уравнение переписывается в ионной форме, при этом газообразные, нерастворимые и малорастворимые вещества, а также слабые электролиты записываются в виде молекул:

Fe³⁺ +3CI^ + 3 Na⁺ + 3OH = Fe (OH) ₃ + 3Na⁺ + 3 Cl

3. Ионы, встречающиеся в левой и правой части частях уравнения в равных количествах, исключаются, после чего записывается ионное уравнение реакции в его окончательном виде:

Fe³⁺ + 3OH = Fe (OH)₃

При составлении ионных уравнений нужно пользоваться таблицей растворимости.

Ход работы:

I.Проведение реакций ионного обмена между растворами электролитов.

С помощью данных реактивов получить нерастворимое основание

1 вариант 2 вариант

Cu (OH) ₂ Fe (OH) ₃

2. Провести реакцию ионного обмена с образованием газообразного продукта согласно краткому ионному уравнению:

I вариант 2 вариант

2H⁺ + CO₃^2- = H₂O + CO₂ 2H⁺ + SO₃ ^2- = H₂O+ SO₂

3. Провести реакцию нейтрализации в следующей последовательности:

1 вариант: щелочь (NaOH) + фенолфталеин + кислота (HCI)

2.вариант: кислота (Н₂SO₄) + лакмус + щелочь (NaOH)

4. Экспериментальная задача по вариантам.

Провести реакцию ионного обмена с получением осадков по краткому ионному уравнению.

I - вариант 2-вариант

Ba² + CO₃^2- → BaCO₃↓ Ba² + SO₄^2-→BaSO₄↓

Cоставить молекулярные, полные и краткие ионные уравнения проделанных реакций.

. Результаты работы оформить в виде таблицы:

Что делали	Что наблюдали	Выводы и уравнения реакций

III.Контрольные задания;

1). Написать уравнения реакций по схеме:

ZnZnCl₂Zn (NO₃) ₂Zn(OH)₂ZnSO₄Zn

2). AICI₃HClCuCI₂CuSO₄Cu

Для реакций ионного обмена записать молекулярные, полные и краткие ионные уравнения.

Для окислительно-восстановительных реакций указать окислитель, восстановитель и переход электронов.

Лабораторная работа № 2.

Тема: « Гидролиз солей»

«Испытание растворов солей индикаторами».

Цель: 1. Познакомиться с явлением гидролиза солей и его значением.

2. Научиться составлять молекулярные и сокращенные уравнения реакции.

Оборудование: Растворы солей AI₂(SO₄)₃, Na₂CO₃, пробирки, штатив.

Теоретическая часть. Гидролизом соли называется взаимодействие ионов

растворимой соли с ионами Н⁺ и ОН^- воды, сопровождающееся, как правило, изменением среды в растворе.

Гидролиз может происходить только в том случае, если из ионов и воды образуются малодиссоциированные вещества. Различают три случая гидролиза.

I.Гидролиз солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием, заключается в присоединении ионами кислотного остатка ионов водорода от молекул воды с освобождением ионов ОН^-. Примером может служить гидролиз Na₂CO₃.

1 ступень:

а) краткое ионное уравнение гидролиза

CO^2-₃ + HOH HCO^-₃ + OH^-

б)полное ионное уравнение

2Na + CO₃^2- + HOH 2 Na⁺ + HCO₃^- + OH^-

в) молекулярное уравнение

Na₂CO₃ + HOH NaHCO₃ + Na OH

1. ступень:

а)HCO₃^- + HOH H₂CO₃ + OH^-

б)Na⁺ + HCO₃^- + HOHH₂CO₃ + Na⁺ + OH^-

в)NaHCO₃ + HOH H₂CO₃ + Na OH

Реакция среды щелочная, так как накапливаются ионы ОН^-

II. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, заключается в присоединении ионами металла ионов ОН^-

Рассмотрим гидролиз Zn (NO₃)₂ .

I ступень:

а) Zn^{2 +} + HOH ZnOH⁺ + H ⁺

б)Zn²⁺ + 2NO₃^- + HOH ZnOH⁺ + H⁺ + 2NO₃^-

в) Zn(NO₃)₂ + HOH Zn (OH) NO₃ + HNO₃

Образуется Zn (OH) NO₃ - основная соль.

2 ступень:

а) ZnOH⁺ + HOH Zn (OH)₂↓ + H ⁺

б) ZnOH⁺ + NO₃^- + HOH Zn (OH)₂↓ + H⁺ +2 NO₃^-

в) Zn (OH)NO₃ + HOHZn (OH)₂ ↓+ H NO₃

В растворе накапливаются ионы H⁺ , реакция среды кислая.

3. Соли образованные слабым основанием и слабой кислотой, гидролизуются полностью. Так, при гидролизе AI₂(CO₃)₃

А) 2AI³ + 3CO₃^2- + 6HOH= 2 AI(OH)₃↓ + 3H₂CO₃

H₂O

Б) AI₂ (CO₃)₃ + 6 HOH = 2AI (OH)₃↓ + 3 H₂CO₃

CO₂↑

Накопления ионов Н⁺ - ОН^- не происходит.

Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, не гидролизируются.

II. Ход работы.

Опыт №1. Гидролиз солей, образованные сильным основанием и слабой кислотой.

С помощью раствора фенолфталеина (1-2 капли) определите характер среды в растворе карбоната Na -Na₂CO₃ .

Составьте молекулярное, полное и краткое ионное уравнение реакции гидролиза.

Опыт №2. Гидролиз солей, образованных слабым основанием сильной кислотой

Определить характер среды в растворе соли цинка – ZnCI₂

Составьте молекулярное, полное и краткое уравнение реакции гидролиза этой соли.

Опыт № 3. Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой.

К раствору сульфата алюминия AI₂(SO₄)₃ добавьте раствор карбоната натрия Na₂CO₃.

Что наблюдаете в пробирке?

Составьте уравнения реакций, происходящих в этом опыте.

Опыт №4.Исследуйте растворы солей NaCI, KNO₃ индикатором.

Все уравнения запишите в молекулярном полном и сокращенном ионном виде.

Сделайте вывод о характере среды в растворе солей.

Теоретическое задание:

1.Допишите молекулярное и ионные уравнения гидролиза солей.

1) K₂CO₃ + H₂O→

2) Na ₂S + H₂O →

3) Zn²SO₄ + H₂O→

4) AICI₃ + Na₂S + H₂O→

Результаты работы оформить в виде таблицы.

Что делали	Что наблюдали	Выводы и уравнения реакций

Лабораторная работа№3.

«Окислительно-восстановительные реакции»

Цель работы:

1. Проделать окислительно-восстановительные реакции;

1. Научиться составлять уравнения окислительно- восстановительных реакций.

Оборудование: фарфоровая чашка, пробирки, реактивы.

Теоретическая часть.

1. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронно-ионного баланса.

1. Составить схему реакции с указанием исходных и образующих веществ; отметить элементы, изменяющие степень окисления окисления; найти окислитель и восстановитель.

1. Составить схемы полуреакций окисления и восстановления с указанием исходных и образующихся реально существующих в условиях реакции ионов или молекул.

1. Уравнять число атомов каждого элемента в левой и правой частях.

При этом следует помнить, что в водных растворах в реакциях могут участвовать молекулы Н₂О, ионы Н⁺ или ОН^-. Избыток кислорода в кислой среде связывается ионами водорода с образованием молекул воды, а в нейтральной и щелочной – молекулами воды с образованием гидроксид-ионов, например:

MnO₄^- + 8H⁺ + 5e^- = Mn²⁺ + 4H₂O (кислая среда),

NO₃^- + 6H₂O + 8e^- = NH₃ + 9OH^- (нейтральная или щелочная среда). Присоединение кислорода восстановителем осуществляется в кислой и нейтральной средах за счет молекул воды с образованием ионов водорода, а в щелочной среде – за счет гидроксид-ионов с образованием молекул воды, например:

I₂ + 6H₂O - 10e^- = 2IO₃^- + 12H⁺ (кислая или нейтральная среда),

CrO₂^- + 4OH^- - 3e^- = CrO₄^2- + 2H₂O (щелочная среда).

1. Уравнять суммарное число зарядов в обеих частях каждой полуреакции.

1. Подобрать множители (основные коэффициенты) для поуреакций так, чтобы число электронов, отдаваемых при окислении, было равно числу электронов, принимаемых при восстановлении.

1. Сложить уравнения полуреакций с учетом найденных основных коэффициентов.

1. Расставить коэффициенты в уравнении реакции.

Ход работы:

Опыт1. К раствору KJ добавить по каплям хлорной воды ( хлорная вода — вода, насыщенная хлором). Наблюдать выделение иода и его исчезновение в результате дальнейшего окисления до JO_3.

Задания:

1. Написать уравнения реакции выделения иода из раствора иодида калия.

1. Определить окислитель и восстановитель, расставить коэффициенты методом электронного баланса.

1. Записать наблюдения и ионное уравнение данной реакции (в

полном и сокращенном видах)

Опыт №2. Поместить в пробирку 2-3 кусочка гранулированного цинка и подействовать на него раствором РЬ(СН₃СОО)₂.Набдлюдать выделение кристаллов металлического свинца.

Задания:

1. Написать уравнение реакции вытеснения свинца из раствора его соли.

1. Определить окислитель и восстановитель, расставить коэффициенты методом электронного баланса.

1. Записать наблюдения и ионное уравнение данной реакции (в полном и сокращенном видах) .

Опыт №3 В пробирку с раствором CuSO₄ внести очищенную от ржавчины железную проволочку или гвоздик. Наблюдать выделение меди.

Задания:

1. Написать уравнение реакции выделения меди из раствора ее соли.

1. Определить окислитель и восстановитель, расставить коэффициенты методом электронного баланса.

1. Записать наблюдения и ионное уравнение данной реакции (в полном и сокращенном видах)

Опыт 4. (групповой) В раствор Нg(NО₃)₂ опустить предварительно обезжиренную промыванием в бензоле десятикопеечную монету. Наблюдать выделение ртути. (Опыт проводится под наблюдением преподавателя. Монету, покрытую ртутью, сдать оранту).

Задания:

1.Написать уравнение реакции выделения ртути из ее соли.

2.Определить окислитель и восстановитель, расставить коэффициенты методом электронно-ионного баланса.

3.Записать наблюдения и ионное уравнение данной реакции (в полном и сокращенном видах).

0пыт№5 (проводится в вытяжном шкафу). В две пробирки положить маленькие кусочки меди, затем добавить в одну пробирку 1 мл. разбавленной азотной кислоты, а другую - по каплям концентрированную азотную кислоту. Отметить выделения газа.

Задания:

1. Написать уравнения реакций, взаимодействия меди с разбавленной

• концентрированной азотной кислотой, учитывая, что разбавленная HNO₃, восстанавливается медью до оксида азота (П), а концентрированная - до оксида азота (IV).

2.Определить окислитель и восстановитель, расставить коэффициенты методом электронно-ионного баланса.

3.Записать наблюдения.

Опыт №6. 6.1.Поместить в пробирку около 2 мл. разбавленной серной кислоты (среда), 2 мл. раствора Na₂SO₃ и 4-5 капель раствора КМnО₄. Наблюдать изменения окраски раствора до полного его обесцвечивания.

6.2.К раствору КМnО₄ прибавить равный объем конц. КОН, а затем по каплям добавить раствор Na₂SO₃. Наблюдать появление зеленой окраски.

6.3.К раствору КМnО₄ добавить несколько капель расвтора Na₂SO₃.Наблюдать выделение бурого осадка МnО₂.

На характер протекания и состав продуктов окислительно-восстановительных реакций влияет среда, в которой эта реакция осуществляется. Особенно наглядно это прослеживается в поведении перманганата калия как окислителя. В кислой среде он образует свои соли MnSO₄; МnС1₂ (в зависимости от кислоты, взятой для подкисления). в нейтральной среде восстановление КМnО₄ сопровождается образованием МnО₂. а в сильнощелочной среде - К₂Мn0₄.

Задания:

1. Написать уравнения реакций окисления КМnО₄ сульфитом натрия в кислой, щелочной и нейтральной средах.

1. Определить окислитель и восстановитель, расставить коэффициенты методом электронно-ионного баланса.

1. Записать наблюдения.

Контрольные вопросы:

1. Какие реакции называются окислительно-восстановительными?

2. Что называется степенью окисления?

3. Что называется окислением (восстановлением)?

4. Что называется окислителем (восстановителем)?

1. Как меняется степень окисления элемента: а) претерпевающего окисление (восстановление), б) выполняющего функцию окислителя (восстановителя)?

2. Какова степень окисления: а) азота в соединениях KNO₃; NaNO₂; N₂; NH₃, б) хлора в соединениях НС1; НСl; С1₂; НСlO₄, в) хрома в соединениях СгС1₃;CrO₃; K₂Cr₂0₇; Na₂Cr0₄.

3. Проставьте степени окисления атомов элементов в соединениях:

К₂В₄О₇; CaMnO₄; NaCIO₄; Sn(SO₄)₂.

8. В следующих уравнениях реакций определите окислитель и восстановитель, их степень окисления, расставьте коэффициенты:

Р + HNO3 + Н2О		Н3РО4 + N0
Ni + HNO3		Ni(NO3)2 + NO + Н20
Аl + NaOH + Н20		NaAlO2 + Н2
МпО2 + КСlO3 + КОН			K2MnO4 + KCI + Н20
NaCrO2 + Br2 + NaOH			NaBr + Na2Cr04 + Н2О
K2Mn04 + Н2О KMnO4 + MnO2 +KOH
Zn + H2SO4	ZnSO4 + H2S + H20

Лабораторная работа № 4.

«Свойства металлов».

Цель: Изучить свойства алюминия и его соединений. Научиться проводить химические опыты, подтверждающие свойства. Сформировать практические навыки и умения по химическим свойствам металлов побочных подгрупп на примерах соединений железа и хрома.

Оборудование: штатив с пробирками, лучина.

Реактивы: гранулированный алюминий, растворы кислот: соляной, серной, азотной разбавленной и концентрированной, раствор гидроксида натрия разбавленный и концентрированный, раствор хлорида алюминия, растворы нитрата хрома, гидроксида натрия, хромата и дихромата калия, серная кислота, сульфат железа(II), хлорида железа (III), соляной кислоты.

Теоретическая часть:

Основной особенностью всех металлов является наличие небольшого количества электронов на внешнем электронном уровне ( от одного до трех).

Металлы легко отдают валентные электроны и являются хорошими восстановителями. Лучшими восстановителями являются щелочные и щелочноземельные металлы. По степени химической активности металлы располагают в «Ряд напряжений, где активность понижается слева направо:

Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, AI ,Be, Mn, Zn, Cr, Fe, Co, Ni, Sn, Pb, H₂,Cu,Hg, Ag, Pt, Au.

1.Чем левее находится металл в ряду напряжений, тем он химически более активен.

2.Чем правее расположен металл, тем он химически менее активен.

3.Каждый металл ряда восстанавливает катионы всех следующих за ним в ряду металлов из растворов их солей.

4. Металлы, стоящие в ряду левее водорода, восстанавливают его из разбавленных кислот. Металлы, находящиеся в ряду правее водорода, не вытесняют его из кислот.

Опыт № 1. Отношение алюминия к действию разбавленных кислот.

В три пробирки налейте по 5-6 капель раствора кислот: соляной, серной, азотной. В четвертую пробирку поместите 5-6 капель концентрированной азотной кислоты. Опустите в каждую пробирку по 1-2 стружке алюминия. В пробирках, где наблюдается энергичное выделение газа, попробуйте поджечь его горящей лучиной. Обратите внимание, что с концентрированной азотной кислотой алюминий не реагирует. Напишите уравнения реакций.

Опыт №2. «Взаимодействие металлов с солями»

Железную скрепку на нитке опустить в раствор медного купороса –CuSO₄ рассмотреть результат реакции через 1-2 минуты. Составить уравнение и разобрать его в свете ОВР.

Опыт № 3. Отношение алюминия к действию водного раствора щелочи.

Поместите в пробирку 4-5 капель 30% раствора гидрооксида натрия и опустите в него 1-2 стружки алюминия. Когда начнется энергичное выделение газа, подожгите его лучиной. Запишите наблюдения. Напишите уравнения реакции взаимодействия алюминия с гидрооксидом натрия.

Опыт №4. Получение гидроксида алюминия и испытание его амфотерных свойств.

Поместите в пробирку 5 капель хлорида алюминия и прибавьте несколько капель гидроксида натрия до образования белого осадка. Полученный раствор вместе с осадком разделите в две пробирки. В одну из них прилейте несколько капель щелочи, а в другую – соляной кислоты до растворения осадка. Запишите наблюдения.

Напишите уравнения реакций: образования гидроксида алюминия при взаимодействии щелочи и хлорида алюминия; взаимодействия соляной кислоты с гидроксидом алюминия; взаимодействия щелочи с гидроксидом алюминия.

Что делали	Что наблюдали	Выводы и уравнения реакций

Контрольное задание.

Написать молекулярные и ионные уравнения реакций по схеме:

Sn(NO₃)₂→Sn(OH)₂↓→SnSO₄

↓

Na₂SnO₂

Лабораторная работа №5

"Металлы побочных подгрупп"

Цель работы:

1. Получить гидроксиды хрома (III), железа (II) и (III) и испытать их

свойства.

1. Проверить окислительно-восстановительные свойства соединений хрома и железа разных степеней окисления.

2. Выполнить и запомнить качественные реакции на ионы Fe ²⁺ и

Fe³⁺.

Оборудование: спиртовка, стеклянная палочка, пробирки, реактивы.

Теоретическая часть.

Металлические элементы побочных подгрупп являются d-элементами. У их атомов, как правило, на наружном энергетическом уровне сохраняются два s-электрона, а очередные, или порядковые,

электроны помещаются не на наружных,а на предпоследних энергетических уровнях. У некоторых, например, у атомов хрома Сг и меди Си, происходит так называемый «провал» наружных электронов и на наружном уровне остается только по одному электрону. Этим и объясняются их отличительные свойства.

Закономерности изменения химической активности у элементов побочных подгрупп в направлении сверху вниз иные, нежели в главных подгруппах. В побочных подгруппах химическая активность (с некоторыми исключениями) соотствующих металлов уменьшается. Так, например, золото химически менее активно по сравнению с медью.

Однако отдельные общие закономерности проявляются и у металлических элементов побочных подгрупп. Отметим важнейшие из них. 1. У d-элементов III—VII групп максимальная положительная степень окисления совпадает с номером группы. 2. Некоторые d-элементы VIII группы, Например рутений

и осмий, также образуют соединения, в которых их максимальная степень окисления равна +8, т.е. соответствует номеру группы. 3. С увеличением степени окисления атомов металлов побочных подгрупп основные свойства их оксидов и гид- оксидов уменьшаются, а кислотные — усиливаются. Например, СгО —

основный оксид, Сг₂О₃ — амфотерный оксид, СгОз — кислотный оксид. Последнему оксиду соответствуют следующие кислоты и соли: Н₂СгО₄ — хромовая кислота; Na₂СгО₄ , К₂СгО₄ — хроматы, Н₂Сг₂0₇ — двухромовая кислота; Nа₂Сг₂0₇, К₂Сг₂0₇ — дихроматы.

Ход работы:

Опыт №1. Получение хромитов и хроматов.

1.1. В 2-е пробирки с раствором соли хрома (III) прибавьте по каплям раствор щелочи до образования осадка. В одну из них прилейте раствор серной или соляной кислот, в другую - щелочи. Наблюдайте происходящие в пробирках изменения.

Задания:

1. Напишите в молекулярном и ионном видах уравнения реакций получения гидроксида хрома (III) и растворения его в растворе кислоты и в избытке раствора щелочи.

2. Напишите наблюдения.

3. Сделайте вывод о свойствах гидроксида хрома (III).

1.2. К 1 мл раствора соли хрома (Ш) прибавьте избыток раствора щелочи до растворения образовавшегося осадка, а затем - раствор перекиси водорода. Раствор нагрейте. Наблюдай re изменение цвета раствора.

Задания:

1. Напишите в молекулярном и ионном видах уравнение реакции получения метахромита соответствующего металла.

1. Составьте окислительно-восстановительное и ионное уравнения реакции, проходящей между:

- хромитом Na или К и перекисью водорода в щелочной среде. Состав продуктов реакций определите по изменению окраски раствора.

1. Запишите наблюдения и сделайте вывод об окислительно-восстановительных свойствах соединений Сг³⁺.

Опыт2. Окислительные свойства дихроматов. К раствору дихромата калия прибавьте раствор серной кислоты, а затем - раствор сульфита натрия до изменения окраски раствора.

Задания:

1. Напишите уравнение окислительно-восстановительной реакции в молекулярном и ионном видах.

2. Запишите наблюдения: сделайте вывод о свойствах дихроматов.

Опыт № 3. Перевод хроматов в дихроматы и обратно. К раствору хромата натрия прибавьте раствор серной кислоты. Что наблюдаете? К полученному раствору прибавьте раствор щелочи. Как объяснить происшедшие изменения окраски растворов?

Задание:

Запишите наблюдения и напишите молекулярные и ионные уравнения реакций, объясняющие наблюдаемые явления.

Опыт № 4. Получение гидроксидов железа (II) и (III) и испытание их свойств.

4.1. Растворите в пробирке с 3-4 мл дистиллированной воды несколько кристалликов сульфата железа (II), прибавьте к нему раствор щелочи до образования осадка. Полученный осадок вместе с раствором разлейте в 3 пробирки. В одну из них прилейте раствор серной или соляной кислот, в другую - раствор щелочи, а третью оставьте стоять на воздухе. Наблюдайте происходящие в пробирках изменения.

Задания:

1. Напишите в молекулярном и ионном видах уравнения реакций получения гидроксида железа (II) и окисления его кислородом воздуха.

1. Сделайте вывод о кислотно-основных свойствах гидроксида железа (II), подтвердив его записью соответствующих наблюдений и уравнений реакций 9 молекулярном и ионном видах.

4.2. Аналогично получите из соли гидроксид железа (III) и проверьте его кислотно-основные свойства.

Задание:

Результаты эксперимента занесите в тетрадь, подтвердив их записью соответствующих уравнений реакций.

Опыт №5. Гидролиз солей трехвалентного железа. 5.1. 1-2 капли раствора хлорида железа (III) перенесите стеклянной палочкой на синюю и розовую лакмусовые бумажки.

Задания:

1. Запишите наблюдения, сделайте вывод.

2. Напишите в молекулярном и ионном видах уравнения реакции гидролиза хлорида железа (Ш).

5.2. К раствору хлорида железа (III) прилейте раствор карбоната натрия и наблюдайте образование осадка гидроксида железа (III) и выделение пузырьков углекислого газа.

Задания:

1. Напишите в молекулярном виде уравнения реакций, происходящих между:

• хлоридом железа (III) и карбонатом натрия;

• карбонатом железа и водой.

Суммируйте оба уравнения, запишите итоговое уравнение в молекулярном и ионном видах.

Опыт№ 6. Окисление сульфата железа (II) перманганатом калия.

Налейте в пробирку 1 мл раствора перманганата калия, 2-3 капли раствора серной кислоты, прибавьте несколько кристалликов сульфата железа (II) и взболтайте. Что наблюдаете?

Задания:

1. Запишите наблюдения.

1. Составьте молекулярное и ионные уравнения окислительно-восстановительной реакции. Состав продуктов реакции определите по изменению окраски раствора. Коэффициенты расставьте методом электронного-ионного баланса.

Опыт № 7 Открытие в растворе ионов Fe²⁺ и Fe³⁺

Ионы двух- и трехвалентного железа дают с красной K₃[Fe(CN)₆] и желтой K₄[Fe(CN)₆] кровяной солью очень характерно окрашенные соединения, по которым может быть определено их присутствие в растворе. 7.1. К свежеприготовленному раствору сульфата железа (II) прилейте раствор красной кровяной соли K₃[Fe(CN)₆]. Наблюдайте выпадение осадка, отметьте его цвет.

7.2. К раствору хлорида железа (Ш) прилейте раствор желтой кровяной соли K₄[Fe(CN)₆]. Что наблюдается?

Задания:

Напишите в молекулярном и ионном видах уравнения реакций взаимодействия между солями железа и растворами красной и желтой кровяных солей (ферроцианидов калия). Сделайте вывод:

1. О кислотно-основных свойствах гидроксидов Fe²⁺ и Fe³⁺.

2. Об окислительно-восстановительных свойствах соединений Fe⁺² и

Fe⁺³

Контрольные вопросы и задачи:

1. По каким признакам и как подразделяются металлические элементы в периодической системе элементов?

1. Каково местоположение металлических элементов в периодической системе?

1. В чем состоит сущность металлической связи? Чем она похожа и чем отличается от ковалентной?

1. Чем и как объясняются характерные для металлов физические

свойства?

1. Почему элементарные металлы проявляют только восстановительные свойства?

1. Какие практически важные выводы можно сделать на основании ряда напряжений? Какие несоответствия наблюдаются в этом ряду и как их разъяснить?

1. С помощью, каких реакций можно осуществить следующие превращения:

7.1.	Fe	FeCI2	FeCl3	Fe(OH)3	Fe2O3
7.2.	Fe	FeCl3	Fe(OH)3	Fe2(SO4)3

8. Закончите уравнения реакций. Составьте электронные уравнения, расставьте коэффициенты:

1. КМпО₄ + НСl CI₂ + MnCl₂ + КСl + H₂O

1. СгСl₃ + Br₂ + KOH K₂CrO₄ + KBr + KCl + H₂O

2. HgS + HCl + HNO₃ S + HgCl₂ + NO + H₂O

1. При нагревании железо реагирует с хлором и серой, образуя соответственно хлорид железа (III) и сульфид железа (II). Сколько граммов железа вступит в реакцию с 2 моль хлора и 1,5 моль серы?

1. На смесь железа и меди массой 1,76 г. подействовали горячей серной кислотой объемом 7 мл с массовой долей H₂SO₄ 70 % (пл. 1,6). Определите: состав смеси, сколько и какой газ выделился в результате реакции.

Лабораторная работа № 6.

«Изучение свойств спиртов, фенолов.»

Цель: Изучить способы получения и химические свойства спиртов, фенолов. Выявить качественные реакции на спирты, фенолы, сформировать умения составлять уравнения реакций с участием спиртов, фенолов, научиться проводить химические опыты.

Оборудование: штатив с пробирками, спиртовка, спички, газоотводная трубка, медная проволока, кипелки.

Реактивы: растворы спиртов: этилового, бутилового, изобутилового; растворы глицерина, фенола, карбоната натрия, соляной кислоты, гидроксида натрия, серной кислоты (концентрированной), сульфата меди, перманганата калия, универсальная лакмусовая бумага, фенолфталеин.

Ход работы:

Опыт № 1. Растворимость спиртов, отношение их к индикаторам.

В пробирки наливают по 5 капель следующих спиртов: этилового, бутилового, изобутилового. Отмечают запахи спиртов. В каждую пробирку добавляет по 0,5 мл воды и встряхивают полученную смесь. Визуально оцените растворимость спиртов в воде, и обоснуйте наблюдаемые различия.

Затем из каждой пробирки стеклянной палочкой наносят по I капле растворов на универсальную лакмусовую бумагу, а в пробирки добав­ляют по I капле раствора фенолфталеина. Изменяется ли окраска инди­каторов?

Опыт № 2. Получение диэтилового эфира.

В пробирку налейте 1 мл этилового спирта, столько же концентррированной серной кислоты, несколько кипелок или щепотку прокаленного речного песка. Пробирку закройте пробкой с газоотводной трубкой. Смесь осторожно нагрейте до кипения. Затем прекратите нагревание и к горячей смеси осторожно добавьте еще 0,5 мл этилового спирта. После чего вновь закройте пробкой. Из газоотводной трубки будет ощущаться запах эфира, который усиливается при нагревании. Напишите уравнение реакции образования диэтилового эфира.

Опыт № 3. Свойства глицерина.

а). Растворение глицерина в воде.

К 6 каплям воды в пробирке прибавьте 2 капли глицерина. Взболтайте. Обратите внимание на растворимость глицерина в воде. Запишите наблюдения.

б). Образование глицерата меди.

В пробирку наливают 3-4 капли 2%-ного раствора сульфата меди и 2 мл 10 %-ного раствора гидроксида натрия. К образовавшемуся осадку голу­бого цвета приливают 2-3 капли глицерина и смесь встряхивают. Что при этом происходит? Напишите уравнение реакции образования глицерата меди.

Опыт № 4.Свойства фенолов.

а). Цветная реакция на фенол с хлоридом железа (III).

В пробирку наливают по I капле 5%-ного раствора хлорида железа (III) и добавляют 3 капли 5%-ного раствора фенола. Отмечают появление окрашивания (какого цвета?). Делят содержимое пробирки с раствором фенола на две части. К одной из них прибавляют 2-3 капли гидроксида натрия, а к другой - 1-2 капли соляной кислоты. Какие изменения вы наблюдаете? Запишите уравнения реакций фенолов с хлоридом железа (Ш).

б). Окисление фенолов.

В пробирке смешивают I каплю 5%-ното раствора карбоната натрия, I каплю 5%-ного раствора фенола и I каплю I%-ного раствора перманганата калия. Что Вы при этом наблюдаете? Объясните происходящие изменения.

Контрольные вопросы:

1. Почему простейший двухатомный спирт содержит два атома углерода, а не один? Можно ли назвать этиленгликоль и глицерин гомологами? Почему?

2. Как взаимное влияние фенильного радикала и гидроксильной группы отражается на свойствах фенола?

3. Задача: Какая масса воды и какой объем углекислого газа (н.у.) образуются при сгорании 2,3 г этилового спирта.

4. Задача: Определите массу осадка, образовавшегося при взаимодействии раствора фенола массой 20 г и массовой долей фенола 2 % с бромной водой массой 80 г.

6. СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ ДЛЯ СТУДЕНТОВ

Основная литература:

Габриелян О.С. «Химия»10 класс. « Дрофа» 2003 г.

Габриелян О.С. «Химия» 11 класс.«Дрофа» 2003 г.

Ерохин Ю.М. «Химия», Москва «АСАДЕМА» Рудзитис Г.Е, Ф.Г. Фельдман. «Химия», «Органическая химия». Учебник для 10 класса. Мин. Просвещение –2000г.

Рудзитис Г.Е, Ф.Г. Фельдман. «Химия», «Органическая химия», «Основы общей химии». Учебник для 11 класса. Мин., Просвещение 2000 г.

Хомченко Г.П. «Химия» Москва «Высшая школа.1993 год.

Дополнительная литература:

Волков В.А. и другие выдающиеся химики мира. Биографический справочник. М: Высшая школа 1991 год.

Габриелян О.С. «Химия» 10 класс. «Дрофа» 2003 г.

Габриелян О.С. «Химия» 11 класс «Дрофа» 2003г.

Ерохин Ю.М. «Химия» Издательство АСАДЕМА 2005 год.

Кафаров В.В.. Принципы создания безотходных химических производств. М: Химия,1982 год.

Лабораторные работы по неорганической и органической химии: Учебное пособие- М: Высшая школа 1982 год.

Мамонов. К, Великие химики. М: Мир 1985 год.

Неорганическая химия. Энциклопедия школьника. М: «Сов. Энциклопедия»1975 год.

Оганесян Э.Т. Важнейшие понятия и термины в химии: краткий справочник. М.Высшая школа 1993г.

Потапов В.М., Хомченко Г.П. Химия: Учебник для учащихся нехимических техникумов. М.Высшая школа.1985 год.

Трифонов Д.М., Трифонов В.Д. Как были открыты химические элементы М.: Просвещение,1980 год.

Хомченко Г.П., Хомченко И.Г., Сборник задач по химии: Готовимся к экзаменам. М: Нова волна ,1999 год.