МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ ПО ВЫПОЛНЕНИЮ ПРАКТИЧЕСКИХ и лабораторных занятий по общей неорганической химии

Министерство образования и науки Челябинской области

государственное образовательное учреждение

среднего профессионального образования

«Южно-Уральский многопрофильный колледж»

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ ПО ВЫПОЛНЕНИЮ

ПРАКТИЧЕСКИХ и лабораторных занятий

по учебной дисциплине

Общая и неорганическая химия

для студентов специальности

18.02.10 «Коксохимическое производство»

Челябинск, 2015

ОДОБРЕНО:

ЦМК

Председатель _________________ / В.А. Дружинина

Протокол № ______ от __________________ 2015

Составитель:

преподаватель ГБОУ СПО (ССУЗ) ЮУМК __________ / С.А. Амирова

Методические указания по выполнению практических и лабораторных работ разработаны на основе рабочей программы учебной дисциплины «Общая и неорганическая химия».

Содержание практических и лабораторных работ ориентировано на подготовку студентов к освоению - Математического и общего естественнонаучного учебного цикла - программы подготовки специалистов среднего звена;

по специальности «Коксохимическое производство» и овладению профессиональными компетенциями.

СОДЕРЖАНИЕ

1 Введение 4

2 Методические указания

Лабораторная работа 1. Реакции, идущие с образованием осадка, газа или воды.

Практическая работа 1. Приготовление растворов различных видов концентрации.

Лабораторная работа 2. Окислительно - восстановительные реакции (ОВР)

Практическая работа 2. Методы составления окислительно-восстановительных реакций.

Лабораторная работа 3. Получение аммиака, его свойства.

Практическая работа 3. Взаимосвязь между классами веществ.

Лабораторная работа 4. Получение гидроксида алюминия и цинка и исследование их свойств.

Лабораторная работа 5. Получение гидроксидов железа (+2, +3) и исследование их свойств, и окислительные свойства хрома (+6).

3 Литература

Основные источники:

1.Габриелян, О.С. Химия для профессий и специальностей технического профиля [Текст] : учебник / О.С. Габриелян, И.Г. Остроумов. - 2-е изд., стер. - М.: Издательский центр «Академия», 2011.

2.Габриелян, О.С. Химия. 11 класс. Профильный уровень [Текст] : учеб. для общеобразоват. Учреждений / О.С. Габриелян, Г.Г. Лысова. - 13-е изд., стереотип. - М. : Дрофа, 2011.

3.Габриелян О.С. Практикум по общей, неорганической и органической химии [Текст]: учеб. Пособие для студ. Проф. Учеб. Заведений / Габриелян О.С., Остроумов И.Г., Дорофеева М.М.- М., 2007

Дополнительные источники:

1.Ерохин, Ю.М. Химия [Текст] : учеб. для сред. проф. учеб. заведений / Юрий Михайлович Ерохин. - 4-е изд., стер. - М.: Издательский центр «Академия», 2004.

2.Ерохин Ю.М., Фролов В.И. Сборник задач и упражнений по химии (с дидактическим материалом) [Текст]: учеб. Пособие для студентов средн. Проф. Завед. - М., 2004.

3.Габриелян О.С., Лысова Г.Г. Химия в тестах, задачах и упражнениях [Текст]: учеб. Пособие/ О.С. Габриелян, П.Н. Березкин, А.А Ушакова. - 5 изд., стереотип. - М.: Дрофа, 2008.

Интернет- ресурс: «Основы неорганической химии» [Электронный ресурс] // химия. - Режим доступа: InternetUrok.ru

1 ВВЕДЕНИЕ

Содержание практических и лабораторных работ направлено на реализацию Федеральных государственных требований к минимуму содержания и уровню подготовки выпускников средних специальных учебных заведений и составлено на основе рабочей программы по дисциплине «Общая и неорганическая химия».

Ведущей дидактической целью практических и лабораторных занятий является формирование профессиональных практических умений необходимых в последующей учебной деятельности по математическим и естественно-научным.

В соответствии с рабочей программой учебной дисциплины «Общая и неорганическая химия» предусмотрено проведение практических и лабораторных занятий.

В результате их выполнения, обучающийся должен:

уметь:

- давать характеристику химических элементов в соответствии с их положением в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева;

- использовать лабораторную посуду и оборудование;

- находить молекулярную формулу вещества;

- применять на практике правила безопасной работы в химической лаборатории;

- проводить качественные реакции на неорганические вещества и ионы, отдельные классы органических соединений;

- составлять уравнения реакций, проводить расчеты по химическим формулам и уравнениям реакции;

- составлять электронно-ионный баланс окислительно-восстановительных процессов;

знать:

- гидролиз солей, электролиз расплавов и растворов (солей и щелочей);

- диссоциацию электролитов в водных растворах, сильные и слабые электролиты;

- классификацию химических реакций и закономерности их проведения;

- обратимые и необратимые химические реакции, химическое равновесие, смещение химического равновесия под действием различных факторов;

- общую характеристику химических элементов в связи с их положением в периодической системе;

- окислительно-восстановительные реакции, реакции ионного обмена;

- основные понятия и законы химии; основы электрохимии;

- периодический закон и периодическую систему химических элементов Д.И. Менделеева, закономерности изменения химических свойств элементов и их соединений по периодам и группам;

- тепловой эффект химических реакций, термохимические уравнения;

- типы и свойства химических связей (ковалентной, ионной, металлической, водородной);

- формы существования химических элементов, современные представления о строении атомов;

- характерные химические свойства неорганических веществ различных классов.

Содержание практических работ ориентировано на подготовку студентов к освоению Математического и общего естественнонаучного учебного цикла, программы подготовки специалистов среднего звена основной по специальности и овладению профессиональными компетенциями:

ПК 1.1. Управлять параметрами технологического процесса, в том числе с использованием средств автоматизации.

ПК 1.2. Эксплуатировать технологическое оборудование.

ПК 1.3. Контролировать сырье, полуфабрикаты и готовую продукцию.

ПК 1.4. Выполнять требования безопасности производства, охраны труда и защиты окружающей среды.

ПК 2.1. Планировать собственную деятельность, работу подразделения, смены, участка, бригады, коллектива исполнителей.

ПК 2.2. Обеспечивать выполнение персоналом требований безопасности производства, охраны труда и защиты окружающей среды.

ПК 3.1. Участвовать во внедрении новой технологии.

ПК 3.2. Участвовать в обеспечении и оценке экономической эффективности инновационного мероприятия.

ПК 3.3. Оформлять результаты экспериментальной и исследовательской деятельности.

А также формированию общих компетенций:

ОК 2. Организовывать собственную деятельность, определять методы и способы выполнения профессиональных задач, оценивать их эффективность и качество.

ОКЗ. Решать проблемы, оценивать риски и принимать решения в нестандартных ситуациях.

ОК 4. Осуществлять поиск, анализ и оценку информации, необходимой для постановки и решения профессиональных задач, профессионального и личностного развития.

ОК 5. Использовать информационно-коммуникационные технологии для совершенствования профессиональной деятельности.

ОК 6. Работать в коллективе и команде, обеспечивать её сплочение, эффективно общаться с коллегами, руководством, потребителями.

ОК 7. Ставить цели, мотивировать деятельность подчиненных, организовывать и контролировать их работу с принятием на себя ответственности за результат выполнения заданий.

ОК 8. Самостоятельно определять задачи профессионального и личностного развития, заниматься самообразованием, осознанно планировать повышение квалификации.

ОК 9. Быть готовым к смене технологий в профессиональной деятельности.

Выполнение студентами практических работ по учебной дисциплине «Общая и неорганическая химия» направлено на:

- обобщение, систематизацию, углубление, закрепление, развитие и детализацию полученных теоретических знаний по конкретным темам учебной дисциплины;

- формирование умений применять полученные знания на практике, реализацию единства интеллектуальной и практической деятельности;

- формирование и развитие умений: наблюдать, сравнивать, сопоставлять, анализировать, делать выводы и обобщения, самостоятельно вести исследования, пользоваться различными приемами измерений, оформлять результаты в виде таблиц, схем, графиков;

- приобретение навыков работы с различными приборами, аппаратурой, установками и другими техническими средствами для проведения опытов;

2 МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

Тема 1.5 Растворы.

Лабораторная работа 1.

Реакции, идущие с образованием осадка, газа или воды.

Формируемая (-ые) компетенция (-и):

ПК 2.1. Планировать собственную деятельность, работу подразделения, смены, участка, бригады, коллектива исполнителей.

ПК 2.2. Обеспечивать выполнение персоналом требований безопасности производства, охраны труда и защиты окружающей среды.

Цель:

1. Научиться подбирать из имеющихся растворов солей, кислот и щелочей такие растворы, которые при взаимодействии между собой привели бы: к образованию осадка, газа, малодиссоциирующего вещества.

2. Развивать умения составлять уравнения реакций ионного обмена в молекулярной и ионной формах.

Реактивы и оборудования: растворы сульфата натрия, хлорида бария, карбоната натрия, ацетата свинца, иодида калия, сульфата меди, хлорида железа (III), серной и соляной кислот, гидроксида натрия, фенолфталеина, штатив с пробирками, спички.

Подготовка к работе

Контрольные вопросы

1. Какой процесс называется электролитической диссоциацией?

2. Какие вещества относятся к электролитам?

3. Какие реакции называются реакциями ионного обмена?

4. При каких условиях реакции ионного обмена протекают между растворами до конца?

Выполнение работы

Опыт 1. Реакции, идущие с образованием осадка.

Пользуясь таблицей растворимости солей и оснований в воде, подберите из имеющихся растворов вещества, образующие выпадение осадка.

1. В пробирку налейте небольшое количество (0,5 - 1 мл.) раствора сульфата натрия и раствора хлорида бария. Что наблюдается? Уравнения реакций напишите в молекулярной и ионной формах.

2. В пробирку налейте 0,5 - 1 мл. раствора хлорида железа (III) и добавьте 0,5 мл. раствора гидроксида натрия. Запишите наблюдения.

Составьте уравнение реакции в молекулярной и ионной формах.

3. В пробирку налейте 0,5 мл. раствора ацетата свинца и такое же количество раствора иодида калия. Запищите наблюдения и уравнения реакций.

Опыт 2. Реакции, идущие с выделением газообразного вещества.

1. В пробирку прилили 0,5 мл. раствора карбоната натрия и 0.5 мл. раствора соляной кислоты. Что наблюдаете?

Внесите в пробирку зажженную спичку. Что наблюдаете?

2. В пробирку прилили 0,5 мл. раствора карбоната натрия и 0,5 мл. раствора серной кислоты. Запищите наблюдения. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

Опыт 3. Реакции протекающие с образованием малодиссоциирующего вещества, или воды.

1. В пробирку прилили 0,5 мл. раствора ацетата свинца и 0,5 мл. раствора соляной кислоты. Что наблюдаете?

2. В пробирку прилили 0,5 мл. раствора гидроксида натрия, 1-2 капли фенолфталеина, потом добавили раствора серной кислоты до образования прозрачного раствора. Запишите и объясните наблюдаемые явления. Напишите все уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

Задания для самостоятельных выводов

1. Какие из реакций идут до конца, если слить растворы следующих солей:

а)нитрата серебра и хлорида бария;

б)карбоната натрия и хлорида бария;

в)нитрата кальция и хлорида бария.

Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

Тема 1.5 Растворы.

Практическая работа№ 2

Приготовление растворов различных видов концентрации

Формируемая (-ые) компетенция (-и):

ПК 2.1. Планировать собственную деятельность, работу подразделения, смены, участка, бригады, коллектива исполнителей.

ПК 2.2. Обеспечивать выполнение персоналом требований безопасности производства, охраны труда и защиты окружающей среды.

Цель:

1. Научить студентов решению расчетных задач на определение количества вещества для приготовления раствора данной концентрации.

2. Составлять уравнения в молекулярной и ионной формах.

Подготовка к проведению занятия

1. Что называется концентрацией раствора? Назовите виды концентраций.

2. Какая концентрация называется: процентной, молярной, нормальной?

3. Назовите формулы выражения:

процентной концентрации -

молярной концентрации - (моль/л)

нормальной концентрации - (г-экв./л)

Решение задач

Пример 1. Сколько граммов хлорида калия содержится в 750 г 10-процентного раствора?

Дано:

m_р-ра = 750 г

С = 10%

m_B-?Решение:

Запишите формулу для определения процентной концентрации в общем виде:

Из данной формулы найдите массу вещества:

Подставьте данные задачи в формулу:

кг

Ответ: 75 г KCl содержится в 750 г 10-процентного раствора.

Пример 2. Сколько граммов хлороводорода содержится в 250 мл 1М раствора соляной кислоты.

Дано:

V =250 мл= 0,25 л

C_HCl = 1M

m_HCl - ?

Решение:

1.

2. М_HCl = 1 + 35,5 = 36,5

3.HCl = CM · MB · V = 1· 36,5 · 0,25 = 9,13 г

Ответ: 9,13 г хлороводорода

Пример 3. В каком объеме 1 М раствора серной кислоты содержится 4,9 г H₂SO₄?

Дано:

С = 1

m_B= 4,9 г

V - ?Решение:

1.

2.

3.

4.

Ответ: 50 мл Н₂SO₄.

Решить самостоятельно

1. Сколько граммов Н₃РО₄ потребуется для приготовления 100 мл 0,02Н раствора? Ответ: 0,065 г.

2. Найдите массу AlCl₃, необходимую для приготовления 2 л 0,5М и 2 л 0,5Н растворов? Ответ: 133,5 г; 44,5 г.

3. В каком количестве воды следует растворить 2 моля NaCl, чтобы получить 25-процентный раствор? Ответ: 351 г.

4. В каком объеме 0,5Н раствора растворены 3,8 г сульфата железа (II)?

5. При составлении уравнений реакций ионного обмена надо помнить о трех случаях, когда реакции между растворами идут до конца: образование осадка, газа, воды или малодиссоциирующего вещества.

Задание. Составить уравнения реакций в молекулярной и ионной формах, протекающие между растворами:

1. Na₃PO₄ + AgNO₃ →

2. K₂CO₃ + HCl →

3. NaOH + H₂SO₄ →

Тема 1.6 Окислительно-восстановительные реакции. Электрохимические процессы.

Лабораторная работа№ 2

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР).

Формируемая (-ые) компетенция (-и):

ПК 2.1. Планировать собственную деятельность, работу подразделения, смены, участка, бригады, коллектива исполнителей.

ПК 2.2. Обеспечивать выполнение персоналом требований безопасности производства, охраны труда и защиты окружающей среды.

Цель работы: осуществить сущность окислительно-восстановительной реакции.

Задание по работе: проделать практически ряд окислительно-восстановительных реакций и для каждой из них определить, какой атом или ион является восстановителем и какой окислителем. Определить какое вещество окисляется, а какое восстанавливается

Реактивы и оборудования: пробирки, раствор медного купороса, гранулированный цинк, раствор йодид калия, бромная вода, раствор перманганата калия( KMn0₄), серная кислота (2Н), свежий приготовленный раствор FeS0₄ (сульфата железа -II), раствор нитрит натрия( NaN0₂), раствор К₂Сг₂0₇

Ход работы.

Вытеснение металла из раствора его солей.

Налейте в пробирку 1 мл раствора медного купороса Положите в эту же пробирку несколько кусочков гранулированного цинка и некоторое время осторожно взболтайте. Что при этом происходит?

Вытеснение галогенов из солей.

К 1 мл раствора йодида калия прилить равный объем бромной воды. Какой цвет имеет раствор йодида калия и раствор брома в воде? Написать уравнения происходящей реакции, составив схему перемещения электронов с подсчетом коэффициентов.

Окислительные свойства перманганата калия.

Взять в пробирку 1 мл раствора KMn0₄ прибавить 1 мл серной кислоты (2Н) и по каплям свежий приготовленный раствор FeS0₄ (сульфата железа -II) до изменения цвета раствора

Реакция идет по следующей схеме:

KMn0₄+ FeS0₄ +H₂S0₄ = MnS0₄ + Fe₂(SO₄)₃ + H₂0 + K₂SO₄

Подобрать коэффициенты, предварительно составив уравнения электронного баланса

Восстановительные свойства нитрита натрия NaNO₂.

В пробирку взять по 1 мл раствора КМп0₄ и H₂S0₄ (2Н) и по каплям добавлять раствор NaN0₂ до изменения окраски.

Какой цвет раствора получился?

Реакция идет по следующей схеме:

NaNO₂ + KMn0₄ + H₂S0₄ = NaNO₃ + MnS0₄ + K₂S0₄ + H₂0

Подобрать коэффициенты, предварительно составив уравнения электронного баланса

Восстановительные свойства йодида калия.

Взять в пробирку по 1 мл растворов KJ, H₂S0₄ и К₂Сг₂0₇. Наблюдать происходящее явление. Реакция идет по следующей схеме:

KJ + H₂S0₄ + K₂Cr₂0₇ = J₂ + Cr₂(S0₄)₃+ K₂S0₄ + H₂O

Расставить коэффициенты методом электронного баланса

Упражнения.

Подобрать коэффициенты, предварительно составив схемы перемещения электронов с указанием окислителей и восстановителей для следующих реакций:

1. КСlO₃ → KCl + O₂

2. Zп +HN0₃ → Zn(N0₃)₂ +NH₄N0₃ +H₂O

3. Р+ HN0₃ + H₂O → Н₃Р0₄ + NO

4 NiS + HNO₃ + HCl → NiCl₂ + S + NO + H₂0

Тема 1.6 Окислительно-восстановительные реакции. Электрохимические процессы.

Практическая работа№ 3

Методы составления окислительно-восстановительных реакций.

Формируемая (-ые) компетенция (-и):

ПК 2.1. Планировать собственную деятельность, работу подразделения, смены, участка, бригады, коллектива исполнителей.

ПК 2.2. Обеспечивать выполнение персоналом требований безопасности производства, охраны труда и защиты окружающей среды.

Цель работы: научиться составлять и уравнивать окислительно-восстановительные реакции.

Основные положения:

Окислительно-восстановительные реакции - самые распространенные и играют большую роль в природе и технике. С ними связаны такие процессы как дыхание и обмен веществ в живых организмах, фотосинтез в растениях, круговорот элементов в природе. Они происходят при сгорании топлива, коррозии металлов, лежат в основе металлургических процессов. С их помощью происходит превращение химической энергии в электрическую энергию - в гальванических элементах и аккумуляторах.

Окислительно-восстановительные реакции - реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов. Степень окисления - это условный заряд атома элемента в соединении, равный количеству смещенных электронов. Степень окисления может иметь положительное, отрицательное и нулевое значения, которые ставятся над атомом элемента, например: , . Атомы в молекулахпростых веществ всегда имеют степень окисления равную нулю, например: , ,

Постоянную степень окисления в молекулах сложных веществ имеют:

+1 имеют водород и щелочные металлы (H, Li, Na, K, Rb, Cs);

+2 имеют щелочно - земельные металлы (Be, Mg, Ca, Sr, Ba);

+3 имеет Al;

-1 имеют галогены (F, Cl, Br, J);

-2 имеет O, исключение составляет перекись водорода _.

Степени окисления остальных атомов в сложных соединениях нужно вычислять, учитывая, что сумма степеней окисления всех атомов в соединении равна нулю, а в сложном ионе - заряду иона. Например:

(+1)·3 + X + (-2)·4 = 0 X·2 + (-2)·7 = -2

X = +5 X = +6

Теория окисления-восстановления

Окисление - это процесс отдачи электронов: - 3

Восстановление - это процесс принятия электронов: + 22Cl⁻

Вещества, отдающие электроны, называются восстановителями. Вещества, принимающие электроны, называются окислителями.

Окисление всегда связано с восстановлением и наоборот. Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, принимаемых окислителем.

Применяют два метода составления окислительно-восстановительных реакций: метод электронного баланса и метод полуреакций.

Метод электронного баланса

1. Составляем схему реакции (исходные вещества и продукты реакции).

H₂S + KMnO₄ + H₂SO₄ S + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

2. Находим два элемента, которые меняют степени окисления (до и после реакции). Для этого определяем наличие простых веществ и исключаем элементы, имеющие постоянную степень окисления. В нашем примере степень окисления меняют марганец Mn и сера S.

3. Составляем полуреакции окисления и восстановления, уравниваем количество отданных и принятых электронов.

10

4. Подставляем в уравнение реакции найденные коэффициенты 5 и 2 перед восстановителем и окислителем:

5H₂S + 2KMnO₄ + H₂SO₄ 5S + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

4. По числу кислотных остатков в правой части уравнения находим коэффициент для серной кислоты H₂SO₄ и воды H₂O. В продуктах реакции три иона _, следовательно, H₂SO₄ надо взять 3 молекулы. В левой части уравнения 16 атомов водорода, следовательно, надо взять 8 молекул воды. Окончательно уравнение реакции имеет вид:

5H₂S + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5S + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O

6. Правильность написания уравнения определяем, подсчитав количество атомов одного элемента, например, кислорода O:

в левой части: 2·4 + 3·4 = 20, в правой части: 2·4 + 4 + 8 = 20.

Метод полуреакций (электронно - ионный метод)

Этот метод предпочтителен для составления окислительно-восстановительных реакций в растворах электролитов. При составлении электронно-ионных уравнений сильные электролиты записывают в виде ионов, а слабые электролиты, осадки и газы, - в виде молекул. В ионную схему включают частицы, которые проявляют окислительные и восстановительные свойства, а также частицы, характеризующие среду раствора: кислую - ион H⁺, щелочную - ион OH^─, нейтральную - молекула H₂O.

1. Записываем схему реакции:

Na₂SO₃ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ Na₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

Уравнение в ионном виде:

2. Находим два элемента, изменяющих свою степень окисления, и записываем их в виде частиц, в состав которых они входят. Окислителем в этой реакции

является ион , который превращается в ион Cr⁺³, а освободившийся

кислород, входящий в состав иона(Cr₂O₇)^─2, вместе с ионом H⁺ образует воду:

Восстановителем является ион (SO₃)^─2, который окисляется до иона(SO₄)^─2.

Получившийся ион (SO₄)^─2 содержит больше кислорода, чем ион (SO₃)^─2, поэтому недостающий кислород пополняется за счет молекул воды, при этом освобождаются ионы H⁺.

3. Уравниваем количество принятых и отданных электронов, при этом находим коэффициенты для окислителя и восстановителя.

6

3. Записываем суммарное ионное уравнение с учетом коэффициентов.

(Cr₂O₇)^─2 +14H⁺ + 3(SO₃)^─2 + 3H₂O 2Cr⁺³+ 7H₂O + 3(SO₄)^─2 + 6H⁺

3. Сокращаем одинаковые частицы в левой и правой частях уравнения:

(Cr₂O₇)^-2 +8H⁺ + 3(SO₃)^─2 2Cr⁺³ + 4H₂O + 3(SO₄)^─2

3. По ионному уравнению расставляем коэффициенты в исходном молекулярном уравнении реакции.

3Na₂SO₃ + K₂Cr₂O ₇+4 H₂SO₄ = 3Na₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 4H₂O

Таблица. Важнейшие восстановители и окислители

Восстановители

Окислители

Металлы, водород, уголь

Оксид углерода (II) СО

Сероводород H₂S, сульфид натрия Na₂S, оксид серы (IV) SO₂, сернистая кислота H₂SO₃ и ее соли, тиосульфат натрия Na₂S₂O₃

Иодоводородная кислота HI, бромоводородная кислота HBr, хлороводородная (соляная) кислота HCl

Хлорид олова (II) SnCl₂, сульфат железа (II) МnSO₄, сульфат хрома (Ш) Cr₂(SO₄)₂

Азотная кислота HNO₂, аммиак NH₃, гидразин N₂H₄, оксид азота (II) NO

Фосфористая кислота H₃PO₃, ортомышьяковистая кислота Н₃AsO₃, гексацианоферрат (II) калия K₄[Fe(CN)₆]

Галогены

Оксид марганца (VII) Mn₂O₇, оксид марганца (VI) MnO₂, перманганат калия KMnO₄, манганат калия К₂MnO₄

Оксид хрома (VI) CrO₃, хромат калия К₂CrO₄, дихромат калия K₂Cr₂O₇

Азотная кислота HNO₃

Кислород О₂, озон О₃, пероксид водорода Н₂О₂

Серная кислота H₂SO₄ (конц.), селеновая кислота H₂SeO₄

Оксид меди (II) СuO, оксид серебра (I) Ag₂O, оксид свинца (IV) PbO₂

Ионы благородных металлов (Ag⁺, Au³⁺ и др.)

Висмутат натрия NaВiO₃, персульфат аммония (NH₄)₂S₂O₈, гексацианоферрат (III) калия K₃[Fe(CN)₆], хлорид железа (III) FeCl₃

Контрольные вопросы.

1. Что такое степень окисления элемента?

2. Правила расчета степени окисления.

3. Какие реакции являются окислительно-восстановительными?

4. Порядок составления окислительно-восстановительной реакции.

5. Отличие метода электронного баланса от метода полуреакций.

Тема 1.7 Классификация веществ. Простые вещества. Лабораторная работа 3

Получение аммиака, его свойства.

Формируемая (-ые) компетенция (-и):

ПК 2.1. Планировать собственную деятельность, работу подразделения, смены, участка, бригады, коллектива исполнителей.

ПК 2.2. Обеспечивать выполнение персоналом требований безопасности производства, охраны труда и защиты окружающей среды

Цель работы: получить аммиак в лабораторных условиях и изучить его свойства.

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

Реактивы: кристаллический гидроксид кальция, кристаллический хлорид аммония, концентрированная соляная, азотная и 20% - я серная кислоты, водный раствор аммиака, раствор ф - ф, раствор хлорида железа (ΙΙΙ).

Задание 1. Получение и сбор аммиака

1. Соберите прибор для получения аммиака.

2. В фарфоровую ступку поместите кристаллический хлорид аммония и кристаллический гидроксид кальция в соотношении 2:1 и разотрите смесь пестиком. Происходит ли образование аммиака при этих условиях? (Опыт удается лучше, если известь слегка влажная).

3. Полученную смесь всыпьте в пробирку (на 1∕5 часть ее объема), которую затем закройте пробкой с газоотводной трубкой и закрепите в штативе так, чтобы дно ее было несколько выше отверстия. На конец газоотводной трубки наденьте пробирку - приемник для собирания аммиака.

4. Пробирку со смесью хлорида аммония и гидроксида кальция прогрейте сначала всю, а затем нагревайте в том месте, находится смесь.

5. Для обнаружения аммиака поднесите влажную фенолфталеиновую бумажку к отверстию пробирки - приемника.

6. Обнаружив аммиак, наполните им пробирку способом вытеснения воздуха.

7. Когда пробирка - приемник наполнится газом, снимите ее с газоотводной трубки и отверстие закройте большим пальцем. Конец газоотводной трубки закройте мокрой ватой.

8. Опустите пробирку - приемник (вверх дном) в стакан с водой и отведите палец от отверстия. Слегка покачивайте пробирку и наблюдайте, как вода поднимается вверх пробирки. Снова закройте отверстие пробирки пальцем (под водой) и выньте пробирку из сосуда.

Задание 2. Изучение свойств аммиака

a) В пробирку налейте 6 - 7 мл водного раствора аммиака и добавьте 1 - 2 капли раствора фенолфталеина. Каков цвет раствора?

b) Смочите стеклянную палочку концентрированной соляной кислотой, другую - концентрированной азотной кислотой. Внесите их поочередно в пробирки с аммиаком. Что вы наблюдайте?

c) Разлейте полученный водный раствор аммиака в воде в две пробирки. В одну пробирку добавьте несколько капель раствора фенолфталеина и осторожно прилейте серную кислоту до исчезновения окраски индикатора. Что вы наблюдайте? Составьте уравнения реакций образования сульфата и гидросульфата аммония.

d) В другую пробирку с раствором аммиака добавьте раствор хлорида железа (ΙΙΙ). Что вы наблюдайте?

Заполните таблицу

Тема 1.7 Классификация веществ. Простые вещества.

Практическая работа 3

Взаимосвязь между классами веществ

Формируемая (-ые) компетенция (-и):

ПК 2.1. Планировать собственную деятельность, работу подразделения, смены, участка, бригады, коллектива исполнителей.

ПК 2.2. Обеспечивать выполнение персоналом требований безопасности производства, охраны труда и защиты окружающей среды

Цель:

1. знать теорию электролитической диссоциации и иметь понятие о современной теории кислот и оснований; состав, названия и характерные свойства основных классов неорганических соединений;

2. уметь записывать реакции ионного обмена; составлять полные и сокращенные ионные уравнения; генетические ряды, образованные классами неорганических веществ.

Контрольные вопросы.

1. Какие вещества относятся к электролитам? Что называется электролитической диссоциацией?

1. Какие реакции называются реакциями ионного обмена?

2. Какие существуют условия течения реакций ионного обмена до конца?

4. Что такое кислоты, основания и соли с точки зрения теории электролитической диссоциации?

Рекомендации к выполнению работы.

1. Помните, что процесс диссоциации обратимый.

2. Ступенчато могут диссоциировать многоосновные кислоты, многовалентные основания, кислые и основные соли.

3. При составлении уравнений реакции ионного обмена:

а)составить молекулярное уравнение реакции, проверить составление формул по валентности, расставить коэффициенты в левой и правой частях уравнений реакции;

б) установите, идет ли реакция до конца;

в) напишите полное ионное уравнение реакции;

г)исключите из уравнения реакции ионы, не принимающие участия в реакции;

д)напишите сокращенное ионное уравнение реакции.

Выполнение работы.

1. Напишите уравнения полной диссоциации в водных растворах следующих электролитов: НСlO₃, HBr, NaOCl, KH₂P0₄, NaOH, Са(ОН)₂, NH₄OH, Fe₂(S0₄)₃, Ca(N0₃)₂, (NH₄)₂C0₃, Mg(OH)₂, NO₃, KC0₃.

2. Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций между растворами:

а)гидроксида калия и серной кислотой;

б)нитрата алюминия и гидроксида натрия;

в)карбоната натрия и фосфорной кислотой;

г)сульфатом аммония и гидроксидом натрия.

3. При помощи каких реакций можно осуществить следующие превращения? Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах:

a) FeSО₄ → Fe(OH)₂ → Fe(N0₃)₂ → Zn(NQ₃)₂ → Zn(OH)₂ → Na₂Zn0₂;

4. С какими из перечисленных веществ будет реагировать соляная кислота: гидроксид кальция, алюминий, карбонат натрия, серебро, оксид магния, ртуть? Напишите молекулярные и ионные уравнения возможных реакций.

5. Как, имея в своем распоряжении сульфат натрия, соляную кислоту и гидроксид бария, можно получить хлорид натрия? Напишите молекулярные и сокращенные ионные уравнения реакций.

Тема 1.8 Химия элементов.

Практическая работа 4

Получение гидроксида алюминия и цинка и исследование их свойств.

Формируемая (-ые) компетенция (-и):

ПК 2.1. Планировать собственную деятельность, работу подразделения, смены, участка, бригады, коллектива исполнителей.

ПК 2.2. Обеспечивать выполнение персоналом требований безопасности производства, охраны труда и защиты окружающей среды

Цель:

1. Научиться получать гидроксиды алюминия и цинка

2. Изучить химические свойства гидроксидов алюминия и цинка.

1. Развивать умения составлять молекулярные, ионные уравнения реакций, подтверждающие химические свойства гидроксидов алюминия и цинка.

Реактивы и оборудование: 1 М раствор соли алюминия (например, Al₂(SO₄)₃), 1М раствор гидроксида натрия NaOH, 1М раствора H₂SO₄, 1М раствора соли цинка (например, ZnSO₄), пробирки

Выполнение работы.

Опыт 1. Получение гидроксида алюминия и его свойства

Выполнение опыта

Налить в 2 пробирки по 4-5 капель 1М раствора соли алюминия (например, Al₂(SO₄)₃). Прибавить в обе пробирки по по 4-5 капель 1М раствора гидроксида натрия NaOH. Наблюдать образование осадка. Затем в первую пробирку добавить 6-7 капель 1М раствора NaOH, а во вторую - 6-7 капель 1М раствора H₂SO₄.

Запись наблюдений и результатов опыта

1. Записать наблюдения.

2. Написать уравнения протекающих реакций.

3. Записать вывод о кислотно-основных свойствах гидроксида алюминия.

Опыт 2. Получение гидроксида цинка и его свойства

Выполнение опыта

Налить в 2 пробирки по 6-8 капель 1М раствора соли цинка (например, ZnSO₄). Прибавить в обе пробирки по 2 капли 1М раствора гидроксида натрия NaOH. В первую пробирку добавить избыток 1М раствора NaOH, а во вторую - избыток 1М раствора H₂SO₄.

Запись наблюдений и результатов опыта

1. Записать наблюдения.

2. Написать уравнения протекающих реакций.

3. Записать вывод о кислотно-основных свойствах гидроксида цинка.

Тема 1.8 Химия элементов.

Практическая работа 5

Свойства гидроксидов железа и окислительные свойства хроматов.

Формируемая (-ые) компетенция (-и):

ПК 2.1. Планировать собственную деятельность, работу подразделения, смены, участка, бригады, коллектива исполнителей.

ПК 2.2. Обеспечивать выполнение персоналом требований безопасности производства, охраны труда и защиты окружающей среды

Цель:

3. Научиться получать гидроксиды железа (II и III).

4. Изучить химические свойства гидроксидов железа и хроматов.

2. Развивать умения составлять молекулярные, ионные, окислительно-восстановительные уравнения реакций, подтверждающие химические свойства гидроксидов железа и хроматов калия.

Реактивы и оборудование: растворы сульфата железа (II), хлорида железа (III), гидроксида натрия, серной и соляной кислот, хромата калия, штатив с пробирками.

Контрольные вопросы.

1. Какие гидроксиды образует железо? Каковы их физические свойства?

2. Как получают лабораторным путем нерастворимые в воде основания или гидроксиды?

3. Что такое хроматы? Какую степень окисления имеет хром в хромате калия?

Выполнение работы.

Опыт 1. Получение гидроксида железа (II) и превращения его в гидроксид железа (III).

В пробирку налейте 1мл., раствора сульфата железа (II), добавьте несколько капель раствора гидроксида натрия. Что наблюдаете?

Разделите полученный осадок с раствором в две пробирки. Одну из них оставьте для следующего опыта, другую энергично встряхиваете некоторое время. Что наблюдаете?

Напишите уравнения: а) взаимодействия сульфата железа (II) с гидроксидом натрия в молекулярной и ионной формах;

б) окисления влажного гидроксида железа (II) на воздухе в гидроксид железа (III).

Опыт 2. Изучение основных свойств гидроксида железа (II).

К полученному в предыдущем опыте гидроксиду железа (II) прилейте несколько капель соляной кислоты до растворения осадка. Какие свойства проявляет гидроксид железа (II)?

Напишите уравнения реакции в молекулярной и ионной формах.

Опыт 3.Получение гидроксида железа (III) при действии щелочи на раствор соли.

В пробирку к 3-4 каплям раствора хлорида железа (III) прилейте 1 - 2 капли раствора гидроксида натрия. Запишите наблюдения.

Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

Опыт 4. Изучение основных свойств гидроксида железа (III).

К полученному в предыдущем опыте гидроксиду железа (III) прилейте несколько капель серной кислоты до растворения осадка. Запишите наблюдения.

Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

Опыт 5. Окисление сульфата железа (II) хроматом калия.

В пробирку к 4-5 каплям раствора хромата калия добавьте 2-3 капли раствора серной кислоты и 4-5 капли раствора сульфата железа (II). Что наблюдаете?

Напишите уравнение реакции окисления сульфата железа (II) хроматом калия в кислой

среде.

Расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите восстановитель и окислитель.

Задания для самостоятельных выводов.

1. Как получают гидроксиды железа (II) и (III)?

2. Какими химическими свойствами обладают гидроксиды железа?

3. Что происходит на воздухе влажного гидроксида железа (II)?

4. Почему хромат калия обладает окислительными свойствами?

3 Литература

Основные источники:

1.Габриелян, О.С. Химия для профессий и специальностей технического профиля [Текст] : учебник / О.С. Габриелян, И.Г. Остроумов. - 2-е изд., стер. - М.: Издательский центр «Академия», 2011.

2.Габриелян, О.С. Химия. 11 класс. Профильный уровень [Текст] : учеб. для общеобразоват. Учреждений / О.С. Габриелян, Г.Г. Лысова. - 13-е изд., стереотип. - М. : Дрофа, 2011.

3.Габриелян О.С. Практикум по общей, неорганической и органической химии [Текст]: учеб. Пособие для студ. Проф. Учеб. Заведений / Габриелян О.С., Остроумов И.Г., Дорофеева М.М.- М., 2007

Дополнительные источники:

1.Ерохин, Ю.М. Химия [Текст] : учеб. для сред. проф. учеб. заведений / Юрий Михайлович Ерохин. - 4-е изд., стер. - М.: Издательский центр «Академия», 2004.

2.Ерохин Ю.М., Фролов В.И. Сборник задач и упражнений по химии (с дидактическим материалом) [Текст]: учеб. Пособие для студентов средн. Проф. Завед. - М., 2004.

3.Габриелян О.С., Лысова Г.Г. Химия в тестах, задачах и упражнениях [Текст]: учеб. Пособие/ О.С. Габриелян, П.Н. Березкин, А.А Ушакова. - 5 изд., стереотип. - М.: Дрофа, 2008.

Интернет- ресурс: «Основы неорганической химии» [Электронный ресурс] // химия. - Режим доступа: InternetUrok.ru