МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ ПО ВЫПОЛНЕНИЮ ПРАКТИЧЕСКИХ РАБОТ по дисциплине «ОСНОВЫ ХИМИИ МЕТАЛЛА И НЕМЕТАЛЛА».

ГБПОУ ВО «Лискинский промышленно-транспортный техникум имени А.К.Лысенко».
МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ ПО ВЫПОЛНЕНИЮ ПРАКТИЧЕСКИХ РАБОТ
по дисциплине: «ОСНОВЫ ХИМИИ МЕТАЛЛА И НЕМЕТАЛЛА».

Составитель: преподаватель. Ледовская О.В.

Лиски 2015г.

Пояснительная записка.
Методическое указание составлено в соответствии с учебной программой курса по дисциплине «ОСНОВЫ ХИМИИ МЕТАЛЛА И НЕМЕТАЛЛА». Для групп СПО по профессиям: 15.01.25 Станочник (металлообработка), 15.01.05 Сварщик (электросварочные и газосварочные работы).
Изучение курса химии в школе и техникуме дает теоретическую основу для понимания дисциплины, но освоение химии практически невозможно без проведения практических работ и лабораторных опытов.
Настоящее методическое пособие содержит теоретическую и практическую часть по всем темам, которые изучаются в общеобразовательном стандарте по дисциплине химия (базовый уровень). Здесь вы увидите требования к выполнению практических работ, краткое теоретическое пояснение к практическим работам и лабораторным опытам, инструктивные карты с заданиями практических работ и лабораторных опытов, план отчета по практической работе, вопросы для самоконтроля.
Практические работы и лабораторные опыты являются важным элементом изучения курса химии, поскольку позволяет лучше усвоить и систематизировать теоретический материал. Без практических работ и лабораторных опытов знания студентов бывают непрочными, поэтому важно научится правильно и четко выполнять практическую работу. После изучения темы и проведения практической работы рекомендуется устно ответить на вопросы для самоконтроля, приведенные после соответствующих тем методических указаний.
Если возникают затруднения при проведении практических работ и лабораторных опытов, а так же при оформлении отчета о проделанной работе, то можно получить устную консультацию у преподавателя.
Применение теоретических навыков на практике, проведение простейших экспериментов, практических работ, лабораторных опытов- это формирование у студентов навыков проведения наблюдений статических и динамических объектов, их описание, использование инструментальных методов. Формируются навыки проведения наблюдений, опыта, описания, выполнение схематических рисунков, схем, таблиц, аналитической деятельности студентов.

1. Требования к выполнению практических работ.
1.1. Перед выполнением практической работы следует ознакомиться с программой дисциплины, инструкционной картой и изучить соответствующие разделы дисциплины «Основы химии металла и неметалла» по учебнику (1) и конспектам лекций.
1.2. Практические работы оформляются в отдельных тетрадях для выполнения лабораторных и практических работ, записывается дата выполнения. Все записи выполняются шариковой ручкой.
1.3. Практическая работа должна оформляться в соответствии с требованиями согласно инструкционной карте по плану:
Номер и название работы;
Цель работы;
Задание с исходными данными;
Необходимые принадлежности;
Выполнение работы;
Заключение (выводы).
Отчет засчитывается при условии выполнения всех заданий, перечисленных в инструкции, и при отсутствии ошибок.
1.4. Все экспериментальные данные и результаты расчетов заносятся в таблицы. При проведении вычислений необходимо подробно расписать методику расчета на нескольких примерах (если имеется такое задание). Таблицы должны быть аккуратно начерчены и заполнены.
1.5. Выполнение заданий практической работы должно начинаться с текста задания, сопровождаемого исходными данными.
1.6. Результаты расчета по формулам указываются после постановки в них цифровых величин без приведения промежуточных вычислений.
1.7. Все обозначения величин, входящие в формулы, расшифровываются и сопровождаются необходимыми пояснениями с указанием единиц измерения данных величин.
1.8. Выполняя практическую работу при подстановке числовых значений в формулы необходимо следить, чтобы все используемые величины были выражены обязательно только в международной системе единиц – СИ, и обязательно указывать размерность всех физических величин. В некоторых случаях в работах величины приводятся с использованием десятичных приставок, которые нужно обязательно учитывать при вычислениях. Кроме того, важно обращать внимание на степень точности окончательного результата: точность ответа не должна превышать точности, с которой даны исходные величины, а также правильно записывать порядок чисел (например, вместо записи 0,05·10-2 нужно указывать число 5·10-4). 1.9. В конце практической работы студенты должны сделать вывод проделанной работе, написать уравнения реакций.
1.10. Отчеты по результатам практических работ и лабораторных опытов проверяются у каждого ученика и отметки выставляются в журнал.
1.11. Студенты должны уметь дать полный ответ на вопросы самоконтроля по практической работе.
2. Требования к выполнению лабораторных опытов
Форма записей – произвольная, однако необходимо указание:
№ работы;
Темы;
Оборудования;
Отражение этапов работы;
Вывод.
МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ ПО ВЫПОЛНЕНИЮ ПРАКТИЧЕСКИХ РАБОТ И ЛАБОРАТОРНЫХ ОПЫТОВ.
Техника безопасности при проведении практических работ в лаборатории.
Правила техники безопасности
Большинство химических опытов проводят в стеклянной посуде. Стекло прозрачно, и вы можете наблюдать, что происходит с веществами. В некоторых случаях стекло заменяют прозрачной пластмассой, она не бьется, но такую посуду, в отличие от стеклянной, нельзя нагревать.

Рис. 9. Штатив с пробирками
Химические реакции проводят в пробирках (рис. 9), плоскодонных (рис. 10) или конических (рис. 11) колбах. Если содержимое пробирки нужно нагреть, пользуются специальными держателями(рис. 12). Нагревать можно только те колбы, которые сделаны из специального термостойкого стекла. Такую посуду помечают специальным знаком – матовым прямоугольником.

Рис. 10. Плоскодонные колбы Рис. 11. Конические колбы
Для демонстрационного эксперимента часто используют химические стаканы (рис. 13). Часто стаканы и конические колбы имеют специальные отметки, с их помощью можно приблизительно определить объем находящейся в них жидкости.

Рис. 12. Держатель для пробирок Рис. 13. Химические стаканы
Круглодонные колбы (рис. 14) нельзя поставить на стол, их закрепляют на металлических стойках – штативах (рис. 15) – с помощью лапок. Лапки, а также металлические кольца крепят на штативе специальными зажимами. В круглодонных колбах удобно получать какие-либо вещества, например газообразные. Для того чтобы собирать образующиеся газы, используют колбу с отводом (ее называют колбой Вюрца (рис. 16)) или пробирку с газоотводной трубкой.

Рис. 14.Круглодонная колба Рис. 15.Штатив с кольцом, лапкой и зажимами
Если образующиеся газообразные вещества нужно охладить, сконденсировать в жидкость, используют стеклянный холодильник (рис. 17). По его внутренней трубке движутся охлаждаемые газы, превращаясь в жидкость под действием холодной воды, которая течет по «рубашке» холодильника в обратном направлении.

Рис. 16. Колба Вюрца Рис. 17. Стеклянные холодильники
Конусные воронки (рис. 18) служат для переливания жидкостей из одного сосуда в другой, они также незаменимы в процессе фильтрования. Вы, наверное, знаете, что фильтрованием называют процесс отделения жидкости от частиц твердого вещества.

Рис. 18. Конусные воронки
Для разделения двух несмешивающихся жидкостей, например бензина и воды, служат делительные воронки (рис. 19). Нижний слой более тяжелой жидкости сливается с помощью краника через нижнюю трубку, жидкость с меньшей плотностью остается в воронке.

Рис. 19. Делительные воронки
Посуда с толстыми стенками, похожая на глубокую тарелку, называется кристаллизатором (рис. 20). Из-за большой площади поверхности налитого в кристаллизатор раствора растворитель быстро испаряется, растворенное вещество выделяется в виде кристаллов. Нагревать кристаллизатор нельзя ни в коем случае: его стенки только кажутся прочными, на самом деле при нагревании он обязательно треснет.

Рис. 20. Кристаллизаторы
При выполнении химического эксперимента часто приходится отмерять необходимый объем жидкости. Чаще всего для этого используют мерные цилиндры (рис. 21).

Рис. 21. Мерные цилиндры
Помимо стеклянной посуды в школьной химической лаборатории есть посуда фарфоровая. В ступке пестиком (рис. 22) измельчают кристаллические вещества. Стеклянная посуда для этого не подходит: от давления пестика она сразу расколется.

Рис. 22. Ступка с пестиком
Стенки фарфоровой чашки гладкие и блестящие (рис. 23). Она похожа на маленький кристаллизатор, и нагревать ее можно даже на открытом пламени до полного выпаривания раствора.

Рис. 23. Фарфоровая чашка
Чтобы избежать неприятностей и травм, каждый предмет нужно использовать строго по назначению, знать, как с ним обращаться. Химический эксперимент будет действительно безопасным, поучительным и интересным, если соблюдать меры предосторожности при работе с химической посудой, реактивами, оборудованием. Эти меры называются правилами техники безопасности.
Кабинет химии – необычный кабинет. Значит, и требования к вам здесь особенные. Например, в химическом кабинете ни в коем случае нельзя есть, поскольку многие из веществ, с которыми вы будете работать, ядовиты.
От других кабинетов химический отличается тем, что здесь есть вытяжной шкаф (рис. 24). Многие вещества имеют резкий неприятный запах, их пары не безвредны для здоровья. С такими веществами работают в вытяжном шкафу, из которого газообразные вещества попадают прямо на улицу.

Рис. 24. Вытяжной шкаф
Для защиты глаз при проведении особо опасных опытов используют защитные очки (рис. 25).

Рис. 25. Защитные очки
Склянку с реактивом нужно брать так, чтобы этикетка оказалась в ладони. Это делается для того, чтобы случайные потеки не испортили надпись.
Некоторые химические вещества ядовиты, есть реактивы, разъедающие кожу, многие вещества легко воспламеняются. Предупреждают об этом специальные знаки на этикетках (рис. 26, см. с. 7).

Рис. 26.Правила работы в химической лабораториирегулируются специальными знаками
Не приступайте к эксперименту, если точно не знаете, что и как нужно делать. Работать надо, строго соблюдая инструкцию и только с теми веществами, которые для опыта необходимы.
Подготовьте рабочее место, рационально разместите реактивы, посуду, принадлежности, чтобы не пришлось тянуться через стол, опрокидывая рукавом колбы и пробирки. Не загромождайте стол тем, что не потребуется для эксперимента.
Опыты нужно проводить только в чистой посуде, а значит, после работы ее нужно тщательно вымыть. Заодно вымойте руки.
Все манипуляции нужно проводить над столом.
Чтобы определить запах вещества, не подносите сосуд близко к лицу, а подгоните рукой воздух от отверстия сосуда к носу (рис. 27).

Рис. 27.Определение запаха веществ
Никакие вещества нельзя пробовать на вкус!
Никогда не выливайте излишек реактива обратно в склянку. Пользуйтесь для этого специальным стаканом для отходов. Рассыпанные твердые вещества тоже нежелательно собирать обратно, тем более руками.
Если вы нечаянно обожглись, порезались, разлили реактив на стол, на руки или на одежду, сразу обращайтесь к учителю или лаборанту.
Закончив эксперимент, приведите рабочее место в порядок.
Растворы бывают ненасыщенные и насыщенные. Насыщенные растворы содержат максимальное количество растворенного вещества при данной температуре. Ненасыщенный раствор содержит при данной температуре меньше растворенного вещества, чем может раствориться.
Раздел 1 Повторение основных вопросов курса химии.
Тема:1.2 Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена, их отличие от окислительно-восстановительных реакций.

Краткое содержание темы.
Электролиты и неэлектролиты. Механизмы электролитической диссоциации для веществ с различными типами химической связи. Гидратированные и негидратированные ионы. Степень электролитической диссоциации.
Растворы электролитов и неэлектролитов.
Электролитами называются вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. Например: NaCl, Cu, NaOH, H и др.
Не электролитами называются вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток. Например: дистиллированная O, раствор глицерина, раствор спирта.
Причина электропроводности – наличие ионов. Вещества с ионным и ковалентным полярным типом связи, проводят электрический ток, т. к. находятся в воде в виде ионов.
Вода – как полярный растворитель. Роль воды в электролитической диссоциации. Гидротация ионов.
Na+ Cl- + – + – Na+ – + Cl-
H2O +
Cl- Na+ – + H2O H2O H2O H2O
Кристалл NaCl гидротированные
H2O Диполи воды ионы
+ –
Диполи воды ориентируются вокруг ионов Na+ и Cl- кристалла NaCl .
Между ионами Na+ и Cl- и полярными молекулами воды возникает ионно-дипольная связь. Она оказывается прочнее, чем межионная связь в молекулах кристалла. Ионы Na+ и Cl- отрываются от кристалла и переходят в раствор, а вокруг них образуются гидратные оболочки из молекул воды, т.е. гидротированные ионы.
Основные положения теории электролитической диссоциации С.Аррениуса.
Теория, объясняющая электропроводность растворов была разработана в 1887 году шведским учёным С. Аррениусом и получила название « Теории электролитической диссоциации».
Диссоциацией называется распад веществ на ионы под действием воды, с образованием гидротированных ионов
Согласно теории:
Молекулы растворённого вещества диссоциируют на катионы и анионы:
К А ⇆ +
Молекула катион анион
электролита
Катионы образуются из атомов металлов и водорода. Заряды катионов и анионов численно равны валентности металлов и водорода.
Атомы Катионы
Н +
K +
Zn 2+
Анионы образуются из кислотных остатков и гидроксогруппы .
HCl
Заряды всех катионов равны зарядам всех анионов, поэтому растворы электронейтральны.
Al ⇄ + 3
Ионы по свойствам отличаются от нейтральных атомов
Газ, желтовато-зеленого Без цвета, без запаха,
цвета, с запахом, ядовит. не ядовит.
Процесс диссоциации обратим для слабых электролитов.
диссоциация
Сильные электролиты в водных растворах диссоциируют на 30% и более.
К ним относятся: а) кислоты: HCl- соляная, H2SO4 – серная, HNO3 – азотная, HI – йодоводородная, HBr – бромоводородная, HClO3 – хлорная, HMnO4 – марганцевая и др.
б) щёлочи: KOH, NaOH, LiOH, Ba(OH)2, Ca(OH )2.
в) большинство растворимых в воде солей.
Слабые электролиты диссоциируют не более чем на 3%
К ним относятся: а) кислоты: H2CO3 – угольная, H2S - сероводородная , HCN – синильная, H3BO3 – борная, H2SiO3 - кремниевая, CH3COOH - уксусная
б) малорастворимые в воде гидроксиды металлов, NH4OH – гидроксид аммония.
Электролиты средней силы - степень диссоциации 𝛼 от 3 до 30%.
H3PO4 – фосфорная, H2SO3 – сернистая, HF – плавиковая, H2C2O4· 2H2O – щавелевая кислота, Mg(OH)2 – гидроксид магния и др.
Оксиды и их свойства. Солеобразующие и несолеобразующие оксиды. Основные, амфотерные и кислотные оксиды. Зависимость характера оксида от степени окисления образующего его металла. Химические свойства оксидов. Получение оксидов

Оксиды - это сложные вещества, молекулы которых состоят из двух элементов, одним из которых является кислород.
Оксиды делятся на несолеобразующие и солеобразующие.
Несолеобразующие: СО, NO, N2O, SiO2
Cолеобразующие:
Кислотные, которым соответствуют кислоты - CO2, SO3, SO2, NO2, N2O5, P2O5, Mn2O7, CrO3.
Основные, которым соответствуют основания - Na2O, CaO, MgO, FeO, Fe2O3, BaO, CrO.
Амфотерные - Al2O3, ZnO, PbO, Cr2O3, Mn2O3, MnO2.
Способы получения оксидов:
Горением веществ.
4Р + 5O2 = 2Р2О5
Разложением сложных веществ.
СаСО3 t°C СаО + СО2 ↑
Химические свойства оксидов:
а) Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями
СО2 + Са (ОН)2 = СаСО3 ↓ + Н2О
б) Кислотные оксиды взаимодействуют с Н2О с образованием кислот
3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO ↑
N2O5 + H2O = 2HNO3
в) Кислотные оксиды взаимодействуют с основными оксидами
СО2 + СаО = СаСО3
г) Кислотные оксиды взаимодействуют с солями
СаСО3 + SiO2 t°C Ca SiO3 + СО2 ↑
д) Основные оксиды взаимодействуют с кислотами
СuO + H2SO4 t°C Сu SO4 + H2O
е) Основные оксиды взаимодействуют с водой
Na2O + H2O = 2NaOH
Примечание: Амфотерные оксиды могут реагировать с кислотами и щелочами
ZnO + 2HCl t°C ZnCl2 + H2O
ZnO + 2NaOH t°C Na2ZnO2 + H2O
Кислоты и их свойства. Кислоты как электролиты, их классификация по различным признакам. Химические свойства кислот в свете теории электролитической диссоциации. Особенности взаимодействия концентрированной серной и азотной кислот с металлами. Основные способы получения кислоты.
Кислотами называются сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотных остатков.
Способы получения кислот:
Взаимодействием кислотных оксидов с водой
SO3 + H2O = H2 SO4
Взаимодействием водорода с неметаллами (растворением в воде)
Н2 + Сl2 = 2HCl
Взаимодействием кислот с солями
СuSO4 + 2HCl = СuСl2 + H2SO4
Химические свойства кислота:
Изменяют окраску индикаторов: метилоранж - красный цвет, синий лакмус - красный цвет.
Кислоты реагируют с металлами (см. ряд активности металлов)
Zn + 2HCl = ZnСl2 + Н2 ↑
Основаниями называются сложные вещества, в состав которых входят атомы металлов, соединённые с гидроксогруппами (одной или несколькими).
Основания

Растворимые Нерастворимые Амфотерные
KOH Fe (OH)2 Al (OH)3
NaOHFe (OH)3 Zn (OH)2
Ba (OH)2Cu(OH)2 Cr(OH)3
Ca (OH)2Mn(OH)2 Pb(OH)2
LiOH
Способы получения оснований:
Взаимодействием активных металлов с водой
2Na + H2O = 2NaOH + H2 ↑
Взаимодействием оксидов металлов с водой
CaO + H2O = Ca (OH)2
Электролизом водных растворов NaCl
Химические свойства оснований:
Основания взаимодействуют с кислотами
NaOH + HCl = NaCl + H2O
Основания при нагревании разлагаются
Cu (OH)2 ↓ t°C CuО ↓ + H2O
голубой осадок черный осадок
Основания (щёлочи) взаимодействуют с растворами солей
2NaOH + CuСl2 = Cu (OH)2 ↓ + 2NaCl
Соли это сложные вещества, в состав которых входят атомы металлов соединённые с кислотными остатками.
Название кислых солей - название средней соли с приставкой гидро -, дигидро -.
NaHCO3 - гидрокарбонат натрия,NaH2PO4 -дигидрофосфат натрия
Название основных солей - название средней соли с приставкой гидроксо - , дигидроксо -.
MgOHCl – хлорид гидроксомагния, Al(OH)2NO3 – нитрат дигидроксоалюминия,
СаОНNO3 – нитрат гидроксокальция.
Химические свойства солей:
Соли взаимодействуют с металлами ( см. ряд активности металлов). Вытесняющий металл должен быть активнее.
ZnCl2 + 2Na = 2NaCl + Zn
Соли взаимодействуют с солями.
NaCl + AgNO3 = NaNO3 + AgCl ↓
Соли взаимодействуют со щелочами.
CuSO4 + 2NaOH = Cu (OH) 2 ↓ + Na2SO4
Соли взаимодействуют с кислотами.
Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2↑
Некоторые соли при нагревании разлагаются
CaCO3 t°C CaO + CO2↑
Классификация химических реакций. Реакции соединения, разложения, замещения, обмена. Каталитические реакции. Обратимые и необратимые реакции. Гомогенные и гетерогенные реакции.
Типы химических реакций:
Соединения
Разложения
Замещения
Обмена
Реакциями соединения называются такие реакции, в результате которых из двух или нескольких веществ образуется одно новое вещество.
2Сu + O2 t°C 2CuO
Реакциями разложения называются такие реакции, в результате которых из одного вещества получается два или несколько других веществ.
2Н2О постоянный ток 2Н2 ↑ + О2↑
Реакциями замещения называются такие реакции, которые протекают между простыми и сложными веществами, при которых атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов в сложном веществе.
Zn + CuCl2 = ZnCl2 + Cu↓
Реакциями обмена называются реакции между двумя сложными веществами, при которых их составные части обмениваются местами.
NaOH + HCl = NaCl + Н2О
Химические реакции делятся на обратимые и необратимые
Химически необратимые реакции при данных условиях идут практически до конца, до полного расхода одного из реагирующих веществ (NH4NO3 → 2H2O + N2O – никакая попытка получить нитрат из Н2О и N2O не приводит к положительному результату).
Химически обратимые реакции протекают одновременно при данных условиях как в прямом, так и в обратном направлении. Необратимых реакций меньше, чем обратимых. Примером обратимой реакции служит взаимодействие водорода с иодом:
; .
Через некоторое время скорость образования HI станет равной скорости его разложения:
; .
Классификация реакций в органической химии.
В органической химии различают реакции по характеру химических превращений и механизму их протекания.
По характеру химических превращений:
Замещение – атом или группа атомов в молекуле органических соединений замещаются другим атомом или группой атомов.
R – H + Cl2 → R – Cl + HCl
Разложение или расщепление – одно сложное вещество распадается на два или ряд менее сложных веществ.
С6Н12О6 → 2 С2Н6О + 2СО2
С2Н5Сl + HOH→ С2Н5OH +HCl
Отщепление – отнятие от органических молекул простых веществ
дегидрирование: С2Н6 → С2Н4 + Н2
дегидратация: С2Н6О→ С2Н4 + Н2О
Присоединение из 2 или более разных веществ образуется одно новое.
восстановление (гидрирование, гидрогенизация)
С2Н2 + Н2→ С2Н4
присоединение галогенов, галогеноводорода, воды – реакция гидратации
С2Н4 + НОН→ С2Н5OH
Полимеризация – образование из множества простых молекул (мономеров) более сложных соединений (полимеров).
Поликонденсация – реакция образования полимеров с выделением какой-либо простой молекулы.
Окисление.
Механизм протекания реакций определяется преимущественно видом разрыва связи в исходной молекуле и образования связи в новом соединении.
Ионные уравнения реакций. Условия необратимости реакций в растворах.
Порядок составления ионных равнений реакций:
Написать уравнение реакции в молекулярной форме.
Проставить валентности в продуктах реакции и проверить правильность написания формул.
Проставить коэффициенты, т.е. уровнять правую и левую части.
Записать уравнение реакции в ионном виде. В молекулярном виде оставить газы, воду, осадки, слабые электролиты.
Сокращаются в правой и левой части уравнения реакции одинаковые ионы.
Переписать оставшееся сокращенное ионное уравнение без изменений.
Особенности обменных процессов
Химические реакции разделяются на обменные и окисли-
тельно-восстановительные (Ox-Red). Если при реакции не происходит изменение степени окисления, то такие реакции называются
обменными. Они возможны при условии, что образуется осадок, мало диссоциирующее вещество или выделяется газ.
Типы обменных химических процессов в водной среде:
реакции нейтрализации – процесс между кислотой и щёлочью:
HCl + NaOH → NaCl + H2O,
взаимодействие между кислотой и солью:
HCl + AgNO3 → HNO3+ AgCl↓,
реакции между щёлочью и солью:
Ba(OH)2 + K2SO4 → BaSO4↓ + KOH,
реакции между двумя растворимыми солями:
AgNO3 + KCl → KNO3 + AgCl↓,
гидролиз солей – реакции обмена между водой и растворёнными в ней солями. Этот процесс возможен для растворимых солей, образо-
ванных сильными кислотами и слабыми основаниями (а); слабыми кислотами и сильными основаниями (б); слабыми кислотами и слабыми основаниями(в).
Обратимость химических реакций. Обратимые и необратимые реакции. Необратимыми называются реакции, которые протекают в одном направлении, с полным расходованием начальных веществ. Такие реакции идут с образованием осадков, газа, воды и слабого электролита.
Например: а) NaOH + HCl = NaCl + Н2О
б) NaCl + AgNO3 = NaNO3 + AgCl ↓
в) CuSO4 + 2NaOH = Cu (OH) 2 ↓ + Na2SO4
г) Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2↑
Дата_________. Инструктивная карта№1.
Практическая работа №1.
Тема: «Решение экспериментальных задач по теме: «Гидролиз. Реакции ионного обмена».(Наименование ПР)
Цель работы: Совершенствовать практические умения и навыки в выполнении химического эксперимента, соблюдая правила по ТБ и ТО. Научится идентифицировать с помощью индикатора кислоты, основания, соли. Уметь записывать полное и сокращенное ионное уравнение.
Оборудование и реактивы: набор реактивов (ТСО), задания практической работы на два варианта.
Фенолфталеин, соляная кислота, сульфат меди (II), карбонат натрия, лакмус, метиловый оранжевый.
Стеклянная палочка, пробирки, спиртовка. Серная кислота.
Порядок работы.
Провести инструктаж по ТБ .
Работа по вариантам.
Задание 1. Провести эксперимент между растворами электролитов. Ответить наблюдаемые явления. Дать обоснованный ответ.
Вариант 1 Вариант 2
А)Карбонат натрия и серная кислота. А) хлорид бария и сульфат железа(II)
Б)Гидроксид натрия и сульфат цинка Б) карбонат калия и соляная кислота.
Уравнения реакций составьте в молекулярном общем и кратком ионном виде.
Задание 2. Исследуйте индикаторами растворы солей.
Вариант 1 Вариант 2
А) сульфат цинка. А) сульфат натрия.
Б) нитрат калия. Б) хлорид железа (III).
В) Карбонат натрия. Б) сульфит калия.
Объяснить наблюдаемые явления. Составьте уравнения гидролиза в молекулярном и ионном виде.
Задание 2.
Вариант 1
Результат наблюдений занести в таблицу:
Сульфат цинка Нитрат калия Карбонат натрия
Основание слабое сильное сильное
кислота сильная сильная слабая
рН среда Универсальный индикатор фенолфталеин Синий лакмус метилоранж Вариант 2.
Результат наблюдений занести в таблицу:
Сульфат натрия хлорид железа (III). Сульфит калия
Основание сильное слабое сильное
кислота сильная сильная слабая
рН среда Универсальный индикатор фенолфталеин Синий лакмус метилоранж Задание 3.Что происходит при сливании растворов электролитов?
Вариант 1 Вариант 2
Хлорида алюминия и карбоната натрия.
При приливании избытка хлорида алюминия или избытка карбоната натрия. В раствор хлорида цинка поместили гранулу цинка.
При приливании соляной кислоты или избытка хлорида цинка.
Вывод.
Содержание отчета
Номер и название работы;
Цель работы;
Задание с исходными данными;
Необходимые принадлежности;
Выполненные работы;
Заключение (выводы).
Контрольные вопросы
1.Какие соли подвергаются гидролизу?
2.Дайте определение реакции ионного обмена?
3. Что такое электролитическая диссоциация?
4. Дайте понятие степень диссоциации?
Какие вещества называют электролитами и неэлектролитами?
Что такое диссоциация и ассоциация? Катион? Анион?
Дайте определение реакции ионного обмена?
Литература
Габриелян О.С. 11КЛ.
Раздел 2 Химия неметаллов и их соединений.
Тема: 2.2 Закономерности химических реакций. Скорость химических реакций.

Краткое содержание темы.
Экзотермические и эндотермические реакции. Тепловой эффект химических реакций. Термохимические уравнения.
Почему происходят химические реакции?
Для ответа на этот вопрос вспомним, почему отдельные атомы объединяются в молекулы, почему из изолированных ионов образуется ионный кристалл, почему при образовании электронной оболочки атома действует принцип наименьшей энергии. Ответ на все эти вопросы один и тот же: потому, что это энергетически выгодно. Это значит, что при протекании таких процессов выделяется энергия. Казалось бы, что и химические реакции должны протекать по этой же причине. Действительно, можно провести множество реакций, при протекании которых выделяется энергия. Энергия выделяется, как правило, в виде теплоты.Экзотермическая реакция – химическая реакция, при которой происходит выделение теплоты.
Если при экзотермической реакции теплота не успевает отводиться, то реакционная система нагревается. Например, в реакции горения метана
СН4(г) + 2О2(г) = СО2(г) + 2Н2О(г)
выделяется столько теплоты, что метан используется как топливо.
Тот факт, что в этой реакции выделяется теплота, можно отразить в уравнении реакции:
СН4(г) + 2О2(г) = СО2(г) + 2Н2О(г) + Q.
Это так называемое термохимическое уравнение. Здесь символ "+Q" означает, что при сжигании метана выделяется теплота. Эта теплота называется тепловым эффектом реакции.
Откуда же берется выделяющаяся теплота?
Вы знаете, что при химических реакциях рвутся и образуются химические связи. В данном случае рвутся связи между атомами углерода и водорода в молекулах СН4, а также между атомами кислорода в молекулах О2. При этом образуются новые связи: между атомами углерода и кислорода в молекулах СО2 и между атомами кислорода и водорода в молекулах Н2О. Для разрыва связей нужно затратить энергию (см. "энергия связи" , "энергия атомизации" ), а при образовании связей энергия выделяется. Очевидно, что, если "новые" связи более прочные, чем "старые" , то энергии выделится больше, чем поглотится. Разность между выделившейся и поглощенной энергией и составляет тепловой эффект реакции.
Тепловой эффект (количество теплоты) измеряется в килоджоулях, например:
2Н2(г) + О2(г) = 2Н2О(г) + 484 кДж.
Такая запись означает, что 484 килоджоуля теплоты выделится, если два моля водорода прореагируют с одним молем кислорода и при этом образуется два моля газообразной воды (водяного пара).
Таким образом, в термохимических уравнениях коэффициенты численно равны количествам вещества реагентов и продуктов реакции. Термохимическое уравнение реакции – уравнение реакции, включающее тепловой эффект реакции, рассчитанный на количества вещества, задаваемые коэффициентами этого уравнения.
От чего зависит тепловой эффект каждой конкретной реакции?
Тепловой эффект реакции зависит
а) от агрегатных состояний исходных веществ и продуктов реакции,
б) от температуры и
в) от того, происходит ли химическое превращение при постоянном объеме или при постоянном давлении.
Зависимость теплового эффекта реакции от агрегатного состояния веществ связана с тем, что процессы перехода из одного агрегатного состояния в другое (как и некоторые другие физические процессы) сопровождаются выделением или поглощением теплоты. Это также может быть выражено термохимическим уравнением. Пример – термохимическое уравнение конденсации водяного пара:
Н2О(г) = Н2О(ж) + Q.
В термохимических уравнениях, а при необходимости и в обычных химических уравнениях, агрегатные состояния веществ указываются с помощью буквенных индексов:
(г) – газ,
(ж) – жидкость,
(т) или (кр) – твердое или кристаллическое вещество.
Зависимость теплового эффекта от температуры связана с различиями в теплоемкостях исходных веществ и продуктов реакции.
Так как в результате экзотермической реакции при постоянном давлении всегда увеличивается объем системы, то часть энергии уходит на совершение работы по увеличению объема, и выделяющаяся теплота будет меньше, чем в случае протекания той же реакции при постоянном объеме. Тепловые эффекты реакций обычно рассчитывают для реакций, протекающих при постоянном объеме при 25 ° С и обозначают символом Qo. Если энергия выделяется только в виде теплоты, а химическая реакция протекает при постоянном объеме, то тепловой эффект реакции (QV) равен изменению внутренней энергии (D U) веществ-участников реакции, но с противоположным знаком:
QV = – U.
Под внутренней энергией тела понимают суммарную энергию межмолекулярных взаимодействий, химических связей, энергию ионизации всех электронов, энергию связей нуклонов в ядрах и все прочие известные и неизвестные виды энергии, " запасенные" этим телом. Знак " – " обусловлен тем, что при выделении теплоты внутренняя энергия уменьшается. То есть U = – QV . Если же реакция протекает при постоянном давлении, то объем системы может изменяться. На совершение работы по увеличению объема также уходит часть внутренней энергии. В этом случае
U = – (QP + A) = –(QP + P V),
где Qp – тепловой эффект реакции, протекающей при постоянном давлении. Отсюда
QP = – U – P V .
Величина, равная U + P V получила название изменение энтальпии и обозначается D H.
H = U + P V.
Следовательно
QP = – H.
Таким образом, при выделении теплоты энтальпия системы уменьшается. Отсюда старое название этой величины: " теплосодержание" .
В отличие от теплового эффекта, изменение энтальпии характеризует реакцию независимо от того, протекает она при постоянном объеме или постоянном давлении. Термохимические уравнения, записанные с использованием изменения энтальпии, называются термохимическими уравнениями в термодинамической форме. При этом приводится значение изменения энтальпии в стандартных условиях (25 °С, 101,3 кПа), обозначаемое Hо. Например:
2Н2(г) + О2(г) = 2Н2О(г) Hо = – 484 кДж;
CaO(кр) + H2O(ж) = Сa(OH)2(кр) Hо = – 65 кДж.
Зависимость количества теплоты, выделяющейся в реакции (Q) от теплового эффекта реакции (Qo) и количества вещества (nБ) одного из участников реакции (вещества Б – исходного вещества или продукта реакции) выражается уравнением:
Здесь Б – количество вещества Б, задаваемое коэффициентом перед формулой вещества Б в термохимическом уравнении.
Задача
Определите количество вещества водорода, сгоревшего в кислороде, если при этом выделилось 1694 кДж теплоты.
Решение
n(Н2) –?
2Н2(г) + О2(г) = 2Н2О(г) + 484 кДж.
Q = 1694 кДж,
(Н2) = 2 моль,
Qo = 484 кДж.
= 2 мольЧ (1694 кДж/484 кДж) = 7 моль.
Ответ: n(H2O) = 7 моль.
Эндотермические реакции. Энтропия
Кроме экзотермических реакций возможны реакции, при протекании которых теплота поглощается, и, если ее не подводить, то реакционная система охлаждается. Такие реакции называют эндотермическими.Эндотермическая реакция – химическая реакция, при которой происходит поглощение теплоты.
Тепловой эффект таких реакций отрицательный. Например:
CaCO3(кр) = CaO(кр) +CO2(г) – Q,
2HgO(кр) = 2Hg(ж) + O2(г) – Q,
2AgBr(кр) = 2Ag(кр) + Br2(г) – Q.
Таким образом, энергия, выделяющаяся при образовании связей в продуктах этих и им подобных реакций, меньше, чем энергия, необходимая для разрыва связей в исходных веществах.
Что же является причиной протекания таких реакций, ведь энергетически они невыгодны? Раз такие реакции возможны, значит существует какой-то неизвестный нам фактор, являющийся причиной их протекания. Попробуем его обнаружить.
Возьмем две колбы и заполним одну из них азотом (бесцветный газ), а другую – диоксидом азота (бурый газ) так, чтобы и давление, и температура в колбах были одинаковыми. Известно, что эти вещества между собой не вступают в химическую реакцию. Герметично соединим колбы горлышками и установим их вертикально, так, чтобы колба с более тяжелым диоксидом азота была внизу (рис. 9.1). Через некоторое время мы увидим, что бурый диоксид азота постепенно распространяется в верхнюю колбу, а бесцветный азот проникает в нижнюю. В результате газы смешиваются, и окраска содержимого колб становится одинаковой.
Что же заставляет газы смешиваться?
Хаотическое тепловое движение молекул.
Приведенный опыт показывает, что самопроизвольно, без какого бы то ни было нашего (внешнего) воздействия может протекать процесс, тепловой эффект которого равен нулю. А он действительно равен нулю, потому что химического взаимодействия в данном случае нет (химические связи не рвутся и не образуются), а межмолекулярное взаимодействие в газах ничтожно и практически одинаково.
Наблюдаемое явление представляет собой частный случай проявления всеобщего закона Природы, в соответствии с которым системы, состоящие из большого числа частиц, всегда стремятся к наибольшей неупорядоченности.
Мерой такой неупорядоченности служит физическая величина, называемая энтропией. Энтропия – физическая величина, характеризующая степень неупорядоченности систем, состоящих из большого числа частиц, находящихся в тепловом движении.
Таким образом,
чем БОЛЬШЕ ПОРЯДКА – тем МЕНЬШЕ ЭНТРОПИЯ,
чем МЕНЬШЕ ПОРЯДКА – тем БОЛЬШЕ ЭНТРОПИЯ.
Химические реакции делятся на обратимые и необратимые
Химически необратимые реакции при данных условиях идут практически до конца, до полного расхода одного из реагирующих веществ (NH4NO3 → 2H2O + N2O – никакая попытка получить нитрат из Н2О и N2O не приводит к положительному результату).
Химически обратимые реакции протекают одновременно при данных условиях как в прямом, так и в обратном направлении. Необратимых реакций меньше, чем обратимых. Примером обратимой реакции служит взаимодействие водорода с иодом:

; .
Через некоторое время скорость образования HI станет равной скорости его разложения: ; .
Скорость химических реакций. Понятие о скорости химических реакций. Зависимость скорости химических реакций от различных факторов: природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры, поверхности соприкосновения и использования катализаторов.
Понятие о химической кинетике
Химической кинетикой называется учение о скорости хи-
мических реакций и её зависимости от различных факторов - природы и концентрации реагирующих веществ, давления, температуры,
катализаторов.
Химической кинетикой называется учение о скорости химических реакций и ее зависимости от различных факторов (концентрации реагентов, t, Р, катализатора и т.д.).
Химические реакции протекают с различной скоростью. Одни реакции заканчиваются в течение долей секунды (разложение взрывчатых веществ), другие – продолжаются минутами, часами, сутками, третьи – длятся десятки, сотни, тысячи лет (процессы, протекающие в земной коре).
Скорость конкретной реакции тоже может изменяться в широких пределах в зависимости от условий ее протекания (смесь водорода и кислорода при обычной температуре может сохраняться без изменений неограниченное время; при введении в нее соответствующего катализатора она реагирует весьма бурно; при 630 °С она реагирует и без катализатора).
Фазой называется часть системы, отличающаяся по своим физическим и химическим свойствам от других частей системы и отделенная от них поверхностью раздела, при переходе через которую свойства системы резко меняются.
Системы, состоящие из одной фазы, называются гомогенными, из нескольких фаз – гетерогенными. Соответственно реакции, в которых взаимодействующие вещества находятся в одной фазе, называются гомогенными, а реакции, в которых вещества соединяются в различных фазах – гетерогенными.
Скорость гомогенной химической реакции принято выражать изменением концентрации реагирующих веществ или образовывающихся продуктов реакции в единицу времени. Концентрации исходных веществ в ходе реакции уменьшаются, а концентрации продуктов реакции возрастают во времени. Скорость гомогенной химической реакции по мере израсходования исходных веществ уменьшается.
Средняя скорость реакции vср в интервале времени от t1 до t2 определяется соотношением:
; .
t
t1 t2
C
С1
С2

Рис. 5.1. Изменение концентрации исходных веществ во времени.
Мгновенная скорость – это скорость реакции в данный момент времени t. Она определяется производной от концентрации по времени:

С
t
Продукты реакции
Исходные вещества

Рис. 5.2. Изменение концентрации реагирующих веществ во времени.
корость реакции всегда считается положительной. Если при расчетах берем изменение концентрации исходных веществ, то в указанном выражении ставится знак «-»; если это касается продуктов реакции, то следует принимать знак «+».
Факторы, влияющие на скорость химической реакции:
природа реагирующих веществ;
концентрация реагентов;
температура;
катализаторы;
дисперсность (для твердых веществ);
кислотность среды (для реакции в растворах);
форма реактора (для цепных реакций);
интенсивность освещения видимыми или УФ-лучами (для фотохимических реакций);
интенсивность облучения -лучами (для радиационно – химических реакций) и т.д.
Природа реагирующих веществ
2NO + O2 = 2NO2 – идет при стандартных условиях.
2CO + O2 = 2CO2 – не реагирует при стандартных условиях, хотя чисто внешне уравнения данных реакций похожи, но природа веществ различна.
Концентрация реагентов
Необходимой предпосылкой взаимодействия веществ является столкновение молекул. Число столкновений, а значит и скорость химической реакции, зависит от концентрации реагирующих веществ: чем больше молекул, тем больше и столкновений.
Закон действующих масс
Для реакции аА + вВ сС скорость прямой реакции
,
где [А], [В] – молярные концентрации реагирующих веществ А и В; k – константа скорости химической реакции (данной).
Физический смысл константы скорости: она равна скорости реакции, когда [А]=1 моль/л и [В]=1 моль/л .
Гомогенная реакция: 2NO(г) + O2(г) = 2NO2(г)
v=k[NO]2·[O2].
Гетерогенная реакция: С(тв.) + О2(г) = СО2(г)
v=k[O2].
Считается, что площадь поверхности угля, на которой происходит реакция, остается постоянной в течение длительного времени и ее учитывает коэффициент к.
Влияние температуры на скорость гомогенных реакций
Повышение температуры увеличивает скорость движения молекул и вызывает, соответственно, возрастание числа столкновений между ними. Последнее влечет за собой и повышение скорости химической реакции.
В количественном отношении влияние температуры на скорость гомогенных химических реакций может быть выражено в приближенной форме правилом Вант-Гоффа:
повышение температуры на 10° увеличивает скорость гомогенных химических реакций примерно в 2÷4 раза.
v
t

Рис. 5.3. Изменение скорости реакции в зависимости от повышения
температуры реакции.
Математически это будет выглядеть следующим образом:
где - температурный коэффициент скорости реакции, равный примерно 2÷4.
Если бы каждое столкновение приводило к акту взаимодействия, все реакции должны были бы протекать со скоростью взрыва. На самом деле к актам взаимодействия приводит лишь незначительное число столкновений. К реакции приводят столкновения только активных молекул, запас энергии которых достаточен для совершения элементарного акта реакции. Число активных соударений при данной температуре пропорционально общему содержанию реагирующих молекул. С ростом температуры число активных соударений возрастает гораздо сильнее, чем общее число столкновений.
Для того, чтобы при столкновении молекулы успели прореагировать, химические связи должны быть «расшатаны». Для этого молекула должна обладать повышенным запасом энергии. Молекулы, обладающие этим необходимым запасом энергии, называются активированными. При нагревании веществ активизация молекул происходит благодаря ускорению их поступательного движения, а также вследствие усиления колебательного движения атомов и атомных групп в самих молекулах. Все это приводит к ослаблению связей внутри молекул. Таким образом, для того, чтобы молекулы прореагировали, им необходимо преодолеть некоторый энергетический барьер.
В соответствии с изложенным изменение энергии системы А+В при ее превращении в S может быть графически представлено следующим образом (рис. 5.4.)
Молекула S образуется из А и В в результате перераспределения атомов и химических связей. Для образования молекулы S активированные молекулы А и В при столкновении вначале образуют активированный комплекс АВ, внутри которого и происходит перераспределение атомов. Энергия, необходимая для возбуждения молекулы до энергии активирования комплекса, называется энергией активации Еа.

Энергия активации является тем фактором, посредством которого природа реагирующих веществ влияет на скорость химической реакции.
- «быстрые» реакции (ионные реакции в растворах);
- реакции с измеряемой скоростью
(Н2SO4 + Na2S2O3 = Na2SO4 + SO2 + S + H2O);
- «медленные» реакции
(синтез NH3 при обычных температурах).
Путь реакции может быть изменен введением в систему катализаторов.
Катализаторами называются вещества, которые влияют на скорость химической реакции, но их химический состав сохраняется после промежуточных стадий. Влияние катализаторов на скорость химических реакций называется катализом.
Катализаторы могут снижать энергию активации, направляя реакцию по новому пути. Снижение энергии активации приводит к возрастанию доли реакционноспособных частиц и, следовательно, к ускорению процесса взаимодействия. Катализаторы, ускоряющие реакцию, называются положительными. Известны также отрицательные катализаторы (ингибиторы). Они замедляют реакцию, связывая активные промежуточные молекулы или радикалы, и тем самым препятствуют протеканию реакции.
Катализаторы делятся на гомогенные и гетерогенные. Гомогенные находятся в одном и том же агрегатном состоянии хотя бы с одним из реагентов.
Гомогенный катализ осуществляется чаще всего через образование неустойчивых промежуточных продуктов. Например, реакция А + В → С требует большой энергии активации Еа. В присутствии катализатора протекают реакции А + К → АК и АК + В → С + К, где К – катализатор.
Е
Путь реакции
А+В+К
С+К
Еа''
Еа
Еа'
АК+В
АКВ
АК
АВ

Рис. 5.6. Энергетическая диаграмма хода реакции А + В = С
без катализатора и с катализатором.
Если наибольшая из энергий активации Еа' и Еа'' для этих последовательных реакций меньше, чем энергия активации для реакции без катализатора Еа, то катализатор является положительным.
Пример гомогенного катализатора:
SO2 + O2 = SO3 - почти не идет;
2NO + O2 = NO2 - промежуточное состояние;
SO2 + NO2 = SO3 + NO – активно протекающая реакция (нитрозный способ серного ангидрида, а из него – серной кислоты) .
Дата_________. Инструктивная карта№2.
Практические работа№2.
Тема: «Скорость химических реакций. Химическое равновесие».
(Наименование ПР)
Цель работы. Совершенствовать навыки в выполнении химического эксперимента, соблюдая правила ОТ и ТБ; экспериментально убедиться во влиянии температуры природы реагирующих веществ, катализатора, поверхности соприкосновения на а) скорость химических реакций, б) смещение химического равновесия.
Оборудование: набор реактивов (ТСО), задания практической работы. Крахмальный клейстер, раствор I2., КI – 0,4 %-раствор, Fe- порошок и стружка, НСl, растворы CuSO4 и CuCl2, цинк (гранулы) , лучинка, FeCl3, KNCS, КСl (крист.), по 4-пробирки, спиртовка, спички, держатель .
Порядок работы.
Задание 1. Влияние факторов на скорость химических реакций:
а) поверхность соприкосновения реагирующих веществ. Провести эксперимент между раствором соляной кислоты и металлом железа, взятым в виде стружки и порошка.
Сравнить скорости реакции. Дать обоснованный ответ.
б) температура. Провести эксперимент между растворами КI и Н2О2 без нагревания и при нагревании. Отметить время изменения цвета раствора. Сделать выводы.
Н2О2-пероксид водорода; КI – 0,4 %-раствор КI; (С6Н10О5)n- крахмальный клейстер (его предварительно можно смешать с раствором КI).
в) природа реагирующих веществ. Экспериментально сравнить скорости реакции взаимодействия металлов магния и железа с соляной кислотой. Дать обоснованный ответ;
г) катализатор. Экспериментально сравнить скорость реакции взаимодействия гранулы цинка с раствором CuSO4 и CuCl2. Дать обоснованный ответ.
Задание 2. Влияние определенных факторов на смещение химического равновесия.
А) фактор – изменение концепции реагирующих веществ и конечных продуктов. Экспериментально убедиться на опыте взаимодействия растворов FeCl3 и KNCS. В четыре пробирки налить по 1мл воды, добавить 1-2 кап. FeCl3 и 1-2кап. KNCS. Отметить наблюдаемые явления. Затем в пробирку №1 добавить 1-2кап. FeCl3; в пробирку №2 – 1-2 кап. СNCS, в пробирку №3 – ТВ. КСl, пробирка №4 остается для сравнения. Отметить необходимые явления. Дать обоснованный ответ;
Б) фактор - температура.
Экспериментально убедиться о влиянии температуры на смещение равновесия реакции взаимодействия крахмального клейстера и раствора I2. Дать обоснованный ответ.
Оформление работы в таблице.
Задание. Наблюдения, уравнения реакций. Выводы.
А) В) Выводы.
Содержание отчета
Номер и название работы;
Цель работы;
Задание с исходными данными;
Необходимые принадлежности;
Выполненные работы;
Заполнение таблицы (выводы).
Контрольные вопросы
1.Дайте определение скорости химических реакций.?
2.Дайте определение химическое равновесие?
3. Влияние определенных факторов на скорость химических реакций?
4. Влияние определенных факторов на химическое равновесие?
Литература
Габриелян О.С. 11КЛ.
РАЗДЕЛ 2. Химия неметаллов и их соединений.
Тема 2.4. Фосфор.
Краткое содержание темы.
Фосфор — простое вещество. Химический элемент фосфор образует несколько аллотропных модификаций. Из них вы уже знаете два простых вещества: белый фосфор и красный фосфор.
Белый фосфор имеет молекулярную кристаллическую решетку, состоящую из молекул Р4. Нерастворим в воде, хорошо растворяется в сероуглероде. На воздухе легко окисляется, а в порошкообразном состоянии даже воспламеняется.
Белый фосфор очень ядовит. Особым свойством его является способность светиться в темноте вследствие его окисления. Хранят его под водой.Красный фосфор представляет собой темно-малиновый порошок. Не растворяется ни в воде, ни в сероуглероде. На воздухе окисляется медленно и не самовоспламеняется. Неядовит и не светится в темноте.При нагревании красного фосфора в пробирке, закрытой ватным тампоном, он превращается в белый фосфор (концентрированные пары), и если выдернуть тампон, белый фосфор вспыхнет на воздухе (рис. 35). Этот опыт показывает огнеопасность белого фосфора.
Химические свойства красного и белого фосфора близки, но белый фосфор более химически активен. Так, оба они, как и положено неметаллам, взаимодействуют с металлами, образуя фосфиды:
Белый фосфор самовоспламеняется на воздухе, а красный горит при поджигании. В обоих случаях образуется оксид фосфора^), выделяющийся в виде густого белого дыма:4Р + 502 = 2Р205
Рис. 35. Опыт, иллюстрирующий переход красного фосфора в белый
С водородом фосфор непосредственно не реагирует, фосфин РН3 можно получить косвенно, например из фосфидов:Са3Р2 + 6НСl = ЗСаСl2 + 2РН3Фосфин — очень ядовитый газ с неприятным запахом. Легко воспламеняется на воздухе. Это свойство фосфина и объясняет появление болотных блуждающих огней.Соединения фосфора. При горении фосфина или фосфора образуется, как вы уже знаете, оксид фосфора Р205 — белый гигроскопичный порошок. Это типичный кислотный оксид, обладающий всеми свойствами кислотных оксидов.Оксиду фосфора соответствует фосфорная кислота Н3Р04. Она представляет собой твердое прозрачное кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде в любых соотношениях. Как трехосновная кислота, Н3Р04 образует три ряда солей:средние соли, или фосфаты, например Са3(Р04)2, которые нерастворимы в воде, кроме фосфатов щелочных металлов;кислые соли — дигидрофосфаты, например Са(Н2Р04)2, большинство из которых хорошо растворимы в воде;кислые соли — гидрофосфаты, например СаНР04, которые мало растворимы в воде (кроме фосфатов натрия, калия и аммония), т. е. занимают промежуточное положение между фосфатами и гидрофосфатами по растворимости.В природе фосфор в свободном виде не встречается — только в виде соединений. Важнейшими природными соединениями фосфора являются минералы фосфориты и апатиты. Основную их массу составляет фосфат кальция Са3(Р04)2, из которого и получают в промышленности фосфор.Биологическое значение фосфора. Фосфор является постоянной составной частью тканей организмов человека, животных и растений. В организме человека большая часть фосфора связана с кальцием. Для построения скелета ребенку требуется столько же фосфора, сколько и кальция. Кроме костей, фосфор содержится в нервной и мозговой тканях, крови, молоке. В растениях, как и у животных, фосфор входит в состав белков.Из фосфора, поступающего в организм человека с пищей, главным образом с яйцами, мясом, молоком и хлебом, строится АТФ — аденозинтрифосфорная кислота, которая служит собирателем и носителем энергии, а также нуклеиновые кислоты — ДНК и РНК, осуществляющие передачу наследственных свойств организма. Наиболее интенсивно АТФ расходуется в активно работающих органах тела: в печени, мышцах, мозгу. Недаром знаменитый минералог, один из основоположников науки геохимии, академик А. Е. Ферсман назвал фосфор «элементом жизни и мысли».Как было указано, фосфор существует в природе в виде соединений, содержащихся в почве (или растворенных в природных водах). Из почвы фосфор извлекается растениями, а животные получают фосфор с растительной пищей. После отмирания растительных и животных организмов фосфор снова переходит в почву. Так осуществляется круговорот фосфора в природе (рис. 36).Применение фосфора и его соединений. Красный фосфор используют для производства спичек, фосфорной кислоты, которая, в свою очередь, идет на производство фосфорных удобрений и кормовых добавок для животноводства. Кроме того, фосфор применяют для получения ядохимикатов (вспомните баллончики с дихлофосом, хлорофосом и др.).Открытие фосфора. Фосфор был открыт немецким алхимиком Г. Брандом в 1669 г. и получил свое название за его способность светиться в темноте (греч. фосфор —светоносный). 1. Аллотропия фосфора: белый фосфор, красный фосфор.
Дата_________. Инструктивная карта№3.
Практическая работа№3.
Тема: ««Минеральные удобрения»
(Наименование ПР)
Цель работы. Научиться распознавать ортофосфаты, гидроортофосфаты и дигидроортофосфаты по их растворимости в воде, гидролизу, качественной реакции на ортофосфат-анион.
Оборудование и реактивы: Штатив с пробирками, cтеклянные трубочки с резиновыми кольцами, санитарная склянка, шпатели (3 шт.); кристаллические Са3(РO4)2, СаHPO4, Са(H2РO4)2, дистиллированная вода, универсальный индикатор, pастворы H3РO4, NaCH3COO ( = 10%), AgNO3
Порядок работы
В три пробирки насыпать по 1 см3 ортофосфата, гидроортофосфата и дигидроортофосфата кальция, прилить немного (одинаковое количество) воды, перемешать.
Сделать вывод о растворимости первичных, вторичных и третичных ортофосфатов. Можно ли разную растворимость этих фосфатов считать методом их распознавания?
Используя водные растворы и суспензиив трех пробирках предыдущего опыта, испытать их универсальным индикатором.
Определить по шкале pH всех растворов и объяснить, почему pH в этом случае имеет различные значения.
K водному раствору ортофосфорной кислоты в одной пробирке (1 мл)и раствору суперфосфата в другой (1 мл) добавить 10%-й раствор ацетата натрия инесколько капель нитрата серебра(I).
Что является реактивом на ион ? Написать уравнения соответствующих реакций в молекулярной и ионной формах, указать признаки реакций.
Вывод.
Работа выполняется и заполняется таблица.
Порядок работы Задания Наблюдения и выводы
В три пробирки насыпать по 1 см3 ортофосфата, гидроортофосфата и дигидроортофосфата кальция, прилить немного (одинаковое количество) воды, перемешать Сделать вывод о растворимости первичных, вторичных и третичных ортофосфатов. Можно ли разную растворимость этих фосфатов считать методом их распознавания? …
Используя водные растворы и суспензии в трех пробирках предыдущего опыта, испытать их универсальным индикатором Определить по шкале pH всех растворов и объяснить, почему pH в этом случае имеет различные значения …
K водному раствору ортофосфорной кислоты в одной пробирке (1 мл)и раствору суперфосфата в другой (1 мл)добавить 10%-й раствор ацетата натрия инесколько капель нитрата серебра(I) Что является реактивом на ион ? Написать уравнения соответствующих реакций в молекулярной и ионной формах, указать признаки реакций …
Содержание отчета
Номер и название темы;
Задание с исходными данными;
Необходимые принадлежности;
Выполнение работы;
Вывод.
Контрольные вопросы
1. Дайте определение фосфор?
2. . Аллотропные видоизменения фосфора?
3. Химические свойства фосфора?
4 . Какие вы знаете соединения фосфора?
Литература
Габриелян О.С. 11КЛ.
РАЗДЕЛ 2. Химия неметаллов и их соединений.
Тема 2.7. Обратимый и необратимый гидролиз солей.
Краткое содержание темы.
Гидролиз – взаимодействие соли и воды с образованием слабого электролита и изменением реакции среды.
Гидролиз -обратимый процесс.
Возможен гидролиз по катиону и по аниону. Реакция среды зависит от соотношения Кд электролитов, образовавших соль.
Гидролиз необратим в том случае, если хотябы один из продуктов гидролиза уходит из сферы реакции. Он сразу идет по катиону и по аниону. Гидролиз имеет большое значение в живом организме, живой природе, в практической жизни человека.
Дата_________. Инструктивная карта№4.
Практическая работа №4.
Тема: «Обратимый и необратимый гидролиз солей».
(Наименование ПР)
Цель работы:    Ознакомиться с реакциями гидролиза и свойствами амфотерных соединений.
Оборудование и реактивы: Штатив с пробирками, растворы Na2СО3, NaSO3, Al(NO3)3, NaCL, FeCl3, NaNO3, ZnCl2 Al2(SO4)3, Pb(NO3)2, HCl, НNO3, дистил. вода, индикаторы: фенолфталеин, метилоранж, лакмус, NaОН.
Порядок работы
                Опыт 1: испытание растворов солей индикатором. Полный
     гидролиз солей.
Налить в пробирку немного какой – либо соли и испытать его действие на лакмус, нанося каплю раствора на красную и синею бумагу стеклянной палочкой. Наблюдения занести в таблицу.
Сульфат цинка Нитрат калия Карбонат натрия
Основание слабое сильное сильное
кислота сильная сильная слабая
рН < 7 7 > 7
среда кислая нейтральная щелочная
Универсальный индикатор розовый зеленый синий
фенолфталеин - - малиновый
Синий лакмус красный фиолетовый синий
метилоранж Розово-красный оранжевый желтый
        Написать уравнения реакций гидролиза солей, раствора которых имели кислую или щелочную реакции. Уравнения реакций записать в молекулярной и ионной форме.
К раствору соли алюминия в пробирке прилить раствор углекислого натрия.
Наблюдать выпадение белого аморфного осадка и выделение пузырьков
углекислого газа. Написать уравнение реакции:
Взаимодействие соли алюминия с углекислым газом.
Взаимодействие углекислой соли алюминия с водой.
Объединить первое и второе уравнение реакций в одно итоговое уравнение.
Написать эти же уравнения в ионной форме.
Вывод.
Содержание отчета
Номер и название темы;
Задание с исходными данными;
Необходимые принадлежности;
Выполнение работы;
Вывод.
Контрольные вопросы
1. Дайте определение гидролиз солей?
2. . Каковы условия протекания гидролиза?
Литература
Габриелян О.С. 11КЛ.
РАЗДЕЛ 3. Химия металлов и их соединений
Тема 3.2 Жесткость воды. Способы ее устранения.
Краткое содержание темы.
Жесткость воды
Природная вода, содержащая ионы Ca2+ и Mg2+, называется жесткой. Жесткая вода при кипячении образует накипь, в ней не развариваются пищевые продукты; моющие средства не дают пены.
Карбонатная (временная) жесткость обусловлена присутствием в воде гидрокарбонатов кальция и магния, некарбонатная (постоянная) жесткость – хлоридов и сульфатов.
Общая жесткость воды рассматривается как сумма карбонатной и некарбонатной.
Удаление жесткости воды осуществляется путем осаждения из раствора ионов Ca2+ и Mg2+:
кипячением:
Сa(HCO3)2 –t CaCO3 + CO2 + H2O
Mg(HCO3)2 –t MgCO3 + CO2 + H2O
добавлением известкового молока:
Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 2CaCO3 + 2H2O
добавлением соды:
Ca(HCO3)2 + Na2CO3 CaCO3+ 2NaHCO3
CaSO4 + Na2CO3 CaCO3 + Na2SO4
MgCl2 + Na2CO3 MgCO3 + 2NaCl
пропусканием через ионнообменную смолу
а) катионный обмен:
2RH + Ca2+ R2Ca + 2H+
б) анионный обмен:
2ROH + SO42- R2SO4 + 2OH-
(где R - сложный органический радикал)
Для удаления временной жесткости используют все четыре способа, а для постоянной - только два последних.
Жесткость воды обусловлена содержанием в ней растворимых солей каль-ция, магния, железа: нитратов, хлоридов, гидрокарбонатов и др. Различают же-сткость временную и постоянную. Временная жесткость обусловлена содержа-нием гидрокарбонатов: Ca(HCO3)2, Mg(HCO3)2, Fe(HCO3)2, постоянная– содер-жанием хлоридов, нитратов, сульфатов этих металлов: CaCl2, MgCl2, Ca(NO3)2 и
др. Сумма постоянной и временной жесткости составляет общую жесткость:
Жобщ.= Жпост.+ Жврем.
Жесткость воды оценивается числом миллимоль эквивалентов ионов
Ca2+ и Mg2+ , содержащихся в одном литре воды. Единица жесткости– ммоль/л. Для
определения величины одного ммоль ионов кальция и магния используются
соотношения:
Mэк(Ca2+) = ArCa B () =40082=20,04; Mэк(Mg2+) = ArMgВ() =24312= 12,15,
где В– стехиометрическая валентность кальция и магния, равная двум.
Из этих соотношений следует, что один ммольCa2+
приблизительно равен20 мг ионов Ca2+, а один моль Mg2+равен12 мг ионов Mg2+
Классификация воды по степени жесткости приведена в таблице3:
Таблица3. Характеристика жесткости воды
Число ммоль/л ионов Mg2+иCa2+
Характеристика жесткости воды< 4 мягкая
4 ÷8 умеренно-жесткая
8 ÷12 жесткая
> 12 очень жесткая
Присутствие солей кальция и магния в значительных количествах делает
воду непригодной для многих технических целей, поэтому снижение жесткости
или её устранение является важной задачей. Устранение жесткости произво-дится тремя способами: физическим, химическим и физико-химическим. Сущ-ность этих методов заключается в удалении из воды катионов металлов.
Физический способ основан на термическом разложении солей:
Ca(HCO3)2 →CaCO3↓+ CO2+ H2O
Mg(HCO3)2 →MgCO3↓+ CO2+ H2O
Таким образом, после выпадения осадков содержание ионов Ca2+, Mg2+, Fе2+в
воде уменьшается. Этот способ пригоден лишь для устранения временной жесткости воды, т.к. сульфаты, нитраты и хлориды этих металлов при нагревании и кипячении воды остаются в растворе. В промышленных масштабах этот метод применяется в тех случаях, когда вода должна подогреваться, согласно технологии, в других аппаратах.
Химический способ основан на удалении из воды ионов кальция, магния,
железа за счет перевода их в трудно растворимые соединения: карбонаты, гидроксиды, тетрабораты и др. Для этого к жесткой воде добавляют реагенты-
осадители. Обычно добавляют гашеную известь Ca(OH)2. В результате электролитической диссоциации извести:
Ca(OH)2 →Ca2++ 2OH-
возрастает рН раствора(воды), что приводит к смещению углекислотного рав-новесия:
OH-+ H2CO3 →HCO3-+ H2O
OH-+ HCO3-→CO32-+ H2O
в сторону образования карбонат-ионов, в результате чего достигается произве-дение растворимости карбоната кальция и он выпадает в осадок:
Ca2++ CO32-= CaCO3↓ ПР(CaCO3) = 5.10-9
Кроме того, при увеличении концентрации ОН-достигается произведение рас-творимости гидроксида магния и он также выпадает в осадок:
Mg2++ 2OH-= Mg(OH)2↓; ПР(Mg(OH)2) = 2.10-11
Реакции, протекающие при введении извести, можно записать в молекуляр-ной форме уравнениями:
Ca(HCO3)2+ Ca(OH)2= 2CaCO3↓+ 2H2O
Mg(HCO)2+ 2Ca(OH)2= Mg(OH)2↓+ 2 CaCO3↓+ 2H2O
Метод известкования непригоден для снижения постоянной жесткости. Для
этих целей необходимо вводить хорошо растворимую соль, содержащую карбонат-ионы. Обычно для устранения постоянной жесткости в воду добавляют
соду Na2CO3, которая при диссоциации дает ионыCO32-, связывающие катионы
кальция(магния):
Na2CO3= 2Na++ CO32-; Ca2++ СО32-= CaCO3↓
В молекулярной форме это можно записать уравнением:
CaSO4+ Na2CO3= CaCO3↓+ Na2SO4
Сравнение значений произведения растворимости сульфата кальция(6.10.-6)
и карбоната кальция(5. 10-9) показывает, что связывание ионов кальция в виде
CaCO3 является более прочным. Учитывая, что ортофосфаты еще менее растворимы, чем карбонаты, более полного устранения жесткости можно достичь с
помощью реагента– осадителяNa3PO4:
3CaSO4+ 2Na3PO4 →Ca3(PO4)2↓+ 3Na2SO4; ПР(Ca3(PO4)2) = 1.1-29
Этот процесс используют для«доумягчения» воды после устранения жест-кости с помощью извести или соды.
Химические методы умягчения воды громоздки, связаны со значительным
расходом реагентов, поэтому в последние годы широкое распространение по-лучил метод ионного обмена.
Физико-химический способ умягчения воды основан на использовании
ионообменных смол(ионообменников), в которых ионы натрия или водорода
закрепленные на твердой полимерной матрице, способны замещаться на катионы Ca2+, Mg2+, Fe2+, содержащиеся в воде:
Na2R + Ca2+→CaR↓+ 2Na+; RH2+ Ca2+→CaR↓+ 2H+, где R2-– радикал полимерной цепи.
Через колонку, заполненную гранулами катионита, сверху подают жесткую
воду, которая, проходя слой катионита, обменивает катионы, в результате чего
снижается как временная, так и постоянная жесткость.
Оценка жесткости воды и категории жесткости, согласно табл. I0, произво-дится, если известны значения хотя бы одного из экспериментальных данных:
1) масса содержащихся в воде солей; 2) объем реактива, пошедшего на титро-вание воды; 3) количество или масса реагента, необходимого для устранения
жесткости.
Дата_________. Инструктивная карта№5.
Практическая работа№5.
Тема: «Жесткость воды. Способы её устранения».
(Наименование ПР)
Цель работы  Ознакомиться с жесткостью воды и способами её устранения.
.
Оборудование и реактивы: ТСО, карточка, мрамор, сульфат натрия, хлорид цинка, карбонат калия, силикат натрия,. дистиллированная вода, раствор соляной кислоты, хлорид бария, нитрат серебра.
Порядок работы
Получение оксида углерода (IV) и изучение его свойств.
При действии оксида соляной кислоты на мрамор или мел, состоящий в основном из карбоната кальция. (Наблюдения. Написать уравнения ионном виде).
Пропустить углекислый газ через известковую воду. (Наблюдения. Написать уравнения в ионном виде).
Пропустить углекислый газ через дистиллированную воду. (Наблюдения. Написать уравнения в ионном виде).
Распознавание карбонатов.
В четырех пробирках выданы следующие вещества: сульфат натрия, хлорид цинка, карбонат калия, силикат натрия. Распознать каждое из веществ с помощью раствора соляной кислоты, хлорида бария, нитрата серебра. . (Наблюдения. Написать уравнения в ионном виде).
Содержание отчета.
Номер и название темы;
Задание с исходными данными;
Необходимые принадлежности;
Выполнение заданий;
Контрольные вопросы.
Дать определения жесткости воды.
Какая вода называется жесткой?
Что такое временная жесткость?
Что такое постоянная жесткость? Чем она обусловлена?
Какими способами можно устранить временную жесткость воды?
Какими способами можно устранить постоянную жесткость воды?
Литература
Габриелян О.С. 11КЛ.
РАЗДЕЛ 3. Химия металлов и их соединений.
Тема 3.5.Железо.
Краткое содержание темы.
ПОДГРУППА ЖЕЛЕЗА
26 Железо Fe [Ar] 3d64s2 7,87 1535 2750 1,64 0,128 +2,+3
27 Кобальт Co [Ar] 3d74s2 8,9 1495 2870 1,7 0,125 +2,+3
Получениеметаллов подгруппы железа
Восстановлением из оксидов углём или оксидом углерода (II)
FeO + C Fe + CO
Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2
NiO + C Ni + CO
Co2O3 + 3C 2Co + 3CO
Fe
d- элемент VIII группы; порядковый номер – 26; атомная масса – 56; (26p11; 30 n01), 26ē
1s22s22p63s23p63d64s2
Металл средней активности, восстановитель.
Основные степени окисления - +2, +3
Железо и его соединения
Химические свойства
На воздухе железо легко окисляется в присутствии влаги (ржавление):
4Fe + 3O2 + 6H2 O 4Fe(OH)3
Накалённая железная проволока горит в кислороде, образуя окалину - оксид железа (II,III):
3Fe + 2O2 Fe3O4
При высокой температуре (700–900C) железо реагирует с парами воды:
3Fe + 4H2O –t Fe3O4 + 4H2
Железо реагирует с неметаллами при нагревании:
2Fe + 3Br2 –t 2FeBr3
Fe + S –t FeS
Железо легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах:
Fe + 2HCl FeCl2 + H2
Fe + H2SO4(разб.) FeSO4 + H2
В концентрированных кислотах–окислителях железо растворяется только при нагревании
2Fe + 6H2SO4(конц.) –t Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
Fe + 6HNO3(конц.) –t Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
(на холоде концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо).
Железо вытесняет металлы, стоящие правее его в ряду напряжений из растворов их солей.
Fe + CuSO4 FeSO4 + Cu
Соединения двухвалентного железа
Гидроксид железа (II)
Образуется при действии растворов щелочей на соли железа (II) без доступа воздуха:
FeCl + 2KOH 2KCl + Fе(OH)2
Fe(OH)2 - слабое основание, растворимо в сильных кислотах:
Fe(OH)2 + H2SO4 FeSO4 + 2H2O
Fe(OH)2 + 2H+ Fe2+ + 2H2O
При прокаливании Fe(OH)2 без доступа воздуха образуется оксид железа (II) FeO:
Fe(OH)2 –t FeO + H2O
В присутствии кислорода воздуха белый осадок Fe(OH)2, окисляясь, буреет – образуя гидроксид железа (III) Fe(OH)3:
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O 4Fe(OH)3
Соединения железа (II) обладают восстановительными свойствами, они легко превращаются в соединения железа (III) под действием окислителей:
10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O
6FeSO4 + 2HNO3 + 3H2SO4 3Fe2(SO4)3 + 2NO + 4H2O
Соединения железа склонны к комплексообразованию (координационное число=6):
FeCl2 + 6NH3 [Fe(NH3)6]Cl2
Fe(CN)2 + 4KCN K4[Fe(CN)6](жёлтая кровяная соль)
Качественная реакция на Fe2+
При действии гексацианоферрата (III) калия K3[Fe(CN)6] (красной кровяной соли) на растворы солей двухвалентного железа образуется синий осадок (турнбулева синь):
3FeSO4 + 2K3[Fe(CN)6] Fe3[Fe(CN)6]2 + 3K2SO4
3Fe2+ + 3SO42- +6K+ + 2[Fe(CN)6]3- Fe3[Fe(CN)6]2 + 6K+ + 3SO42-
3Fe2+ + 2[Fe(CN)6]3- Fe3[Fe(CN)6]2
Соединения трёхвалентного железа
Оксид железа (III)
Образуется при сжигании сульфидов железа, например, при обжиге пирита:
4FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2
или при прокаливании солей железа:
2FeSO4 –t Fe2O3 + SO2 + SO3
Fe2O3 - основной оксид, в незначительной степени проявляющий амфотерные свойства
Fe2O3 + 6HCl –t 2FeCl3 + 3H2O
Fe2O3 + 6H+ –t 2Fe3+ + 3H2O
Fe2O3 + 2NaOH + 3H2O –t 2Na[Fe(OH)4]
Fe2O3 + 2OH- + 3H2O 2[Fe(OH)4]-
Гидроксид железа (III)
Образуется при действии растворов щелочей на соли трёхвалентного железа: выпадает в виде красно–бурого осадка
Fe(NO3)3 + 3KOH Fe(OH)3 + 3KNO3
Fe3+ + 3OH- Fe(OH)3
Fe(OH)3 – более слабое основание, чем гидроксид железа (II).
Это объясняется тем, что у Fe2+ меньше заряд иона и больше его радиус, чем у Fe3+, а поэтому, Fe2+ слабее удерживает гидроксид-ионы, т.е. Fe(OH)2 более легко диссоциирует.
В связи с этим соли железа (II) гидролизуются незначительно, а соли железа (III) - очень сильно. Для лучшего усвоения материалов этого раздела рекомендуется просмотреть видеофрагмент (доступен только на CDROM). Гидролизом объясняется и цвет растворов солей Fe(III): несмотря на то, что ион Fe3+ почти бесцветен, содержащие его растворы окрашены в жёлто-бурый цвет, что объясняется присутствием гидроксоионов железа или молекул Fe(OH)3, которые образуются благодаря гидролизу:
Fe3+ + H2O [Fe(OH)]2+ + H+
[Fe(OH)]2+ + H2O [Fe(OH)2]+ + H+
[Fe(OH)2]+ + H2O Fe(OH)3 + H+
При нагревании окраска темнеет, а при прибавлении кислот становится более светлой вследствие подавления гидролиза. Fe(OH)3 обладает слабо выраженной амфотерностью: он растворяется в разбавленных кислотах и в концентрированных растворах щелочей:
Fe(OH)3 + 3HCl FeCl3 + 3H2O
Fe(OH)3 + 3H+ Fe3+ + 3H2O
Fe(OH)3 + NaOH Na[Fe(OH)4]
Fe(OH)3 + OH- [Fe(OH)4]-
Соединения железа (III) - слабые окислители, реагируют с сильными восстановителями:
2Fe+3Cl3 + H2S-2 S0 + 2Fe+2Cl2 + 2HCl
Качественные реакции на Fe3+
При действии гексацианоферрата (II) калия K4[Fe(CN)6] (жёлтой кровяной соли) на растворы солей трёхвалентного железа образуется синий осадок (берлинская лазурь):
4FeCl3 +3K4[Fe(CN)6] Fe4[Fe(CN)6]3 + 12KCl
4Fe3+ + 12Cl- + 12K+ + 3[Fe(CN)6]4- Fe4[Fe(CN)6]3 + 12K+ + 12Cl-
4Fe3+ + 3 [Fe(CN)6]4- Fe4[Fe(CN)6]3
При добавлении к раствору, содержащему ионы Fe3+ роданистого калия или аммония появляется интенсивная кроваво-красная окраска роданида железа(III):
FeCl3 + 3NH4CNS 3NH4Cl + Fe(CNS)3
(при взаимодействии же с роданидами ионов Fe2+ раствор остаётся практически бесцветным).
Дата_________. Инструктивная карта№6.
Практическая работа№6
Тема: «Ознакомление с образцами природных соединений железа».
(Наименование ПР)
Цель работы. Ознакомление с образцами выданных природных соединений.Оборудование и реактивы: ТСО, карточка, мрамор, сульфат натрия, хлорид цинка, карбонат калия, силикат натрия,. дистиллированная вода, раствор соляной кислоты, хлорид бария, нитрат серебра.
Порядок работы:
Задание
Рассмотреть выданные образцы и заполнить таблицу:
Название Формула Внешний вид Месторождения Применение
Содержание отчета.
Номер и название темы;
Задание с исходными данными;
Необходимые принадлежности;
Выполнение работы и оформление.
Название Формула Внешний вид Месторождения Применение
Красный железняк Fe2O3 Твердый минерал, черно-бурого цвета Месторождения находятся в основном в Северном Казахстане, где сконцентрировано 85% разведанных запасов железной руды. Получение сплавов железа – чугуна и стали, в производстве серной кислоты
Магнитный железняк Fe3O4 Твердый минерал черного цвета Руды осадочного происхождения встречаются в месторождениях Аятское и Лисаковское в Костанайской области и добываются открытым способом на глубине 30 метров. Получение сплавов железа – чугуна и стали, в производстве серной кислоты
Пирит (железный колчедан) FeS2 Твердый минерал серого цвета Содержание чистого железа в руде 37-40%. Небольшие месторождения железной руды имеются в Карагандинской (Кентобе, Каратас) и Северо-Казахстанской (Атансор) областях Большие запасы железных руд в Тургайском железорудном бассейне и в Центральном Казахстане Получение сплавов железа – чугуна и стали, в производстве серной кислоты
Контрольные вопросы.
Физические свойства железа.
Химические свойства железа и его соединений?
Получение и применение железа и его соединений?
Нахождение в природе?
РАЗДЕЛ 3. Химия металлов и их соединений.
Тема 3.5.Железо.
Краткое содержание темы.
ПОДГРУППА ЖЕЛЕЗА
Свойства элементов подгруппы железа
Атомныйномер Название Электроннаяконфигурация
г/см3 tпл.C tкип.C ЭО Атомныйрадиус,нм Степеньокисления
26 Железо Fe [Ar] 3d64s2 7,87 1535 2750 1,64 0,128 +2,+3
27 Кобальт Co [Ar] 3d74s2 8,9 1495 2870 1,7 0,125 +2,+3
28 Никель Ni [Ar] 3d8 4s2 8,9 1453 2732 1,75 0,124 +1,+2,+3,+4
Получениеметаллов подгруппы железа
Восстановлением из оксидов углём или оксидом углерода (II)
FeO + C Fe + CO
Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2
NiO + C Ni + CO
Co2O3 + 3C 2Co + 3CO
Fe
d- элемент VIII группы; порядковый номер – 26; атомная масса – 56; (26p11; 30 n01), 26ē
1s22s22p63s23p63d64s2

Металл средней активности, восстановитель.
Основные степени окисления - +2, +3

Железо и его соединения
Химические свойства
На воздухе железо легко окисляется в присутствии влаги (ржавление):
4Fe + 3O2 + 6H2 O 4Fe(OH)3
Накалённая железная проволока горит в кислороде, образуя окалину - оксид железа (II,III):
3Fe + 2O2 Fe3O4
При высокой температуре (700–900C) железо реагирует с парами воды:
3Fe + 4H2O –t Fe3O4 + 4H2
Железо реагирует с неметаллами при нагревании:
2Fe + 3Br2 –t 2FeBr3
Fe + S –t FeS
Железо легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах:
Fe + 2HCl FeCl2 + H2
Fe + H2SO4(разб.) FeSO4 + H2
В концентрированных кислотах–окислителях железо растворяется только при нагревании
2Fe + 6H2SO4(конц.) –t Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
Fe + 6HNO3(конц.) –t Fe(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
(на холоде концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо).
Железо вытесняет металлы, стоящие правее его в ряду напряжений из растворов их солей.
Fe + CuSO4 FeSO4 + Cu
Соединения двухвалентного железа
Гидроксид железа (II)
Образуется при действии растворов щелочей на соли железа (II) без доступа воздуха:
FeCl + 2KOH 2KCl + Fе(OH)2
Fe(OH)2 - слабое основание, растворимо в сильных кислотах:
Fe(OH)2 + H2SO4 FeSO4 + 2H2O
Fe(OH)2 + 2H+ Fe2+ + 2H2O
При прокаливании Fe(OH)2 без доступа воздуха образуется оксид железа (II) FeO:
Fe(OH)2 –t FeO + H2O
В присутствии кислорода воздуха белый осадок Fe(OH)2, окисляясь, буреет – образуя гидроксид железа (III) Fe(OH)3:
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O 4Fe(OH)3
Соединения железа (II) обладают восстановительными свойствами, они легко превращаются в соединения железа (III) под действием окислителей:
10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O
6FeSO4 + 2HNO3 + 3H2SO4 3Fe2(SO4)3 + 2NO + 4H2O
Соединения железа склонны к комплексообразованию (координационное число=6):
FeCl2 + 6NH3 [Fe(NH3)6]Cl2
Fe(CN)2 + 4KCN K4[Fe(CN)6](жёлтая кровяная соль)
Качественная реакция на Fe2+
При действии гексацианоферрата (III) калия K3[Fe(CN)6] (красной кровяной соли) на растворы солей двухвалентного железа образуется синий осадок (турнбулева синь):
3FeSO4 + 2K3[Fe(CN)6] Fe3[Fe(CN)6]2 + 3K2SO4
3Fe2+ + 3SO42- +6K+ + 2[Fe(CN)6]3- Fe3[Fe(CN)6]2 + 6K+ + 3SO42-
3Fe2+ + 2[Fe(CN)6]3- Fe3[Fe(CN)6]2
Соединения трёхвалентного железа
Оксид железа (III)
Образуется при сжигании сульфидов железа, например, при обжиге пирита:
4FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2
или при прокаливании солей железа:
2FeSO4 –t Fe2O3 + SO2 + SO3
Fe2O3 - основной оксид, в незначительной степени проявляющий амфотерные свойства
Fe2O3 + 6HCl –t 2FeCl3 + 3H2O
Fe2O3 + 6H+ –t 2Fe3+ + 3H2O
Fe2O3 + 2NaOH + 3H2O –t 2Na[Fe(OH)4]
Fe2O3 + 2OH- + 3H2O 2[Fe(OH)4]-
Гидроксид железа (III)
Образуется при действии растворов щелочей на соли трёхвалентного железа: выпадает в виде красно–бурого осадка
Fe(NO3)3 + 3KOH Fe(OH)3 + 3KNO3
Fe3+ + 3OH- Fe(OH)3
Fe(OH)3 – более слабое основание, чем гидроксид железа (II).
Это объясняется тем, что у Fe2+ меньше заряд иона и больше его радиус, чем у Fe3+, а поэтому, Fe2+ слабее удерживает гидроксид-ионы, т.е. Fe(OH)2 более легко диссоциирует.
В связи с этим соли железа (II) гидролизуются незначительно, а соли железа (III) - очень сильно. Для лучшего усвоения материалов этого раздела рекомендуется просмотреть видеофрагмент (доступен только на CDROM). Гидролизом объясняется и цвет растворов солей Fe(III): несмотря на то, что ион Fe3+ почти бесцветен, содержащие его растворы окрашены в жёлто-бурый цвет, что объясняется присутствием гидроксоионов железа или молекул Fe(OH)3, которые образуются благодаря гидролизу:
Fe3+ + H2O [Fe(OH)]2+ + H+
[Fe(OH)]2+ + H2O [Fe(OH)2]+ + H+
[Fe(OH)2]+ + H2O Fe(OH)3 + H+
При нагревании окраска темнеет, а при прибавлении кислот становится более светлой вследствие подавления гидролиза. Fe(OH)3 обладает слабо выраженной амфотерностью: он растворяется в разбавленных кислотах и в концентрированных растворах щелочей:
Fe(OH)3 + 3HCl FeCl3 + 3H2O
Fe(OH)3 + 3H+ Fe3+ + 3H2O
Fe(OH)3 + NaOH Na[Fe(OH)4]
Fe(OH)3 + OH- [Fe(OH)4]-
Соединения железа (III) - слабые окислители, реагируют с сильными восстановителями:
2Fe+3Cl3 + H2S-2 S0 + 2Fe+2Cl2 + 2HCl
Качественные реакции на Fe3+
При действии гексацианоферрата (II) калия K4[Fe(CN)6] (жёлтой кровяной соли) на растворы солей трёхвалентного железа образуется синий осадок (берлинская лазурь):
4FeCl3 +3K4[Fe(CN)6] Fe4[Fe(CN)6]3 + 12KCl
4Fe3+ + 12Cl- + 12K+ + 3[Fe(CN)6]4- Fe4[Fe(CN)6]3 + 12K+ + 12Cl-
4Fe3+ + 3 [Fe(CN)6]4- Fe4[Fe(CN)6]3
При добавлении к раствору, содержащему ионы Fe3+ роданистого калия или аммония появляется интенсивная кроваво-красная окраска роданида железа(III):
FeCl3 + 3NH4CNS 3NH4Cl + Fe(CNS)3
(при взаимодействии же с роданидами ионов Fe2+ раствор остаётся практически бесцветным).
Дата_________. Инструктивная карта№7.
Практическая работа№7
Тема: «Соединения железа. Амфотерность соединений железа».
(Наименование ПР)
Цель работы. Ознакомление с образцами выданных природных соединений железа и его соединений, научится распознавать их.Оборудование и реактивы: Железные опилки Fe, , раствор хлорида железа (III) FeCl3, , раствор соляной кислоты HCl (концентрированный и разбавленный), раствор серной кислоты H2SO4 (концентрированный и разбавленный), раствор азотной кислоты HNO3 (концентрированный и разбавленный), раствор гидроксида натрия NaOH (концентрированный и разбавленный). Спиртовка, держатель для пробирок, штатив для пробирок, шпатель, пробирки, стеклянная палочка.
Порядок работы.
Задание
Опыт 1. Свойства металлического железа.
Испытайте действие на железо концентрированных и разбавленных кислот при обычных условиях и при нагревании.
Для этого поместите железные опилки в пробирку и прилейте несколько капель разбавленной соляной кислоты, запишите наблюдаемые явления и дайте им объяснения. Опыт повторите с разбавленными растворами серной и азотной кислот. Осторожно нагрейте те пробирки, в которых не происходит взаимодействие железа с кислотой. Отметьте наблюдения.
Повторите опыт с концентрированными растворами кислот. Запишите наблюдаемые явления, обратите внимание на цвет и запах выделяющихся газов и на цвет растворов.
№ эксп. Порядок выполнения Наблюдения Уравнение реакции Выводы
1 1.  В пробирку поместили железные опилки и прилили несколько капель разбавленной соляной кислоты.
2.  … Наблюдается выделение бесцветного газа, раствор окрашивает-ся в бледно-зеленый цвет Fe + 2HCl = FeCl2 + H2
Fe0 – 2e Fe2+ восстановитель
2H+ + 2e H2
окислитель Железо взаимодействует с соляной кислотой, проявляя восстановитель-ные свойства, в результате реакции образуется соль – хлорид железа (II) и выделяется бесцветный газ - водород
Опыт 2. Гидроксид железа (II), получение и свойства.
Вскипятите немного воды, охладите ее и добавьте несколько кристаллов соли Мора (NH4)2SO4·FeSO4·6H2O. В пробирку со свежеприготовленным раствором соли Мора прилейте раствор гидроксида натрия до выпадения осадка. Отметьте цвет осадка. Оставьте осадок на воздухе и наблюдайте за быстрым изменением окраски.
Запишите уравнение реакции получения гидроксида железа (II) (в уравнении учитывайте только FeSO4) в молекулярной и ионной форме и уравнение окисления гидроксида железа (II) кислородом воздуха. Сделайте вывод об устойчивости ионов двухвалентного железа.
Опыт 3. Гидроксид железа (III), получение и свойства.
В пробирку поместите несколько капель раствора хлорида железа (III) и прибавьте по каплям раствор гидроксида натрия до выпадения осадка. Отметьте цвет осадка. Полученный осадок разделите на две части. К первой прилейте по каплям раствор соляной кислоты, ко второй – концентрированный раствор гидроксида натрия. Запишите наблюдаемые явления.
Запишите уравнения получения гидроксида железа (III). Приведите уравнения растворения гидроксида железа (III) в кислоте и в щелочи, сделайте вывод о кислотно-основных свойствах гидроксида железа (III).
Содержание отчета

1. Номер и название работы;
Цель работы;
Необходимые принадлежности;
4. Выполнение работы последовательно и аккуратно.
5. Оформление работы
Опыт 2. (ответ).
Получение гидроксида железа (II) и взаимодействия его с кислотами.
а) Действия: К свежеприготовленному раствору сульфата железа (II) добавляем раствор гидроксида натрия. Наблюдения: Образуется осадок зеленоватого цвета. Уравнения реакции: Выводы: Гидроксиды железа (II) и (III) можно получить в результате реакции обмена между растворимыми солями желез (II) и (III) раствором щелочи, т.к. в этом случае происходит связывание ионов:б) Действия: К осадку добавляем раствор соляной кислоты.
Наблюдения: Осадок растворяется. Уравнения реакции:
Выводы: Т.к. имеет основной характер, поэтому он реагирует с кислотами.
Опыт 3. (ответ).
Получение солей гидроксида железа (III) и взаимодействия его с кислотами с образованием соответствующих солей
а) Действия: К р-ру хлорида железа (III) добавляем р-р щелочи.
Наблюдения: Выпадает осадок бурого цвета. Уравнения реакции:
Выводы: Ионы можно определить с помощью реакции между их солями и щелочью, т.к. в этом случае образуются осадки:- зеленый;- бурый.
б) Действия: К осадку добавляем серную кислоту.
Наблюдения: Осадок растворяется.
Уравнения реакции.

6. Делается вывод о проделанной работе.
Контрольные вопросы.
Физические свойства железа.
Химические свойства железа и его соединений?
Получение и применение железа и его соединений?
Нахождение в природе?
Как получают гидроксид железа (II ) и гидроксид железа (III ).
Литература.
Кузьменко Н.Е., Еремин В.В., Попков В.А. Начала химии. Современный курс для поступающих в вузы. – М.: Экзамен, 2004. – С. 415–416.
Кузьменко Н.Е., Еремин В.В., Попков В.А. Химия. Для школьников старших классов и поступающих в вузы. – М.: ОНИКС 21 век: Мир и образование, 2002. – С. 258–259.
Габриелян О.С., Остроумов И.Г., Соловьев С.Н., Маскаев Ф.Н. Общая химия: Учебник для 11 класса общеобразовательных учреждений с углубленным изучением химии. – М.: Просвещение, 2005. – С. 345–352.
Фримантл М. Химия в действии. Т.2. – М.: Мир, 1991. – С. 147–149.
Габриелян О.С. 11КЛ.
ПЕРЕЧЕНЬ ИСПОЛЬЗУЕМОЙ ЛИТЕРАТУРЫ
Основная литература.
1.Габриелян О.С. Химия. 10 класс. Базовый уровень: учеб.для общеобразоват. учреждений. – М., 2008.
2. Габриелян О.С. Химия. 11 класс. Базовый уровень: учеб.для общеобразоват. учреждений. – М., 2008.
3. Габриелян О.С. Химия для преподавателя: учебно-методическое пособие / О.С. Габриелян, Г.Г. Лысова – М., 2006.
4. Габриелян О.С. Настольная книга учителя химии: 10 класс / О.С. Габриелян, И.Г. Остроумов – М., 2009.
5. Габриелян О.С. Настольная книга учителя химии: 11 класс: в 2 ч. / О.С. Габриелян, Г.Г. Лысова, А.Г. Введенская – М., 2008.
Дополнительная литература.
1. . Аршанский Е.А. Методика обучения химии в классах гуманитарного профиля – М., 2005.
2. Габриелян О.С. Лысова Г.Г. Химия для преподавателя: методическое пособие. – М., 2010
3. Габриелян О.С., Остроумов И.Г. Химия: Пособие для поступающих в вузы. – М., 2011.
4. Габриелян О.С., Остроумов И.Г., Остроумова Е.Е. Органическая химия в тестах, задачах и упражнениях. – М., 2003.
5. Габриелян О.С., Остроумов И.Г., Введенская А.Г. Общая химия в тестах, задачах и упражнениях. – М., 2003.
6. Ерохин Ю.М. Химия. – М., 2003.
7. Кузьменко Н.Е., Еремин В.В., Попков В.А. Краткий курс химии. – М., 2000.
8. Габриелян О.С., Остроумов И.Г., Дорофеева Н.М. Практикум по общей, неорганической и органической химии: учеб. пособие. – М., 2011.
9. Ерохин Ю.М. Химия: учебник. – М., 2010.
Интернет – ресурсы:
Министерство образования РФ: http://www.ed.gov.ru/ ; http://www.edu.ru
Тестирование online: 10 – 11 классы: http://www.kokch.kts.ru/cdo
Сеть творческих учителей: http://it-n.ru/communities.aspx?cat_no=4510&tmpl=com,
Новые технологии в образовании: http://edu.secna.ru/main
Путеводитель «В мире науки» для школьников: http://www.uic.ssu.samara.ru
Мегаэнциклопедия Кирилла и Мефодия: http://mega.km.ru
Сайты «Энциклопедий»: http://www.rubricon.ru/; http://www.encyclopedia.ru
сайт для самообразования и он-лайн тестирования: http://uztest.ru/досье школьного учителя химии: http://www.isthvaz.ru/