Цель: Научиться составлять уравнения прямой и обратной реакции, выражать константу равновесия, определять зависимость скорости от концентрации и температуры.

ПРИМЕР №1 Определить число протонов, электронов, нейтронов и относительную атомную массу углерода, натрия и рутения.

а) Для углерода Относительная атомная масса : Аr (С) = 12………………….. Число протонов …р=6……… Число электронов… e^-=6…… Число нейтронов : …………… …n= Ar –p= 12-6=6………

б) Для натрия Относительная атомная масса : Аr (Na) = ……………………………… Число протонов……………………… Число электронов…………………... Число нейтронов : …………………. ………………………………….

с) Для рутения Относительная атомная масса : Аr (Ru) = ………………………………… Число протонов………………………… Число электронов……………………... Число нейтронов : ……………..……… ……………………………………………..

ПРИМЕР №2 Определить количество молей и число молекул

а) в 10 граммах серной кислоты Н₂ SO ₄	б) в 50 граммах соли А l ₂ ( SO ₄ )₃;
1. По таблице Д.И. Менделеева определяем относительные атомную массу : Аr(H)=1, Аr(S)=32, Аr(O)=16, рассчитаем по этим данным относительную молекулярную массу: Мr(H₂SO₄)= (21)+32+(164)=98 2. Количество молей: 3. Количество молекул: N= υ* Na=0,102* 6,02٠10²³ =0,614٠10²³мол.	………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………….
с) Определить количество молей и число молекул в 2^х литрах N ₂	д) Определить количество молей и число молекул в 14 ^х литрах O ₂
1. Количество молей ; 2.Количество молекул N= υ* Na=0,089 * 6,02٠10²³ =0,54٠10²³ мол.	………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………

ПРИМЕР №3 Определить массовую долю каждого химического элемента

а) в молекуле серной кислоты H ₂ SO _4.

б) в молекуле сульфат алюминия А l ₂ ( SO ₄ )₃

Мr(H₂SO₄)= 2*1+32+16*4=98

100%= 2,04+32,65+65,3

ПРИМЕР №4

а) Определить практический выход водорода, если при взаимодействии 9,8г. серной кислоты с железом, водорода выделилось 2 г. 2Fe+ 3H₂SO₄→Fe₂(SO₄)₃ + 3H₂

б) Определить массу железа, которая потребуется для 60грамм сульфата железа , если выход реакции составил 85% 2 Fe + 3 H ₂ SO ₄ → Fe ₂ ( SO ₄ )₃ + 3 H ₂

Дано: m₍_Fe₎=9,8 гр. m_{(Н2) практ.}=9,8 гр. Решение: Подставим значения в уравнение

……………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………

САМОСТОЯТЕЛЬНАЯ РАБОТА

Выполнить задания:

1. Используя ПСЭ Д.И. Менделеева определить число протонов, нейтронов, электронов, относительные атомные массы Аr элементов : алюминия , водорода, кислорода.

--------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

2. Рассчитать относительную молекулярную массу -Аl(OH)_3.Рассчитайте число молекул и число молей в 30

граммах - Аl(OH)_3.

3. Определите массовую долю каждого вида атомов в соединении- Аl(OH)₃

4. .Определить массу сложного вещества, выделившегося при взаимодействии 60 литров

AL(NO₃)₃cо щелочью NaOH , если выход реакции 65%(н.у): AL(NO₃)₃+ 3NaOH→Аl(OH)₃+ 3NaNO₃

Вывод: ………………………………………………………………………………………………………………………………………….

………………………………………………………………………………………………………………………………………….

ПРАКТИЧЕСКАЯ РАБОТА №6

«МОДЕЛИРОВАНИЕ ПОСТРОЕНИЯ ПСЭ. СТРОЕНИЕ ОБОЛОЧКИ АТОМА»

Цель: Научиться определять расположение в ПСЭ металлов, галогенов, благородных газов, лантаноидов, актиноидов, переходных элементов; ххарактеризовать изменения свойств элементов и их соединений внутри групп и периодов (металлические свойства, радиус атомов ,электроотрицательность); распределять электроны по электронным орбиталям у элементов первых четырех периодов и записывать соответствующие электронные и графические формулы

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Периодический закон: «Свойства простых веществ, а также свойства и формы соединений элементов находятся в периодической зависимости от зарядов ядра атомов элементов.» 1. Свойства элементов внутри периода и подгруппы меняются периодично: ¾ В периодах слева направо R атомов уменьшаются- связано с ростом размера ядра. ¾ В подгруппах сверху вниз R атомов увеличиваются -растет число электронных слоев. 2. Энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность - ¾ В периоде слева направо они возрастают, поэтому способность притягивать к себе электроны увеличивается(окислительная)-снижаются металлические свойства. ¾ В подгруппе сверху вниз они снижается– способность отдавать свои электроны усиливается (восстановительная ) - растут металлические свойства.

СТРОЕНИЕ АТОМА

¾ n - главное число, определяет энергетический уровень электрона; ¾ ℓ – орбитальное число, определяет форму атомной орбитали. ¾ m_ℓ – магнитное число, характеризует количество орбиталей одинаковой формы, m_ℓ = ℓ до +ℓ . ¾ m_s спиновое число

Значения ¾ п=1 →ℓ=0 (s), m_ℓ= 0

N_s=2 ¾ п=2 →ℓ=1(p), m_ℓ= (-1, 0, 1 )

N_p=6 ¾ п=3 →ℓ=2(d), m_ℓ= (-2, -1, 0, 1, 2 )

N_d=10 ¾ п=4 →ℓ=3(f), m_ℓ= (-3,-2,-1,0,1,2,3 )

N_f=14 Размещение: m_s=+/-0,5 →

· Принцип наименьшей энергии (правило Ключковского)- электрон занимает тот энергетический подуровень, на котором он обладает наименьшей энергией:1 s ² <2 s ² <2 p ⁶ <3 s ² <3 p ⁶ <4 s ² <3 d ¹⁰ <4 p ⁶ <5 s ² <4 d ¹⁰ <5 p ⁶ <6 s ² <4 f ¹⁴ <5 d ¹⁰ <6 p ⁶ <7 s ² <5 f ¹⁴ <6 d ¹⁰ <7 p ⁶

· Принцип Паули: В одной квантовой ячейке не может быть 2^х- электронов с параллельными спинами.

· Правило Гунда -электроны заполняют квантовые ячейки последовательно –по одному. Электроны, заполняющие квантовые ячейки последовательно, имеют одинаковые спины.

ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Задание №1

Заполните таблицу. Как изменяются: атомный радиус, металлические свойства элементов, электроотрицательность в указанном ряду.

Символ	Название	е^-= р⁺	Ar	Высший оксид	Высший гидроксид	Рост металлических свойств	Атомный радиус	Электо отрицательность
1. *Щелочные металлы*
	Литий					Ý ß	Ý ß	Ý ß
	Калий
	Франций
2. *Галогены*
	Йод					Ý ß	Ý ß	Ý ß
	Бром
	Хлор
3. *Элементы второго периода*
	Бор					Ý ß	Ý ß	Ý ß
	Углерод
	Азот

Задание №2

Укажите элемент, которому принадлежит данная электронная формула:

^a)1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁶……………………………………………………..

b) 1s²2s²2р⁶3s²3р⁶4s²3d¹⁰4p⁶………………………………………………

Задание №3

Составить электронно- графические формулы химических элементов и ионов.

a) Атомов химических элементов			в) Ионов
Водород Н¹ …………………………….. Углерод С⁶ ……………………………… ……………………………… ……………………………… Кальций Са²⁰ ……………………………… ……………………………… ……………………………… ……………………………… ……………………………… ………………………………	Хлор CL¹⁷ ……………………………… ……………………………… ……………………………… ……………………………… ……………………………… Титан Ti²² ……………………………… ……………………………… ……………………………… ……………………………… ……………………………… ……………………………… ………………………………	Празеодим Р r⁵⁹ ……………………………… ……………………………… ……………………………… ……………………………… ……………………………… ……………………………… ……………………………… ……………………………… ……………………………… ……………………………… ……………………………… ……………………………… ……………………………… ………………………………	Катион кальция Са⁺² ……………………………… ……………………………… ……………………………… ……………………………… ……………………………… …………………………....... Анион азота N ^-3 …………………………… ………………………………………….………………………………………….………………………………………….………………………………

САМОСТОЯТЕЛЬНАЯ РАБОТА

Выполнить задания:

1. Какому элементу принадлежит данная электронная формула: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶…………………………

2. Составьте электронные конфигурация и графические формулу элементов № 5,10 и ионов S⁶⁺, Mg²⁺

№5 ------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

№10 ------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

S ⁶⁺ ------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

М g ²⁺ ------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

К, Na, Li укажите их название, общее число электронов, относительную атомную массу, формулу высшего оксида, гидроксида. Как изменяются: атомный радиус, металлические свойства элементов, электроотрицательность в данном ряду.

	Название	е^-= р⁺	Ar	Высший оксид	Высший гидроксид	Рост металлических свойств	Атомный радиус	Электо отрицательность
K						Ý ß	Ý ß	Ý ß
Na
Li

Вывод: ………………………………………………………………………………………………………………………………………….

………………………………………………………………………………………………………………………………………….

ПРАКТИЧЕСКАЯ РАБОТА №7

«СМЕСИ И ПРИМЕСИ. РЕШЕНИЕ ЗАДАЧ НА ОПРЕДЕЛЕНИЕ МАССОВОЙ ДОЛИ ПРИМЕСЕЙ»

Цель: Ознакомиться с видами смесей, научиться выполнять готовить суспензию и эмульсию; решать задачи на определение массовой доли компонентов смеси и примесей

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

· ЧИСТЫМИ- называют вещества, которые обладают постоянными физическими свойствами и состоят из молекул одного вида. · СМЕСЯМИ –называют системы, состоящие из нескольких чистых веществ. · ПРИМЕСЬ- это один из компонентов смеси.

ФОРМУЛЫ ДЛЯ РАСЧЁТА

Смеси могут быть:

1. Однородными (гомогенные)- граница раздела фаз не выражена, частицы не определяется. Для разделения применяют выпаривание, кристаллизацию, дистилляцию, хроматографию.

Растворы –этогомогенные системы, состоящие из растворителя, растворенного вещества и продуктов их взаимодействия. Вещества, составляющие раствор, называют компонентами реакции.

2. Неоднородными (гетерогенные)- граница раздела фаз выражена, частицы определяются. Иначе их называют дисперсными системами. Для разделения применяют отстаивание, фильтрование и действие магнита.

Дисперсные системы – это гетерогенные системы ,в которых одно (или несколько) вещество - дисперсная фаза в виде очень мелких частиц равномерно распределено в объеме другого -дисперсионной среде

ТИПЫ ДИСПЕРСНЫХ СИСТЕМ
	…………………………………………	…………………………………………
…………………………………………	…………………………………………	…………………………………………
…………………………………………	…………………………………………	…………………………………………

ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Задача№1
Определить массу чистого вещества в 200гр технического СаО, если содержание в нем примесей 30%. Дано: m(CaO) тех.= 200 гр. Wприм.= 30% Найти: m(CaO) чист.= ? Решение: .m(прим.) = W прим.* m ( CaO )тех. = 0,3*200= 60гр. 100% m(CaO) чист.= m (CaO)тех.- m(прим.) =200-60= 140гр.	Определить массу примесей в 300гр технического СаС₂, если содержание примесей в нем 64%. Дано: Найти:………………………… Решение:……………………………………………………… ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………
Задача№2
11,2 гр. мрамора растворили в избытке соляной кислоты и получили 2, 24 л газа (н.у.). Рассчитайте массовую долю примесей в израсходованном образце мрамора. Дано: m(CaCO₃)тех.= 11.2гр. V(CO₂)=2,24л. Найти: Wприм.= ? Решение: Хгр. 2,24л CaCO₃ + 2 HCl = CaCl ₂ + CO₂+ H₂O 40+12+48 22,4л. m(CaCO₃)чист.= Х= 100* 2,24 =10гр. 22,4 m(примесей) = m(CaCO₃)тех.- m(CaCO₃)чист. m(примесей) = 11,2-10= 1,2гр. Wприм.= m (примесей)100% = 1,2100% = 10,7% m(CaCO₃)тех. 11,2	Вычислите, какая масса оксида железа (III) содержащего 10 % примесей, необходима для получения железа массой 400 кг. Дано: ………………………………… ………………………………… Найти:………………………… Решение: ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………
Задача№3
Рассчитайте массу сложного вещества , образованного при взаимодействии с соляной кислотой 325 г цинка, содержащего 20% примесей. Дано: Wприм.= 20% m (Zn)тех.= 325гр. Найти: m (ZnCl₂) =? Решение: Wприм.= m (примесей)100% m (Zn)тех. .m(примесей) = W прим. m ( Zn )тех. = 0,2325= 65гр. 100% m (Zn)чист.= m (Zn)тех.- .m(примесей)= 325-65= 260гр. 260гр. Хгр.. Zn + 2HCl = ZnCl₂+ H₂ 65 65+71 m (ZnCl₂) = 136260/ 65 = 544гр.	Определить объем выделившегося газа, который можно получить при термическом разложении 600гр. карбоната магния, содержащего 10% примесей? М gCO ₃ = Mg О+ CO ₂ Дано: ………………………………… ………………………………… Найти: ………………………… Решение:…………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………

САМОСТОЯТЕЛЬНАЯ РАБОТА

Выполнить задания:

· Определить процентное содержание примесей в бромиде железа , если при взаимодействии 400 грамм его с избытком хлора получили 0,224 литра брома: 2 FeBr ₃ + 3 Cl ₂ = 2 FeCl ₃ + 3 Br ₂

Дано: ………………………………… ………………………………… Найти: …………………………

Вывод: ………………………………………………………………………………………………………………………………………….

………………………………………………………………………………………………………………………………………….

ПРАКТИЧЕСКАЯ РАБОТА №8

«РЕШЕНИЕ ЗАДАЧ НА ОПРЕДЕЛЕНИЕ ПРОЦЕНТНОЙ, МОЛЯРНОЙ И МОЛЯЛЬНОЙ КОНЦЕНТРАЦИИ

РАСТВОРОВ»

Цель: Научиться выполнять расчёты на определение процентной, молярной и моляльной концентрации с учётом разбавления растворов и увеличения доли растворимого вещества.

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Раствор- это однородная система , состоящая из растворителя ,растворенных веществ и продуктов их взаимодействия. По агрегатному состоянию различают растворы: жидкие , твердые, газообразные.

Состав раствора обычно передается содержанием в нем растворимого вещества в виде:

	¾ Массовая доля (безразмерная величина) – это отношение массы растворенного вещества к массе всего раствора:
	¾ Процентная концентрация ( %) – это величина показывающая сколько грамм растворенного вещества cсодержится в 100 гр. раствора
	¾ Молярная концентрация , или молярность (моль/литр)- это величина показывающая сколько молей растворимого вещества содержатся в 1 литре раствора
	¾ Моляльная концентрация (моль/кг)- это величина показывающая сколько молей растворимого вещества содержатся в 1 килограмме растворителя:

ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Задача №1
Вычислить процентную концентрацию соли в растворе , если в 450 г воды растворили 50 гр. CuSO₄ Дано: m (CuSO₄)=50г. m (Н ₂O)=450г. Найти: W_% Решение m_{раствора}= m (CuSO₄)+m (Н ₂O)= =450+50=500гр. W_%= m ( CuSO ₄ ) _* 100% _· m_{раствора} W_%= 50*100%/500=10%	Сколько грамм соли и воды содержится в 800 граммах 12 %-ного раствора NaNO₃? Дано: ………………………………… ………………………………… Найти: ………………………… Решение …………………………………………………………………. …………………………………………………………………. ………………………………………………………………….
Задача №2
Определить молярность и моляльность раствора серной кислоты, если объём раствора 600 литров а масса растворённой в нём кислоты 196 грамм , если плотность раствора 1,1г/л. Дано: V_{раствора}=600л m (H₂SO₄)=196г ρ _{раствора}= 1,1г/л Найти: Ср,Сm Решение Используя ПСЭ рассчитаем относительную молекулярную массу растворённой кислот Mr (H₂SO₄)= 98 Определим молярность С_р = m ( H ₂ SO ₄ ) = 196/98·600=0,0033моль/л. Mr (H₂SO₄) ·V_{раствора.} Определим массу раствора и моляльность m _{раствора}= ρ _{раствора}* V_{раствора}= 1,1* 600= 660 гр. С_р = m(H₂SO₄) = 196 /98(660-196)=0,0043моль/кг Mr (H₂SO₄)m_{растворителя}	Определить молярность и моляльность раствора соляной кислоты массой 700 гр. и концентрацией 10%, если плотность раствора 1,25 г/мл Дано: ………………………………… ………………………………… ………………………………… ………………………………… Найти: ………………………… Решение …………………………………………………………………. …………………………………………………………………. …………………………………………………………………. …………………………………………………………………. …………………………………………………………………. …………………………………………………………………. …………………………………………………………………. ………………………………………………………………….
Задача №3
Определить процентную концентрацию раствора КОН, если для его получения к400граммам 30%-ного раствора КОН прилили 50 грамм воды. Дано: W_{% 1}= 30%. m _{равтвора1}=400г. m (Н ₂O)=50г Найти: W_{% 2} Решение: W_%= m (КОН)_100% / m _{раствора} Определим массу растворённого вещества m(КОН)= W_%· m_{раствора} = 30·400 / 100=120г. 100% · Концентрация раствора после добавления воды W_%2= m (КОН) _ 100% = 120·100% / (400+50) = 26,67% (m_р.+m(Н ₂O))	Определить процентную концентрацию раствора соли NaCL , если для его получения к 400 гр/ 50%-ного раствора соли NaCL добавили 20 гр/ этой же соли. Дано: ………………………………… ………………………………… ………………………………… Найти: ………………………… Решение …………………………………………………………………. …………………………………………………………………. …………………………………………………………………. …………………………………………………………………. ………………………………………………………………….
Задача №4	Задача №5
Сколько сахара надо добавить к 300г 30% сахарного сиропа, чтобы получить 40% сироп. Определить моляльность полученного раствора. Дано: ………………………………… ………………………………… Найти: ………………………… Решение …………………………………………………………………. …………………………………………………………………. …………………………………………………………………. …………………………………………………………………. …………………………………………………………………. …………………………………………………………………. …………………………………………………………………. …………………………………………………………………. ………………………………………………………………….	Определить W _% концентрацию раствора соли К CL , если для его получения к 600 г 50%-ного раствора этой соли добавили 200гр. 10%-ного раствора К CL Дано: ………………………………… ………………………………… Найти: ………………………… Решение …………………………………………………………………. …………………………………………………………………. …………………………………………………………………. …………………………………………………………………. …………………………………………………………………. …………………………………………………………………. …………………………………………………………………. …………………………………………………………………. ………………………………………………………………….

САМОСТОЯТЕЛЬНАЯ РАБОТА

Выполнить одно из заданий:

A. Сколько грамм сахара необходимо добавить к 300г. 60%-ного сахарного раствора, чтобы он стал 90%-ным

B. Смешали 40 гр. 9%-ного раствора уксуса и 20гр. 70%-ного раствора уксусной кислоты. Определить концентрацию полученного раствора уксусной кислоты.

C. Определить процентную, молярную и моляльную концентрацию раствора массой 20 гр., содержащего 3 гр. соли NaCL, плотность которого 1,2 гр/л

Дано: ………………………………… ………………………………… Найти: …………………………

…………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………… …………………………………………………………………………………………………… ……………………………………………………………………………………………………

Вывод:

………………………………………………………………………………………………………………………………………….

ПРАКТИЧЕСКАЯ РАБОТА №9

«СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИЙ ГИДРОЛИЗА СОЛЕЙ»

Цель: Познакомиться с понятием «гидролиз солей» .Научиться определять среду раствора солей, кислот, щелочей с помощью индикаторов и составлять реакции гидролиза.

ТЕОРЕТИЧЕСКИЙ ОБЗОР

Гидролиз –это процесс взаимодействия ионов соли с водой , приводящий к образованию слабого электролита .

Все соли можно разделить на 4 группы:

Сведения по веществам · Сильные кислоты – кислоты, являющиеся сильными электролитами (H₂SO₄, HCl, HNO₃, HBr, HI, HClO₄ и другие). · Слабые кислоты – кислоты, являющиеся слабыми электролитами (H₂CO₃, H₂SO₃, H₂S, H₂SiO₃, H₃PO₄ , НСN и другие) · Сильные основания – сильные электролиты - щелочи (NaOH, KOH, и другие). · Слабые основания – нерастворимые основания, слабые электролиты (Cu(OH)₂, Ca(OH)₂, NH₄OH, Al(OH)₃ и др.

Глубина гидролиза зависит от температуры (чаще всего ее приходится повышать) и концентрации раствора (при разбавлении раствора гидролиз усиливается).

ПРОДУКТЫ НЕОБРАТИМОМОГО ГИДРОЛИЗА
· ОСАДКИ: трудно растворимое вещество согласно таблицы растворимости Например: AL(OH)₃↓	1. ГАЗЫ: Н₂S↑, H₂CO₃→ CO₂↑+H₂O H₂SO₃→ SO₂↑+H₂O NH₄OH→NH₃↑+H₂O	СЛАБОДИССОЦИИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВА: H₂O, HF, СН₃СООН HNO₂, HCN, H₃PO₄

ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

1. Соль образована сильным основанием и сильной кислотой (К₂ SО₄, NaNO₃,)– гидролиз не идет ,
Пример №1 NaCL NaCL + HOH → N аОН + HCL Na⁺+CL^-+ HOH→ Na¹⁺+ ОН ^1-+ H¹⁺+CL^1- HOH→ ОН ^1-+ H⁺ Среда нейтральная рН = 7	К₂ S О₄+ HOH →……………………………………………… …………………………………………………………............... …………………………………………………………............... …………………………………………………………...............
2. Соль образована сильным основанием и слабой кислотой (например : Na₂СО₃, К₂S, Ва(NO₂)_2,СН₃СООLi) -гидролиз протекает в щелочной среде рН >7 , гидролиз идет по аниону.
Пример №2 Na ₂ SO ₃ 1 ступень I. Na ₂ С O ₃ + HOH → N аОН + Na НС O ₃ 2Na⁺+СO₃^2-+ HOH→ Na¹⁺+ ОН^1-+ Na¹⁺+HСO₃^1- СO₃^2-+ HOH→ ОН^1-+ H СO₃^1- 2 ступень _II. NaНСO₃+ HOH→Nа ОН +Н₂СO₃ (Н₂СO₃→СO₂↑+ H₂O ) Na⁺+H⁺+ СO₃^2-+ HOH→Na⁺+ ОН^1-+ СO₂↑ + H₂O H¹⁺+ СO₃^2-+ HOH→ ОН ^1-+ СO₂↑ + H₂O Избыток ионов OH^–в растворе обусловливает щелочную реакцию среды в растворе (pН>7)	К₂ S + HOH →………………………………………………… …………………………………………………………............... …………………………………………………………............... …………………………………………………………............... …………………………………………………………............... …………………………………………………………............... …………………………………………………………...............
3. Соль образована слабым основанием и сильной кислотой (MgSО₄, AlCL₃, Zn(NO₃)_2, ..) - гидролиз протекает в кислой среде рН< 7 , гидролиз идет по катиону.
Пример №3: AlCl₃ 1-ступень I. AlCl₃ +Н₂О→ AlОНCl₂ +НCL Al³⁺ + 3 CL^1- +НОН→ Al ОН²⁺ +2CL^1- +Н¹⁺ +CL^1- Al³⁺ +НОН→ Al ОН²⁺ +Н¹⁺ 2 ступень II. Al ОНCl₂+Н₂О→ Al (ОН)₂Cl +НCL AlOH²⁺ +2CL^1-+НОН→ Al(ОН)₂¹⁺+CL^1-+Н¹⁺ + CL^1- AlOH²⁺ + НОН→ Al (ОН)₂¹⁺ + Н¹⁺ 3 ступень III. Al (ОН)₂Cl +Н₂О→ Al (ОН)₃↓ +НCL Al (OH)₂¹⁺+CL^1-+НОН→ Al (ОН)₃↓+Н¹⁺ +CL^1- Al (OH)₂¹⁺+НОН→ Al (ОН)₃↓+Н¹⁺ Избыток ионов H⁺в растворе обусловливает кислую реакцию среды в растворе (pН<7).	С uSO₄ + НОН →……………………………………………… …………………………………………………………............... …………………………………………………………............... …………………………………………………………............... …………………………………………………………............... …………………………………………………………............... …………………………………………………………............... …………………………………………………………............... …………………………………………………………...............
4. Соль образована слабым основанием и слабой кислотой (MgСО₃, Al ₂S₃, Zn(NO₂)_2, ..) - гидролиз протекает практически в нейтральной среде рН ближе к 7 , гидролиз идет по катиону и аниону:
Пример №4: CH ₃ COONH ₄ CH₃COONH₄+ Н₂О→CH₃COOН+NH₃↑+H₂O NH₄¹⁺ +CH₃COO^1-+НОН→CH₃COOН+NH₃ ↑+H₂O	Mg СО₃+ НОН →……………………………………………… …………………………………………………………............... …………………………………………………………............... …………………………………………………………................

САМОСТОЯТЕЛЬНАЯ РАБОТА

Выполнить одно из заданий:

Записать реакции гидролиз в трех молекулярно-ионных формах по стадиям , укажите характер среды(кислая , нейтральная , щелочная):

А-программа a) Li₂S + НОН; б)Fe(NO₃)₃+ НОН; в) NH₄NO₃+ НОН г) CsNO₃+ НОН

Б-программа а) Li₂SO₃+ HOH, б)NH₄J + НОН в)KBr + НОН

С-программа а) NH₄J +HOH б)KCL + НОН

………………………………………………………………………………………………………………………………………….

Вывод:

………………………………………………………………………………………………………………………………………….

ПРАКТИЧЕСКАЯ РАБОТА №10

«РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА . МЕТОД ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА В ОВР»

Цель: Научиться практически выполнять реакции ионного обмена. Познакомиться с понятием ОВР, окислитель , восстановитель, процесс окисления, восстановления, научиться различать виды ОВР, расставлять коэффициенты методом электронного баланса.

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

РИО идут в соответствии со схемой: AB + C Д à АД + ВС

Записываются РИО в трёх формах : молекулярная форма, полное ионно- молекулярное уравнение, сокращённое ионно- молекулярное уравнение.

РИО протекает необратимо в трех случаях, когда образуется:

1. ТРУДНОРАСТВОРИМОЕ ИЛИ НЕРАСТВОРИМОЕ ВЕЩЕСТВО –ОСАДОК («М» или «Н» в таблице растворимости) AL(OH)₃↓, Cu(OH)₂↓

2. ГАЗООБРАЗНОЕ ВЕЩЕСТВО: Н₂S↑, H₂CO₃→ CO₂↑+H₂O H₂SO₃→ SO₂↑+H₂O NH₄OH→NH₃↑+H₂O

3. СЛАБОДИССОЦИИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВА: H₂O, HF, СН₃СООН HNO₂, HCN, H₃PO₄

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОСТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ–это реакции, протекающие с изменением степеней окисления элементов , входящих в состав веществ.

Метод электронного баланса-один из методов уравнивания окислительно-восстановительных реакций (ОВР)

В ходе ОВР одни элементы отдают электроны, другие принимают.

ü Восстановители - атомы , или вещества отдающие свои электроны, а процесс отдачи электронов – окисление : АL⁰-3e^-® AL³⁺

ü Окислители- атомы , или вещества принимающие электроны, а процесс принятия электронов – восстановление : Fe²⁺+2e^-® Fe⁰

ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

¾ РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА

а) РИО обратимые, идущие с образованием хорошо дислоцирующих растворимых веществ Например: KCl + Na NO₃®KNO₃ + NaCl K⁺ + Cl^- + Na⁺ + NO₃^-↔K⁺ + NO₃^- + Na⁺ + Cl^- С точки зрения ТЭД эти реакции не идут, так как продукты и реагенты этих реакций - сильные электролиты, существующие в растворе в виде ионов.

1. NaNO₃+ HBr→……………………………………........... …………………………………………………………............... …………………………………………………………............... …………………………………………………………...............

б) РИО необратимые, идущие с образованием трудно растворимого соединения – осадка. Например: AgNO₃ + NaCl → AgCl+ NaNO₃ Ag⁺ + NO₃^- + Na⁺ + Cl^- →AgClâ + Na⁺ +NO₃^- Ag⁺ + Cl^- → AgCl

2. С uSO ₄ + NaOH →….……………………………............. …………………………………………………………........... …………………………………………………………...........

б) РИО необратимые, идущие с образованием газообразных веществ. Например: Na₂S + 2HCl→2 NaCl + H₂Sá 2Na⁺ + S^-2 + 2H⁺ + 2Cl^- → 2Na⁺+ 2Cl^- + H₂S↑ S^-2 + 2H⁺ →H₂Sá

3. Na₂CO₃ + HC l → ……………………………………... …………………………………………………………........... …………………………………………………………...........

РИО необратимые, идущие с образованием слабодиссоциирующих веществ. Например: NaOH + HCl→ NaCl + H₂O Na⁺ + OH^- + Cl^- +Н⁺→Na⁺ + Cl^- + H₂O OH^- + H⁺ → H₂O

4. К₃ PO ₄ + HCL →……………………………………........... …………………………………………………………............... …………………………………………………………...............

¾ ОКИСЛИТЕЛЬНО- ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

Пример №1 Аl + Fe₂O₃® Fe + AL₂O₃ Тип реакции - межмолекулярная реакция, Расставляем степени окисления всех элементов: Аl⁰ + Fe³⁺₂O^2-₃® Fe⁰ + AL³⁺ ₂O^2- ₃

Fe₂³⁺ +6е^- ® 2Fe⁰	1 - процесс восстановления , окислитель.
2Al⁰-6е^-® AL₂³⁺	1-процесс окисления, восстановитель.

Найденные коэффициенты проставляем в ОВР:

2Аl + Fe₂O₃® 2Fe + AL₂O₃

Пример №2 O₂ + H₂ ® H₂О

Тип реакции - внутримолекулярная реакция

Расставляем степени окисления всех элементов:

O⁰ ₂ + H⁰ ₂ ® H¹⁺ ₂О ^2-

О₂⁰ +4е^- ® 2 О^2-	1 - процесс восстановления, окислитель.
Н₂⁰-2е^- ® Н₂¹⁺	2 - процесс окисления, восстановитель.

O₂ + 2H₂ ® 2H₂O

Пример №3 Na₂ S⁴⁺ O₃ ® Na₂ S⁶⁺ O₄ +Na ₂S^2-

1. Тип реакции -диспропорционирования

S⁴⁺ +6е^- ® S^2-	1- процесс восстановления, окислитель.
S⁴⁺-2е^-® S⁶⁺	3- процесс окисления, восстановитель.

4Na₂ S O₃® 3Na₂SO₄+Na₂S

1. K₂Cr₂O₇ + HCl = Cl₂ + KCl + CrCl₃ + H₂O ……………………………………………………………… ……………………………………………………………… ……………………………………………………………… ……………………………………………………………… 2. C + HNO₃( конц ) = CO₂ ↑ + NO₂ ↑+ H 2 O. ……………………………………………………………… ……………………………………………………………… ……………………………………………………………… ……………………………………………………………… 3. NaNO₃ → NaNO₂ + O₂↑. ……………………………………………………………… ……………………………………………………………… ……………………………………………………………… ………………………………………………………………

САМОСТОЯТЕЛЬНАЯ РАБОТА

Выполнить одно из заданий:

1.Записать, РИО в трех формах между веществами:

А-программа a)Ca(OH)₂+ HNO₃; б) (NH₄)₂CO₃+HCL; в) AlCL₃+ KOH.

Б-программа a ) K₂SO₃+ HCL ; б) Fe (OH)₃ + H₂SO₄.

С-программа а) MgCL₂+KOH

2. Допишите электронные уравнения, укажите окислитель, восстановитель, процесс окисления и восстановления : а) Zn⁰ -2e^- ®………. б ) Ba²⁺ +2e^-®……….

3.Расставить коэффициенты в уравнениях, используя метод электронного баланса , указать окислитель , восстановитель, процесс окисления и восстановления и тип ОВР. Ca₃(PO₄)₂+C+SiO₂→CaSiO₃+P+CO………………………………………………………………………………………………………………………………………….

………………………………………………………………………………………………………………………………………….

Вывод:

………………………………………………………………………………………………………………………………………….

ПРАКТИЧЕСКАЯ РАБОТА №11

«РЕШЕНИЕ ЗАДАЧ ПО ХИМИЧЕСКОЙ КИНЕТИКЕ»

Цель: Научиться составлять уравнения прямой и обратной реакции, выражать константу равновесия, определять зависимость скорости от концентрации и температуры.

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

аА_газ + вВ_газ→сС_газ + dD _тв

_¾Скорость прямой реакции равна: n _пр. = К_пр.∙ С_А^а∙ С_В^в _¾Скорость обратной реакции равна: n _обр.= К_обр._.∙ С_С^с

¾ Температура - зависимость скорости реакции от температуры выражается правилом Вант Гоффа: при повышении температуры на 10 градусов скорость химической реакции увеличивается в 2-4 раза, где V₂ и V₁ - скорости реакций при температурах t₂ и t₁; γ - температурный коэффициент скорости реакции.

Химическое равновесие - это такое состояние обратимого химического процесса , при котором скорости прямой и обратной реакций равны между собой: n _пр. = n _обр

ВЛИЯНИЕ ТЕМПЕРАТУРЫ, ДАВЛЕНИЯ, КОНЦЕНТРАЦИИ НА ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
Температура	↑Т-равновесие сместится в сторону эндотермической реакции ↓ Т-равновесие сместится в сторону экзотермической реакции
Давление	↑Р-равновесие сместится в сторону реакции с меньшей суммой коэффициентов перед газообразными веществами ↓Р- равновесие сместится в сторону реакции с большей суммой коэффициентов перед газообразными веществами.
Концентрация	↑С (реагента) равновесие сместится в сторону прямой реакции (вправо) ↓ С (реагента) равновесие сместится в сторону обратной реакции (влево) ↑С (продукта ) равновесие сместится в сторону обратной реакции (влево) ↓ С (реагента) равновесие сместится в сторону прямой реакции (вправо)

ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Пример №1 Записать уравнения скоростей для прямой и обратной реакции: Zn _(тв) + Н ₂ SO _4(ж) ® ZnSO _4(ж) + H _2(г) Во сколько раз возрастёт скорость реакции, если увеличить концентрацию ZnSO ₄ в 2раза. Решение : Для прямой и обратной реакции: n _пр. = К_пр.* С ( Н ₂ SO ₄ ) ¹ n _обр. = К_обр.∙ С ( Н ₂ ) ¹_.* С( ZnSO ₄₍ ) ¹ ¾ После повышения концентрации в 2 раза: n ^** _обр. = К_обр.∙ С ( Н ₂ ) ¹_.* 2С( ZnSO ₄₍ ) ¹ ¾ Во сколько раз возрастёт скорость обратной реакции при увеличении концентрации ZnSO ₄ в 2раза: n^_обр = К_обр.∙ С (Н₂) ¹_. (2С(ZnSO₄₍)) ¹ = 2¹= 2 раза n _обр. К_обр.∙ С ( Н ₂ ) ¹_. С( ZnSO ₄₍ ) ¹	Записать уравнения скоростей для прямой и обратной реакции: N _2(Г) + 3 Н _2(г) ® 2 N Н_{3 (г)} Во сколько раз возрастёт скорость реакции, если увеличить концентрацию Н₂ в 3 раза. Решение: ……………………………………………………………………. ……………………………………………………………………. ……………………………………………………………………. ……………………………………………………………………. ……………………………………………………………………. ……………………………………………………………………. ……………………………………………………………………. ……………………………………………………………………. …………………………………………………………………….
Пример №2 Определить скорость реакции при 60⁰С , если при 20⁰С она равна 0,5моль/л.с., а температурный коэффициент равен 2 Дано: t₁ = 20⁰С, t₂= 60⁰С = 2 Найти: n₂=? Решение: Пусть скорость реакции при 60⁰С будет равна n₂=Х Подставим в формулу значения: Х= 0,5 * 2⁴= 8 моль/л.с.	Определить температурный коэффициент реакции если при изменении температуры на 20⁰С , скорость данной реакции возросла с 10 моль/л.с., до 160 моль/л.с. Дано: ………………………………………………………………….. Решение: ………………………………………………………………….. ………………………………………………………………….. …………………………………………………………………. ………………………………………………………………….
Пример №3 Напишите выражение для константы равновесия гомогенной системы: СН₄(г) + СО₂(г) ®2СО(г) + Н₂(г) - Q Как следует изменить температуру и давление, чтобы повысить выход водорода? Решение: СН₄ (г) + СО₂(г) ®2СО(г) + Н₂(г) - Q (1+1=2 ) ( 2 + 1= 3 ) ¾ Снижение давления ↓Р- сместит равновесие в сторону реакции с большей суммой коэффициентов перед газообразными веществами, т.е. в сторону прямой реакции с образованием водорода. ¾ Значение (- Q) говорит о том, что прямая реакция эндотермическая , значит рост температуры приведёт к увеличению количества водрода.	Напишите выражение для константы равновесия гетерогенной системы H₂S (г) + SО₂ (г)→3S(тв)+2Н₂ O(г) +Q Как следует изменить температуру и давление, чтобы повысить выход оксида серы? Решение: ……………………………………………………………………. ……………………………………………………………………. ……………………………………………………………………. ……………………………………………………………………. ……………………………………………………………………. ……………………………………………………………………. ……………………………………………………………………. ……………………………………………………………………. ……………………………………………………………………. …………………………………………………………………….

САМОСТОЯТЕЛЬНАЯ РАБОТА

Выполнить задания по указанной реакции: 2H₂S (г) + 3О₂ (г) = 2Н₂О (г) + 2SO₂ (г) + Q

1. Составьте уравнения скорости прямой и обратной реакции.Во сколько раз возрастёт скорость реакции, если увеличить концентрацию О₂ в 3 раза.

2. Чему равен температурный коэффициент реакции , если при увеличении температуры на 40 ⁰ С скорость реакции возросла в 5 раз?

3. Как следует изменить температуру и давление, чтобы повысить выход оксида серы?

Вывод:

………………………………………………………………………………………………………………………………………….

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №6

«ПОЛУЧЕНИЕ И ИЗУЧЕНИЕ СВОЙСТВ МЕТАНА, ЭТИЛЕНА, АЦЕТИЛЕНА, БЕНЗОЛА».

Цель: Экспериментально получить метан, этилен и ацетилен. Изучить свойстват метана, этилена, ацетилен и бензола.

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

¾ Метан (СН₄)-это газ без цвета и запаха, почти в два раза легче воздуха. Он плохо растворим в воде, но хорошо растворяется в органических растворителях. Смесь метана с кислородом в соотношении 1:2 и метана с воздухом 1:10 взрывоопасна. Обычно для обнаружения утечки метана в газопроводах, к нему добавляют небольшое количество, сильно пахнущего вещества (меркаптаны). Запишем реакции:

1. СН₄ +CL₂→………………………………………………. 2. СН₄ +HNO₃→…………………………………………… 3. 2СН₄^{крекинг} →……………………………………………. 4. 2СН₄^{крекинг} →…………………………………………….

5.2СН₄^{крекинг} →…………………………………………………... 6.СН₄ +O₂^{горение}→……….……………………………………… 7.СН₄ +O₂^{окисление}→……….……………………………………. 8.СН₄ +Н₂O→……….…………………………………………..

¾ Этилен (СН₂=СН₂) -это газ без цвета и практически без запаха, легче воздуха. Он плохо растворим в воде, но хорошо растворяется в органических растворителях (бензоле , хлороформе и т.п. С воздухом этилен и его газообразные гомологи образуют взрывчатые смеси. Запишем реакции.

1. СН₂=СН₂ +Н₂→……………………………………… 2. СН₂=СН₂ +CL₂→…………………………………… 3. СН₂=СН₂ +НCL→…………………………………… 4. СН₂=СН₂ +Н₂О→……………………………………

5. СН₂=СН₂ +О₂^{горение}→……………………………………. 6. СН₂=СН₂ +О₂^{окисление}→..………………………………… 7. СН₂=СН₂ + СН₂=СН₂ +….n→……………………………

¾ Ацетилен (СН≡СН)-это газ без цвета и практически без запаха , легче воздуха. Он плохо растворим в воде ,как и большинстве органических растворителей. Ацетилен хорошо растворяется в ацетоне. С воздухом ацетилен образует взрывчатую смесь. Запишем реакции.

1. СН≡СН +Н₂→……………………………………… 2. СН≡СН +CL₂→…………………………………… 3. СН≡СН +НCL→…………………………………… 4. СН≡СН +Н₂О→……………………………………

5. СН≡СН +О₂^{горение}→………………………………………. 6. СН≡СН +О₂^{окисление}→..…………………………………… 7. СН≡СН + СН≡СН →………………………………………. 8. 3СН≡СН →………………………………………………….

¾ Бензол (С₆Н₆) – это бесцветная , легкокипящая нерастворяющаяся в воде жидкостьТкип.=80,1°С;Т пл.=5,5 °С, при охлаждении бензол превращаетсяв бесцветные кристаллы. Бензол ядовит, имеет запах.

1. С₆Н₆+Н₂→………………………………………

2. С₆Н₆+CL₂^FeCL3→……………………………………….

ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Ход работы			Рисунки, реакции, наблюдения.		Выводы
Опыт №1 ПОЛУЧЕНИЕ МЕТАНА И ИЗУЧЕНИЕ ЕГО СВОЙСТВ
1. Соберем прибор. Внесём в пробирку несколько грамм ацетата натрия и щёлочи. Закроем пробирку пробкой с газоотводной трубкой. Нагреем смесь, соберем газ. Подожжем полученный газ с помощью лучины. 2. Пропустим полученный газ через бромную воду и водный раствор КMnO₄			Наблюдали: ……………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… ………………………………………………………….. Допишем реакции: СН₃COONa+NaOH ®…….……….……….. СН₄+ О₂®…………………………………....	Вывод: ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………
	*Опыт №2* ПОЛУЧЕНИЕ ЭТИЛЕНА ДЕГИДРОТАЦИЕЙ ЭТАНОЛА И ИЗУЧЕНИЕ ЕГО СВОЙСТВ
	1. Соберем прибор. Нальем в пробирку 1-2 мл. смесь этанола с Н₂SO₄(конц.) Прибавим 0,5г. речного песка, закроем пробирку пробкой с газоотводной трубкой. Нагреем смесь, соберем газ и пропустим через раствор КMnO₄. 2. Подожжем газ с помощью тлеющей лучины.	Наблюдали: ……………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… Допишем реакции: С₂Н₅ОН®………………………………..….. СН₂=СН₂ + О₂ ®……………………...………..... СН₂= СН₂+Н ₂О+ О ^КМпО⁴®………………			Вывод: ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………
	*Опыт №3* ПОЛУЧЕНИЕ АЦЕТИЛЕНА ГИДРОТАЦИЕЙ КАРБИДА КАЛЬЦИЯ И ИЗУЧЕНИЕ ЕГО СВОЙСТВ
	1. Соберем прибор. Поместим в пробирку 1-2 кусочка карбида кальция и прильем 0,5мл воды. Закроем пробирку пробкой с газоотводной трубкой . Соберем газ и пропустим его через раствор КMnO₄. 2. Газ подожжем с помощью тлеющей лучины.	Наблюдали: ……………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… Допишем реакции: СаС₂+ Н₂О ®…………………………… СН≡СН + О₂ ® ………………………………. СН≡СН + Н₂О +О ^К ^MnO ⁴® …………………………			Вывод: ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………
	*Опыт №4* СВОЙСТВА БЕНЗОЛА
	а) Физические свойства бензола Визуально определим свойства бензола. Растворим бензол в воде, эфире и спирте. Охладим пробирку с бензолом до t > 5,5⁰C б) Химические свойства бензола ¾ Поместим немного бензола в фарфоровую чашку и подожжём. ¾ Добавим к 1мл. бензола столько же азотной и серной кислоты ¾ Пропустим через 1мл. бензола хлор в присутствии света ¾ Смешаем бензол с 1мл водного раствора КMnO₄ и бромную воду	Наблюдали: ……………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………… Допишем реакции: С₆Н₆ + О₂®………………………………..………….... С₆Н₆ + НNO₃®……………………………………..….. С₆Н₆ ^+К ^MnO ⁴®………………………………..………….. С₆Н₆ ^{+бромная вода}®……………………..…..…………..			Вывод: ………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………………

САМОСТОЯТЕЛЬНАЯ РАБОТА

Выполнить задание.

………………………………………………………………….. …………………………………………………………………. ……………………………………………………………………

…………………………………………………………………… …………………………………………………………………... ……………………………………………………………………

Вывод:

………………………………………………………………………………………………………………………………………….

ПРАКТИЧЕСКАЯ РАБОТА №12

Дата добавления: 2019-09-08; просмотров: 157; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

12 3 Следующая ⇒

Мы поможем в написании ваших работ!