Folder zawiera materiały, które pomogą zorganizować część praktyczną z chemii dla dzieci niepełnosprawnych oraz w nauczaniu na odległość

Ściągnij:

Zapowiedź:

Aby skorzystać z podglądu, utwórz sobie konto Google (konto) i zaloguj się: https://accounts.google.com

Zapowiedź:

MONITOROWANIE OSIĄGNIĘCIA PLANOWANYCH WYNIKÓW W KIERUNKU CHEMII (Z DOŚWIADCZENIA ZAWODOWEGO)

Duszak Olga Michajłowna

Regionalna budżetowa instytucja edukacyjna „Szkoła kształcenia na odległość”,Żeleznogorsk,

Słowa kluczowe: nowy federalny stanowy standard edukacyjny, planowane wyniki, chemia, bieżąca kontrola, mikroumiejętności

Adnotacja: W artykule opisano doświadczenia związane z wykorzystaniem takich form kontroli, jak Arkusz Informacji zwrotnej i Wykaz Osiągnięć Planowanych Wyników z przedmiotu chemia klas 8-9.

Działanie nauczyciela w ramach nowego standardu edukacyjnego jest zorientowane na wynik. Planowany wynik edukacji, określony w Federalnym Państwowym Standardzie Edukacyjnym, jest zróżnicowany. Planowane efekty opanowania programów podane są w dwóch blokach: „Absolwent nauczy się” (poziom podstawowy) oraz „Absolwent będzie miał możliwość uczenia się” (poziom zaawansowany). Na stronie FIPI nauczyciel i uczeń mogą zapoznać się z materiałami pomiarowymi do końcowej certyfikacji uczniów. Aby uzyskać jakościowe zaliczenie końcowej certyfikacji, student musi opanować system pojęć, wiedzę przedmiotową i umiejętności. Przed nauczycielem stoi zadanie kształtowania tej wiedzy i umiejętności, tworzenia systemu oceny osiągania zaplanowanych efektów w toku bieżącego monitoringu. Po przestudiowaniu materiałów nowego federalnego stanowego standardu edukacyjnego, literatury metodologicznej i doświadczeń kolegów przystąpiłem do stworzenia własnego systemu śledzenia skuteczności osiągania planowanych wyników podczas studiowania tematów kursu chemii w klasach 8-9 . Jako podstawę klasyfikacji przyjąłem system rozważany przez A.A. Kaverinę, starszego badacza. Centrum Edukacji Naukowej Instytutu Strategii Rozwoju Edukacji Rosyjskiej Akademii Edukacji, dr hab.

Aby ocenić osiągnięcie planowanych rezultatów, konieczne jest opracowanie kryteriów. Kryteria powinny być opracowane prawidłowo, przystępnie i odzwierciedlać stopniowe przyswajanie wiedzy i umiejętności, aby stworzyć dziecku komfortowe warunki do zdobywania doświadczeń poznawczych, przejścia ze strefy rozwoju rzeczywistego do strefy rozwoju bliższego i dalej. W ciągu ostatniego roku akademickiego opracowałem i przetestowałem algorytmy wypełniania zadań, arkusze ocen, arkusze osiągnięć dla niektórych działów chemii w klasach 8-9.

W trakcie procesu edukacyjnego, na początku nauki każdego tematu, studentom proponuje się listę pojęć do testu końcowego oraz kryteria oceny ich efektów kształcenia w postaci umiejętności i mikroumiejętności, odzwierciedlonych w Arkuszach Informacji zwrotnej i zadaniach dla nich. W trakcie studiowania tematu wyniki są odnotowywane na liście osiągnięć. Zadania można wykorzystać zarówno podczas studiowania nowego tematu, jak i podczas konsolidacji i podsumowania materiału edukacyjnego. Na przykład w dziale Różnorodność reakcji chemicznych rozwijane są umiejętności: sporządzania równań dysocjacji elektrolitycznej kwasów, zasad, soli; układać pełne i zredukowane równania jonowe reakcji wymiany. Arkusz informacji zwrotnej, który otrzymuje uczeń, zawiera mikroumiejętności stopniowego wykonywania zadania, który również jest załączony. Aby ocenić własne wyniki, proponuję uczniom prostą skalę: umiem + nie umiem-.

Zadanie numer 1 Ułożyć wzory soli wykorzystując wartościowość reszty metalicznej i kwasowej; nazwij substancje, napisz równanie dysocjacji (tekst zadania podany jest jako fragment).

kwasy	Metale					Jedno równanie dysocjacji soli
				Fe(II)	Fe(III)
Nazwa
HNO3
Nazwa

Kryteria oceny: mogę + nie mogę -

Zadanie numer 2 Ułóż wzory proponowanych substancji, określ klasę, napisz równania dysocjacji dla tych substancji: chlorek potasu, azotan srebra, węglan sodu, siarczan magnezu, azotan ołowiu, siarczek potasu, fosforan potasu (tekst zadania podajemy jako fragment ).

Arkusz informacji zwrotnej _____________________________________________ Imię i nazwisko

Temat: Równania jonowe BASIC!

Mogę: TERMINY:				zrównoważyć
Komponować wzory złożonych substancji według wartościowości
zdefiniuj klasę
nazwać substancję
Napisz równanie dysocjacji materii

Kryteria oceny: mogę + nie mogę -

Zadanie numer 3 Napisz równania reakcji wymiany między proponowanymi parami substancji. Wyrównaj, ułóż pełne i zredukowane równanie jonowe (tekst zadania podany jest jako fragment).

Arkusz informacji zwrotnej __________________________________________________________ Imię i nazwisko

Temat: Równania jonowe BASIC!

Mogę: TERMINY:				zrównoważyć
Napisz produkty reakcji wymiany
Ustaw kursy
Wskaż substancje, które nie ulegają dysocjacji
Zapisz pełne równanie jonowe
Napisz skrócone równanie jonowe

Kryteria oceny: mogę + nie mogę -

Po pomyślnym ukończeniu zadań na poziomie podstawowym uczeń otrzymuje możliwość wykonania zadań na poziomie zaawansowanym, co wskazuje na kształtowanie umiejętności zastosowania zdobytej wiedzy do rozwiązywania problemów edukacyjnych i praktycznych w zmienionej, niestandardowej sytuacji , a także umiejętność usystematyzowania i uogólnienia zdobytej wiedzy.

Na przykład podczas wykonywania zadania nr 3 napodwyższony poziom, student potrafi sformułować wniosek o przypadku, w którym reakcje wymiany jonowej przebiegają do końca. Korzystając z Tabeli rozpuszczalności kwasów, zasad i soli, napisz przykłady równań molekularnych dla tych skróconych równań jonowych: Ba 2+ + SO4 2- \u003d BaSO4; CO 3 2- + 2H + = H 2 O + CO 2 itd.

Taka organizacja procesu edukacyjnego wykazała szereg zalet: możliwość indywidualnej trajektorii w przyswajaniu tematu, zrozumiałe dla dziecka i jego rodziców kryteria oceny wyników pracy. W przyszłości planowana jest kontynuacja prac nad opracowaniem zadań dla innych sekcji kursu.

Spis bibliograficzny:

1. Kaverina A.A. Chemia. Planowane wyniki. System pracy. Klasy 8-9: podręcznik dla nauczycieli placówek oświatowych / AA Kaverina, RG Ivanova, D.Yu., Dobrotin; wyd. GS Kovaleva, OB Loginova. – M.: Oświecenie, 2013. – 128 s. – (Pracujemy według nowych standardów)

Zapowiedź:

Klasa 8 Praktyczna praca na ten temat:Analiza gleby i wody

Doświadczenie 1

Mechaniczna analiza gleby

W probówce (lub fiolce) umieścić glebę (kolumna gleby powinna mieć 2-3 cm). Dodaj wodę destylowaną(gotowany) którego objętość powinna być 3 razy większa od objętości gleby.

Zamknij probówkę korkiem i dokładnie potrząsaj przez 1-2 minuty, a następnie uzbrój się w lupę i obserwuj sedymentację cząstek gleby i strukturę osadów. Opisz i uzasadnij swoje obserwacje.

Doświadczenie 2

Otrzymywanie roztworu glebowego i eksperymenty z nim

Przygotuj papierfiltr (lub bawełna, bandaż), włóż go do lejka zamocowanego w pierścieniu statywu. Podstawić czystą, suchą probówkę pod lejek i przefiltrować mieszaninę gleby i wody otrzymaną w pierwszym doświadczeniu. Mieszaniny nie należy wstrząsać przed filtrowaniem. Gleba pozostanie na filtrze, a przesącz zebrany w probówce to ekstrakt glebowy (roztwór glebowy).

Umieścić kilka kropli tego roztworu na szklanej płytce i za pomocą pęsety przytrzymać nad palnikiem, aż woda odparuje.(po prostu zostaw na baterii).Co oglądasz? Wyjaśnić.

Weź dwa papierki lakmusowe (czerwony i niebieski)(Jeśli jest!), nałóż na nie roztwór gleby za pomocą szklanego pręta. Wyciągnij wnioski na podstawie swoich obserwacji:

1. Po odparowaniu wody na szkle ………..

2. Uniwersalny papierek lakmusowy nie zmieni koloru, jeśli roztwór jest obojętny, zmieni kolor na czerwony, jeśli jest kwaśny, i niebieski, jeśli jest zasadowy.

Doświadczenie 3

Oznaczanie przezroczystości wody

Do eksperymentu potrzebny jest przezroczysty szklany cylinder z płaskim dnem.(kubek) średnica 2-2,5 cm, wysokość 30-35 cm Możesz użyć cylindra miarowego o pojemności 250 ml bez plastikowego stojaka. OKREŚL WYMIARY SZKŁA

Zalecamy najpierw przetestować wodę destylowaną, a następnie wodę ze zbiornika i porównać wyniki. Umieść cylinder na wydrukowanym tekście i wlej wodę testową, upewniając się, że możesz przeczytać tekst przez wodę. Zwróć uwagę, na jakiej wysokości nie zobaczysz czcionki. Zmierz wysokości słupów wody za pomocą linijki. Wyciągać wnioski:

Zmierzona wysokość nazywana jest poziomem widoczności.

Jeśli poziom widoczności jest niski, zbiornik jest mocno zanieczyszczony.

Doświadczenie 4

Oznaczanie intensywności zapachu wody

kolba stożkowa(słoik) wypełnić 2/3 objętości badanej wody, szczelnie zamknąć korkiem (najlepiej szklanym) i energicznie wstrząsnąć. Następnie otwórz kolbę i zanotuj charakter i intensywność zapachu. Oceń intensywność zapachu wody w punktach, korzystając z tabeli 8.

Skorzystaj z tabeli 8 (s. 183).

WYRÓŻNIJ OGÓLNY WNIOSEK

Zapowiedź:

Sekcja V Chemia Doświadczalna

• Ujawniają się podczas przeprowadzania eksperymentu chemicznego oznaki wskazujące na zajście reakcji chemicznej
• Przeprowadzić eksperymenty dotyczące rozpoznawania wodnych roztworów kwasów i zasad za pomocą wskaźników

Pojęcia pokrewne:

Zjawisko chemiczne (reakcja), doświadczenie, kwas, zasada, oznaki reakcji chemicznej, roztwór, wskaźniki

Oznaki reakcji chemicznej:

Odbarwienie, zapach, wytrącanie lub rozpuszczanie, wydzielanie gazu, emisja lub absorpcja ciepła i światła

Zadanie numer 1

Arkusz informacji zwrotnej __________________________________________ Imię i nazwisko

Temat: Chemia eksperymentalna. Oznaki reakcji chemicznych

Mogę: TERMINY:				zrównoważyć
Przestrzegaj zasad pracy z substancjami
Zapisz zmiany, które zaszły w substancjach podczas doświadczenia
Rozpoznaje oznaki reakcji chemicznej
Zapisz obserwacje
Zapisz równanie reakcji w postaci cząsteczkowej
Sformułuj wniosek

Kryteria oceny: mogę + nie mogę -

	Nazwa doświadczenia	Czas trwania filmu, adres e-mail	Oznaki reakcji	Równanie reakcji
	Oddziaływanie kwasów z metalami	37 sek
	Reakcja tlenku miedzi z kwasem siarkowym	41 sek

Nr str./str

Sekcje, tematy

Liczba godzin

Program pracy według klas

10 komórek

11 komórek

Wstęp

1. Roztwory i metody ich przygotowania

2. Obliczenia za pomocą równań chemicznych

3. Oznaczanie składu mieszanin

4. Wyznaczanie wzoru substancji

5. Wzorce przebiegu reakcji chemicznych

6. Połączone zadania

7. Reakcje jakościowe

Wprowadzenie do analizy chemicznej.

Procesy chemiczne.

Chemia pierwiastków.

Korozja metali.

Chemia gastronomiczna.

Farmakologia.

Konferencja końcowa: „Wartość eksperymentu w naukach przyrodniczych”.

Całkowity:

Notatka wyjaśniająca

Przedmiot fakultatywny przeznaczony jest dla uczniów klas 10-11, którzy wybierają kierunek przyrodniczy, przewidziany na 68 godzin.

Znaczenie kursu polega na tym, że jego badanie pozwoli ci nauczyć się rozwiązywać główne rodzaje problemów obliczeniowych, które przewiduje kurs chemii w szkole średniej i program egzaminów wstępnych na uniwersytety, czyli pomyślnie przygotować na egzamin z chemii. Dodatkowo rekompensowany jest brak szkolenia praktycznego. Dzięki temu zajęcia są pasjonujące i kształcą umiejętności pracy z odczynnikami i aparaturą chemiczną, rozwijają spostrzegawczość i umiejętność logicznego myślenia. W tym kursie starano się maksymalnie wykorzystać widoczność eksperymentu chemicznego, aby umożliwić studentom nie tylko zobaczenie interakcji substancji, ale także zmierzenie stosunków, w jakich wchodzą one w reakcje i jakie powstają w wyniku reakcja.

Cel kursu: rozwinięcie pomysłów uczniów na temat eksperymentu chemicznego.

Cele kursu:

Powtórzenie materiału omawianego na lekcjach chemii;

Poszerzenie pomysłów uczniów na temat właściwości substancji;

· Doskonalenie praktycznych umiejętności i umiejętności rozwiązywania problemów obliczeniowych dla różnych typów;

· Przezwyciężenie formalnej reprezentacji niektórych uczniów na temat procesów chemicznych.

W trakcie zajęć studenci doskonalą swoje umiejętności rozwiązywania problemów obliczeniowych, wykonują zadania jakościowe polegające na identyfikacji substancji w różnych butelkach bez etykiet oraz eksperymentalnie przeprowadzają łańcuchy przekształceń.

W trakcie eksperymentu w klasie kształtuje się pięć rodzajów umiejętności i zdolności.

1. Umiejętności i zdolności organizacyjne:

sporządzenie planu eksperymentu zgodnie z instrukcją;

ustalenie wykazu odczynników i sprzętu zgodnie z instrukcją;

sporządzenie formularza raportu zgodnie z instrukcją;

wykonanie eksperymentu w określonym czasie, przy użyciu środków, metod i technik znanych w pracy;

wdrożenie samokontroli zgodnie z instrukcją;

znajomość wymagań dotyczących pisania wyników eksperymentu.

2. Umiejętności i zdolności techniczne:

właściwe obchodzenie się ze znanymi odczynnikami i wyposażeniem;

montaż urządzeń i instalacji z gotowych części zgodnie z instrukcją;

wykonywanie operacji chemicznych zgodnie z instrukcją;

przestrzeganie zasad bezpieczeństwa pracy.

3. Mierzenie umiejętności i zdolności:

pracować z przyrządami pomiarowymi zgodnie z instrukcją;

znajomość i stosowanie metod pomiarowych;

przetwarzanie wyników pomiarów.

4. Umiejętności i zdolności intelektualne:

wyjaśnienie celu i określenie zadań eksperymentu;

postawienie hipotezy eksperymentu;

selekcja i wykorzystanie wiedzy teoretycznej;

obserwacja i ustalanie charakterystycznych oznak zjawisk i procesów zgodnie z instrukcją;

porównanie, analiza, ustalenie związków przyczynowo-skutkowych,

uogólnienie uzyskanych wyników oraz - sformułowanie wniosków.

5. Umiejętności i zdolności projektowe:

korygowanie najprostszych usterek w sprzęcie, przyrządach i instalacjach pod okiem nauczyciela;

korzystanie z gotowych urządzeń, przyrządów i instalacji;

produkcja najprostszych urządzeń, przyrządów i instalacji pod okiem nauczyciela;

obraz urządzeń, przyrządów i instalacji w formie obrazka.

Kontrola wiedzy jest przeprowadzana podczas rozwiązywania problemów obliczeniowych i eksperymentalnych.

Efektem pracy na przedmiocie fakultatywnym będzie wykonanie pracy testowej obejmującej zestawienie, rozwiązanie i eksperymentalną realizację problemu obliczeniowego lub zadania jakościowego: wyznaczenie składu substancji lub wykonanie łańcucha przemian.

Wprowadzenie (1 godzina)

Planowanie, przygotowanie i przeprowadzenie eksperymentu chemicznego. Zasady bezpieczeństwa podczas prac laboratoryjnych i praktycznych. Zasady udzielania pierwszej pomocy przy oparzeniach i zatruciach odczynnikami chemicznymi.

Temat 1. Roztwory i metody ich przygotowania (4 godz.)

Wartość roztworów w eksperymencie chemicznym. Koncepcja prawdziwego rozwiązania. Zasady przygotowania roztworów. Wagi technochemiczne i zasady ważenia ciał stałych.

Udział masowy substancji rozpuszczonej w roztworze. Obliczanie i przygotowanie roztworu o określonym udziale masowym rozpuszczonej substancji.

Wyznaczanie objętości roztworów za pomocą przyrządów miarowych oraz wyznaczanie gęstości roztworów substancji nieorganicznych za pomocą areometru. Tabele gęstości roztworów kwasów i zasad. Obliczenia masy substancji rozpuszczonej na podstawie znanej gęstości, objętości i ułamka masowego substancji rozpuszczonej.

Zmiana stężenia substancji rozpuszczonej w roztworze. Mieszanie dwóch roztworów tej samej substancji w celu uzyskania roztworu o nowym stężeniu. Obliczenia stężenia roztworu otrzymanego przez zmieszanie, reguła „krzyżowa”.

Dema. Przybory chemiczne do przygotowywania roztworów (szklanki, kolby stożkowe i płaskodenne, cylindry miarowe, kolby miarowe, pręty szklane, lejki szklane itp.). Przygotowanie roztworu chlorku sodu i roztworu kwasu siarkowego. Wagi technochemiczne, odważniki. Oznaczanie objętości roztworów kwasów i zasad za pomocą cylindra miarowego. Areometr. Wyznaczanie gęstości roztworów za pomocą areometru. Zwiększenie stężenia roztworu wodorotlenku sodu poprzez częściowe odparowanie wody i dodanie większej ilości alkaliów do roztworu, sprawdzenie zmiany stężenia za pomocą areometru. Zmniejszenie stężenia wodorotlenku sodu w roztworze poprzez jego rozcieńczenie, sprawdzenie zmiany stężenia za pomocą areometru.

Praktyczna praca. Ważenie na wagach technochemicznych chlorku sodu. Przygotowanie roztworu chlorku sodu o zadanym udziale masowym soli w roztworze. Wyznaczanie objętości roztworu chlorku sodu za pomocą cylindra miarowego i wyznaczanie jego gęstości za pomocą areometru. Oznaczanie stężenia roztworów kwasów i zasad na podstawie wartości ich gęstości w tabeli „Ułamek masowy substancji rozpuszczonej (w%) oraz gęstość roztworów kwasów i zasad w temperaturze 20 ° C”. Mieszanie roztworów chlorku sodu o różnych stężeniach i obliczanie udziału masowego soli oraz wyznaczanie gęstości otrzymanego roztworu.

Temat 2. Obliczenia za pomocą równań chemicznych (10 godzin)

Praktyczne wyznaczanie masy jednego z reagentów poprzez ważenie lub objętości, gęstość i udział masowy substancji rozpuszczonej w roztworze. Przeprowadzenie reakcji chemicznej i obliczenie równania tej reakcji. Zważenie produktu reakcji i wyjaśnienie różnicy między otrzymanym wynikiem praktycznym a obliczonym.

Praktyczna praca. Oznaczanie masy tlenku magnezu otrzymanego przez spalanie znanej masy magnezu. Oznaczanie masy chlorku sodu otrzymanego w reakcji roztworu zawierającego wodorotlenek sodu o znanej masie z nadmiarem kwasu solnego.

Praktyczne wyznaczenie masy jednej z reagujących substancji poprzez zważenie, przeprowadzenie reakcji chemicznej i obliczenie zgodnie z równaniem chemicznym tej reakcji, wyznaczenie masy lub objętości produktu reakcji i jego wydajności w procentach możliwej teoretycznie.

Praktyczna praca. Rozpuszczanie cynku w kwasie solnym i wyznaczanie objętości wodoru. Kalcynacja nadmanganianu potasu i oznaczanie objętości tlenu.

Przeprowadzanie reakcji dla substancji zawierających zanieczyszczenia, obserwowanie wyników doświadczenia. Obliczenia z określeniem udziału masowego zanieczyszczeń w substancji na podstawie wyników reakcji chemicznej.

Eksperyment demonstracyjny. Rozpuszczenie sodu, wapnia w wodzie i obserwacja wyników eksperymentu w celu wykrycia zanieczyszczeń w tych metalach.

Praktyczna praca. Rozpuszczanie proszku kredowego zanieczyszczonego piaskiem rzecznym w roztworze kwasu azotowego.

Wyznaczanie mas reagentów, przeprowadzanie reakcji chemicznej między nimi, badanie produktów reakcji oraz praktyczne oznaczanie substancji w nadmiarze. Rozwiązywanie zadań w celu określenia masy jednego z produktów reakcji ze znanych mas reagentów, z których jeden podany jest w nadmiarze.

Eksperyment demonstracyjny. Spalanie siarki i fosforu, oznaczanie substancji, która występuje w nadmiarze w tych reakcjach.

Praktyczna praca. Prowadzenie reakcji między roztworami kwasu azotowego i wodorotlenku sodu zawierającymi znane masy reagentów, oznaczanie nadmiaru odczynnika za pomocą wskaźnika.

Temat 3. Oznaczanie składu mieszanin (2 godz.)

Przeprowadzenie reakcji mieszaniny dwóch substancji z odczynnikiem, który oddziałuje tylko z jednym składnikiem mieszaniny. Przeprowadzenie reakcji mieszaniny dwóch substancji z odczynnikiem, który oddziałuje ze wszystkimi składnikami mieszaniny. Omówienie wyników eksperymentu. Rozwiązywanie zadań związanych z określaniem składu mieszanin.

Eksperyment demonstracyjny. Oddziaływanie mieszaniny pyłu cynkowego i opiłków miedzi z kwasem solnym. Oddziaływanie mieszaniny proszku magnezowego i pyłu cynkowego z kwasem solnym.

Temat 4. Ustalanie wzoru substancji (6 godz.)

Pojęcie składu jakościowego i ilościowego substancji. Obliczanie masy cząsteczkowej substancji na podstawie jej gęstości wodoru itp. i ułamek masowy pierwiastka. Wyznaczanie formuły substancji na podstawie danych ilościowych produktów reakcji. Wyznaczanie wzoru substancji organicznych na podstawie wzoru ogólnego szeregu homologicznego.

Temat 5. Wzorce reakcji chemicznych (5 godz.)

Pojęcie procesów termicznych w reakcjach chemicznych. Reakcje egzo- i endotermiczne. Obliczenia z równań termochemicznych.

Demonstracja. Reakcja rozcieńczania stężonego kwasu siarkowego i otrzymywania chlorku amonu.

Pojęcie szybkości reakcji. Czynniki wpływające na szybkość reakcji. Wyznaczanie szybkości reakcji.

Demonstracja. Wpływ warunków reakcji na jej szybkość.

Pojęcie równowagi chemicznej. Sposoby zmiany równowagi chemicznej. Zastosowanie tej wiedzy w produkcji chemicznej.

Temat 6. Zadania łączone (3 godz.)

Rozwiązywanie połączonych zadań dla różnych typów bloku C Jednolitego Egzaminu Państwowego z chemii.

Temat 7. Reakcje jakościowe (3 godz.)

Pojęcie reakcji jakościowej. Oznaczanie substancji za pomocą tablicy rozpuszczalności kwasów, zasad i soli, charakteryzacja widocznych zmian zachodzących w procesach. Oznaczanie substancji nieorganicznych znajdujących się w różnych butelkach bez etykiet, bez użycia dodatkowych odczynników. Realizacja przemian substancji nieorganicznych i organicznych.

Eksperyment demonstracyjny. Identyfikacja roztworów siarczanu żelaza(II), siarczanu miedzi(II), chlorku glinu, azotanu srebra za pomocą roztworu wodorotlenku sodu. Identyfikacja roztworów chlorku sodu, jodku potasu, fosforanu sodu, saletry wapniowej za pomocą roztworu azotanu srebra i kwasu azotowego.

Realizacja łańcucha przekształceń.

Praktyczna praca. Oznaczanie w numerowanych butelkach bez etykiet roztworów azotanu srebra, wodorotlenku sodu, chlorku magnezu, azotanu cynku bez użycia dodatkowych odczynników.

Temat 8. Wprowadzenie do analizy chemicznej (6 godz.)

Wstęp. Chemia, człowiek i współczesne społeczeństwo. Wprowadzenie do analizy chemicznej. Podstawy analizy jakościowej. Podstawy chemii analitycznej. Rozwiązywanie typowych problemów obliczeniowych.

Praktyczna praca. Przeprowadzenie analizy w celu wykrycia śladów krwi i śliny w wydanych próbkach. Analiza chipsów i napojów bezalkoholowych.

Temat 9. Procesy chemiczne (6 godz.)

Charakterystyka procesów chemicznych. Proces chemiczny, jego oznaki. Kryształy w przyrodzie. Krystalizacja substancji i jej zależność od różnych czynników. Procesy chemiczne w organizmie człowieka. Biochemia i fizjologia.

Praktyczna praca. krystalizacja materii. Rosnące kryształy w laboratorium. Rozkład nadtlenku wodoru przez enzymy krwi.

Temat 10. Chemia pierwiastków (5 godz.)

Istota reakcji chemicznej. Rozwiązywanie problemów z substancjami różnych klas i określanie rodzaju reakcji chemicznej. Reakcje chemiczne, które zachodzą bez zmiany stopnia utlenienia pierwiastków chemicznych. Reakcje, które idą ze zmianą stopnia utlenienia pierwiastków chemicznych. Reakcje wymiany jonowej.

Praktyczna praca. Opady soli.

Temat 11. Korozja metali (3 godz.)

Pojęcie korozji. Ślady skorodowanej powierzchni. Korozja chemiczna i elektrochemiczna. Ochrona przed korozją.

Praktyczna praca. Metody zabezpieczania powierzchni metalowych przed korozją.

Temat 12. Chemia żywności (7 godz.)

Chemia i odżywianie. Znaczenie białek, tłuszczów i węglowodanów dla prawidłowego odżywiania. Czynniki wpływające na wchłanianie najważniejszych składników pożywienia. Charakterystyka chemiczna procesów zachodzących w przewodzie pokarmowym. Jedzenie „żywe” i „martwe”. Chemia wegetarianizmu i jedzenia mięsa. Aromaty, konserwanty, barwniki i wzmacniacze smaku.

Praktyczna praca. Oznaczanie sztucznych barwników w żywności. Izolacja białek z obiektów biologicznych.

Temat 13. Farmakologia (4 godz.)

Pojęcie farmakologii. Przepis i recepta. Homeopatia, jej podstawy chemiczne. Przeciwwskazania i skutki uboczne, chemizm.

Praktyczna praca. Wpływ antybiotyków i azotanów na mikroflorę glebową.

Temat 14. Konferencja podsumowująca: „Wartość eksperymentu w naukach przyrodniczych” (3 godz.)

Od natrochtymii do chemioterapii (chemii leków). Chemia biologii żywności. Rozwiązywanie typowych problemów chemicznych przed przystąpieniem do egzaminu.

Wymagania dotyczące efektów uczenia się

Na zajęciach z przedmiotu do wyboru „Problemy doświadczalne w chemii” studenci muszą bezwzględnie przestrzegać wymagań bezpieczeństwa pracy laboratoryjnej i praktycznej, znać zasady udzielania pierwszej pomocy w oparzeniach i zatruciach odczynnikami chemicznymi.

Po zapoznaniu się z proponowanym kursem studenci powinni:

umieć dokonywać pomiarów (masa ciała stałego za pomocą wagi technochemicznej, objętość roztworu za pomocą przyborów wolumetrycznych, gęstość roztworu za pomocą areometru); przygotować roztwory o zadanym udziale masowym substancji rozpuszczonej; określić stężenie procentowe roztworów kwasów i zasad zgodnie z tabelarycznymi wartościami ich gęstości; zaplanować, przygotować i przeprowadzić proste doświadczenia chemiczne związane z rozpuszczaniem, filtrowaniem, odparowywaniem substancji, przemywaniem i suszeniem osadów; otrzymywanie i oddziaływanie substancji należących do głównych klas związków nieorganicznych; oznaczanie substancji nieorganicznych w roztworach indywidualnych; realizacja łańcucha przemian związków nieorganicznych;

rozwiązywać zadania złożone, zawierające elementy typowych problemów obliczeniowych:

oznaczanie masy i udziału masowego substancji rozpuszczonej w roztworze otrzymanym różnymi metodami (rozpuszczanie substancji w wodzie, mieszanie roztworów o różnych stężeniach, rozcieńczanie i zatężanie roztworu);

wyznaczenie masy produktu reakcji lub objętości gazu ze znanej masy jednego z reagentów; określenie wydajności produktu reakcji jako procent teoretycznie możliwej;

wyznaczenie masy produktu reakcji lub objętości gazu ze znanej masy jednego z reagentów zawierających określoną proporcję zanieczyszczeń;

wyznaczenie masy jednego z produktów reakcji ze znanych mas reagentów, z których jeden podany jest w nadmiarze.

Bibliografia:

1. Gabrielyan OS Chemia ogólna: zadania i ćwiczenia. M.: Edukacja, 2006.

2. Gudkova A.S. 500 zadań z chemii. M.: Edukacja, 2001.

3. Zadania Ogólnorosyjskich Olimpiad Chemicznych. M.: Egzamin, 2005.

4. Labiy Yu.M. Rozwiązywanie problemów z chemii za pomocą równań i nierówności. M.: Oświecenie, 2007

5. Magdesieva NN, Kuzmenko NE Naucz się rozwiązywać problemy z chemii. M.: Edukacja, 2006.

6. Nowoszyński I.I. Rodzaje problemów chemicznych i sposoby ich rozwiązywania. M.: Oniks, 2006.

7. Okajew E.B. Olimpiada Chemiczna. Mn.: TetraSystems, 2005.

8. KIM Jednolitego Egzaminu Państwowego z Chemii dla różnych lat

Numer

lekcja

(sekcje, tematy)

Ilość

godziny

Daktyle

Wyposażenie lekcji

Praca domowa

1. Wstęp.

PSCE DI Mendelejew, portrety naukowców

Wstęp.

2. Roztwory i metody ich przygotowania

Lampa alkoholowa, stojak na probówki, probówki, drut do testowania płomienia, bibuła filtracyjna, parownik, uniwersalny papierek wskaźnikowy, roztwory kwasu azotowego, chlorku baru, wodorotlenku sodu, wody wapiennej, azotanu srebra

Udział masowy substancji rozpuszczonej.

Stężenie molowe i równoważnik stężenia molowego.

Rozpuszczalność substancji.

Praca praktyczna nr 1: „Przygotowanie roztworu o określonym stężeniu poprzez mieszanie roztworów o różnych stężeniach”.

3. Obliczenia za pomocą równań chemicznych

Lampa spirytusowa, trójnóg, szczypce, łopatka, zlewka, probówki, zakraplacz, cylinder miarowy, lejek filtracyjny, bibuła filtracyjna, roztwory kwasu azotowego, azotanu srebra, kwasu solnego, PSCE D.I. Mendelejewa, tabela rozpuszczalności, kalkulator

Wyznaczanie masy produktu reakcji ze znanej masy jednego z reagentów.

Obliczanie stosunków objętościowych gazów.

Zadania związane z wyznaczaniem masy roztworu.

Obliczenie masy, objętości, ilości substancji produktu reakcji, jeżeli jeden z reagentów podano w nadmiarze.

Przeprowadzenie reakcji między substancjami zawierającymi znane masy reagentów, określenie nadmiaru za pomocą wskaźnika.

Określenie wydajności produktu reakcji jako procent teoretycznie możliwej.

Obliczanie zanieczyszczeń w reagentach.

4. Oznaczanie składu mieszanin

Lampa alkoholowa, statyw, szkło, cylinder miarowy, parownik, bibuła filtracyjna, magnez, kwas siarkowy, tlenek miedzi (II), węglan magnezu, wodorotlenek sodu, kwas solny

Określenie składu mieszaniny, której wszystkie składniki oddziałują z określonymi odczynnikami.

Określenie składu mieszaniny, której składniki selektywnie oddziałują z określonymi odczynnikami.

5. Wyznaczanie wzoru substancji

Wyprowadzenie wzoru substancji na podstawie ułamka masowego pierwiastków.

Wyprowadzenie wzoru cząsteczkowego substancji na podstawie jej gęstości w wodorze lub powietrzu oraz ułamka masowego pierwiastka.

Wyprowadzenie wzoru cząsteczkowego substancji na podstawie względnej gęstości jej oparów oraz masy, objętości lub ilości substancji w produktach spalania.

Wyprowadzenie wzoru substancji na podstawie wzoru ogólnego szeregu homologicznego związków organicznych.

6. Wzorce reakcji chemicznych

PSCE DI Mendelejew, tabela rozpuszczalności, karty zadań

Obliczenia według równań termochemicznych.

Szybkość reakcji chemicznych.

równowaga chemiczna.

7. Połączone zadania

PSCE DI Mendelejew, tabela rozpuszczalności, karty zadań

Połączone zadania.

8. Reakcje jakościowe

Szeroka probówka z rurką odpowietrzającą, trójnóg, stoper, strzykawka gazowa, cylinder miarowy, granulki i proszek cynku, rozcieńczony kwas solny, roztwór nadtlenku wodoru, tlenek manganu (IV), tlenek miedzi (II), tlenek cynku, chlorek sodu, plastry ziemniaków , kawałki wątroby.

Metody oznaczania substancji nieorganicznych i organicznych.

Eksperymentalne oznaczanie substancji nieorganicznych.

Eksperymentalne oznaczanie substancji organicznych.

34 godzina

Wyślij swoją dobrą pracę w bazie wiedzy jest prosta. Skorzystaj z poniższego formularza

Studenci, doktoranci, młodzi naukowcy, którzy korzystają z bazy wiedzy w swoich studiach i pracy, będą Wam bardzo wdzięczni.

Wysłany dnia http://www.allbest.ru/

Ministerstwo Zdrowia Republiki Uzbekistanu

Ministerstwo Szkolnictwa Wyższego i Szkolnictwa Specjalnego Republiki Uzbekistanu

WARSZTATY Z CHEMII OGÓLNEJ

Taszkent - 2004

Recenzenci:

Profesor Katedry Chemii Bioorganicznej i Biologicznej II TashGosMI Kasymova S.S.

doc. Katedra Chemii Ogólnej, TashPMI Arifjanov S.Z.

A.D. Dzhuraev, N.T. Alimkhodżajewa i inni.

Warsztaty z chemii ogólnej: Podręcznik dla studentów medycyny

Poradnik zawiera treści zajęć laboratoryjnych z przedmiotu chemia ogólna dla studentów instytutów medycznych. Dla każdej lekcji podane są cele i zadania tego tematu, pytania rozważane na lekcji, znaczenie badanego tematu, blok informacji na ten temat, zadania szkoleniowe ze standardami ich rozwiązania, zadania sytuacyjne, pytania, zadania i testy pozwalające na rozpoznanie przyswojenia tej tematyki, metodykę prowadzenia prac laboratoryjnych oraz zadania do samodzielnego rozwiązania.

Warsztaty zostały opracowane zgodnie z nowym programem nauczania przedmiotu „Chemia ogólna” dla studentów instytutów medycznych.

PRZEDMOWA

Chemia jest jedną z podstawowych ogólnych dyscyplin teoretycznych. Jest ściśle powiązana z innymi naukami przyrodniczymi: biologią, geografią, fizyką. Wiele działów współczesnej chemii powstało na styku chemii fizycznej, biochemii, geochemii itp. We współczesnej chemii powstało wiele niezależnych działów, z których najważniejsze to chemia nieorganiczna, chemia organiczna, chemia analityczna, chemia polimerów, chemia fizyczna , itp. Chemia ogólna uwzględnia podstawowe pojęcia chemiczne, a także najważniejsze wzorce związane z przemianami chemicznymi. Chemia ogólna obejmuje podstawy z różnych działów współczesnej nauki: chemii fizycznej, kinetyki chemicznej, elektrochemii, chemii strukturalnej itp. Do najważniejszych funkcji chemii ogólnej należy, po pierwsze, tworzenie podstaw teoretycznych dla pomyślnego opanowania dyscyplin specjalnych, a po drugie, rozwój w procesie nauczania nowoczesnych form myślenia teoretycznego, co jest niezwykle istotne, ponieważ wśród wymagań współczesnego specjalisty potrzeba zarówno teoretycznego spojrzenia na badane obiekty i zjawiska, jak i umiejętności myślenia samodzielnie, umiejętność myślenia z naukowego punktu widzenia, wychodzenia poza ramy wąskiej specjalności w rozwiązywaniu złożonych problemów oraz nabywanie praktycznych umiejętności analizy obiektów biologicznych.

Rola chemii w systemie edukacji medycznej jest dość duża. Badanie tak ważnych dziedzin medycyny jak biologia molekularna, genetyka, farmakologia, biochemia kwantowa itp. jest niemożliwe bez znajomości teorii budowy materii i powstawania wiązań chemicznych, termodynamiki chemicznej, mechanizmu reakcji chemicznych i innych zagadnienia.

Jednym z działów chemii ogólnej według programu dla szkół medycznych jest chemia bionieorganiczna, która powstała na bazie chemii nieorganicznej, biochemii, biologii, biogeochemii.

Chemia bionieorganiczna zajmuje się badaniem składu, struktury, przemian biomolekuł zawierających jony metali, ich modelowaniem. Nauka ta bada mechanizmy udziału jonów nieorganicznych w przebiegu procesów biochemicznych.

Wykorzystując osiągnięcia chemii bionieorganicznej możliwe jest wyjaśnienie zachowania się pierwiastków chemicznych w układach biologicznych.

A dzisiaj stwierdzenie wielkiego rosyjskiego naukowca M.V. Łomonosowa jest bardzo prawdziwe: „Lekarz nie może być doskonały bez zadowalającej znajomości chemii”.

WPROWADZANIE

Ten podręcznik do nauki został opracowany, aby pomóc studentom medycyny studiującym chemię ogólną. Jest niezbędny do samodzielnego przygotowania studentów do zajęć laboratoryjnych i praktycznych.

Celem podręcznika jest rozwinięcie, w oparciu o współczesne osiągnięcia, umiejętności studentów w jakościowym i ilościowym przewidywaniu produktów przemian substancji w organizmie żywym na podstawie badania typowych reakcji chemicznych, a także usystematyzowanie znajomość najważniejszych teoretycznych uogólnień chemii; uczyć stosowania tej wiedzy do zjawisk zachodzących w organizmie żywym w warunkach normalnych i patologicznych.

W wyniku opanowania przedmiotu chemia bionieorganiczna:

Student musi wiedzieć:

Doktryna roztworów, na podstawie których ocenia się właściwości nieelektrolitów i elektrolitów w celu przewidywania wpływu środowiska na przebieg reakcji (procesów) biochemicznych; sposoby wyrażania składów roztworów; kierować się protolityczną teorią kwasów i zasad jako podstawą do rozważania oddziaływań kwasowo-zasadowych w organizmach żywych;

Podstawowe pojęcia i prawa związane z termodynamiką procesów chemicznych, określające kierunek i głębokość reakcji biochemicznych;

Podstawowe prawa kinetyki chemicznej w zastosowaniu do układów biologicznych;

Główne wzorce przebiegu procesów redoks i procesów wytrącania do przewidywania prawdopodobnych produktów przemian substancji w układach biochemicznych i leków stosowanych w medycynie;

Główne założenia teorii budowy i reaktywności związków kompleksowych do przewidywania powstawania najbardziej prawdopodobnych produktów w organizmach żywych między jonami metali a bioligandami do ich zastosowania w medycynie;

Typowe właściwości związków pierwiastków s, p, d w związku z ich lokalizacją w układzie okresowym pierwiastków D.I. Mendelejewa do przewidywania przemian pierwiastków chemicznych w układach biologicznych.

Rodzaje reakcji chemicznych. Reakcje egzotermiczne i endotermiczne

W wyniku opanowania kursu chemii bionieorganicznej

Uczeń musi umieć:

samodzielnie pracować z literaturą edukacyjną i referencyjną, wykorzystywać ich dane do rozwiązywania typowych problemów stosowanych w systemach biologicznych;

dobrać warunki prowadzenia reakcji prowadzących do otrzymania określonych związków;

przewidzieć możliwość wystąpienia reakcji chemicznych i sporządzić równania reakcji ich wystąpienia;

własne nowoczesne techniki laboratoryjnej pracy chemicznej do jakościowej i ilościowej analizy preparatów medycznych i obiektów biologicznych;

Twórz streszczenia do bieżących analiz i uzasadnij naukowo dane eksperymentalne uzyskane w zastosowaniu do praktyki medycznej.

Przewodnik zawiera cele i zadania tego tematu, zagadnienia omawiane na lekcji, znaczenie badanego tematu, blok informacji na ten temat, zadania szkoleniowe ze standardami ich rozwiązania, które stanowią orientacyjną podstawę do działania, gdy zastosowanie przepisów teoretycznych do konkretnych zadań, a także zadań sytuacyjnych, pytań, zadań i testów w celu określenia przyswojenia tej tematyki, metodyki prowadzenia prac laboratoryjnych oraz zadań do samodzielnego rozwiązania.

Podstawą tego przewodnika są prace, które od wielu lat są wykorzystywane w procesie dydaktycznym w I Taszkenckim Państwowym Instytucie Medycznym i Taszkenckim Państwowym Instytucie Medycznym podczas studiowania kierunku chemia ogólna. Warsztaty zostały opracowane zgodnie z programem nauczania przedmiotu „chemia ogólna” dla studentów instytutów medycznych.

Podczas opracowywania podręcznika szczególną uwagę zwrócono na medyczne nastawienie nauczania chemii ogólnej.

Zasady pracy w laboratorium chemicznym

Technika współczesnych badań chemicznych jest złożona i zróżnicowana. Początkowym etapem ich realizacji są zajęcia laboratoryjne i praktyczne z chemii ogólnej, na których nabywane są elementarne umiejętności pracy w laboratorium chemicznym z aparaturą chemiczną, przyborami itp. do wykonywania prostych doświadczeń.

Każdy student pracujący w laboratorium chemicznym musi bezwzględnie przestrzegać następujących zasad pracy:

I. Każdemu pracownikowi w laboratorium przydzielone jest stanowisko pracy, którego nie można zaśmiecać niepotrzebnymi przedmiotami, stawiać na stole teczek, książek, tobołków itp. Stanowisko pracy należy utrzymywać w czystości i porządku.

2. Przed każdą pracą laboratoryjną należy zapoznać się z materiałem teoretycznym z nią związanym, eksperymenty rozpocząć dopiero po uważnym przeczytaniu instrukcji (instrukcji) i wyjaśnieniu wszystkich niezrozumiałych pytań. Wszystkie prace laboratoryjne wykonywane są indywidualnie.

3. Ostrożnie używaj odczynników, gazu, wody, prądu. Do eksperymentów weź minimalną ilość substancji. Odczynników, które nie zostały użyte lub pobrane w nadmiarze, nie wolno umieszczać z powrotem w fiolkach. Pozostałości rzadkich, drogich i trujących związków należy wsypywać do specjalnych naczyń trzymanych przez asystenta laboratoryjnego.

4. Wszystkie butelki z odczynnikami i roztworami należy po użyciu natychmiast zamknąć korkami, których nie wolno pomylić. Zabrania się wnoszenia na miejsce odczynników powszechnego użytku. Nie zaleca się umieszczania butelek z odczynnikami na książkach i zeszytach.

5. W laboratorium należy pracować w szlafroku, obowiązuje całkowity zakaz spożywania posiłków, nie wolno palić i głośno rozmawiać.

6. Po zakończeniu pracy należy umyć zużyte naczynia, dokładnie wyczyścić miejsce pracy, wyłączyć gaz, wodę, prąd.

7. Wszystkie dane z wykonanych prac laboratoryjnych należy odnotowywać w dzienniku laboratoryjnym. Zawiera: materiał teoretyczny niezbędny do wykonania tej pracy, metodykę wykonywania pracy laboratoryjnej, obserwacje, równania reakcji, obliczenia, odpowiedzi na pytania, rozwiązywanie problemów, naukowo poparte wyniki analiz, wnioski wyciągnięte na podstawie przeprowadzonych badań. Wpis do dziennika powinien być dokładny i sporządzony w taki sposób, aby chemik nieznający tej pracy mógł po jej przeczytaniu jasno wyobrazić sobie, jak przeprowadzono eksperymenty, co w nich zaobserwowano, jakie wnioski wyciągnięto z eksperymentu przyszedł do. Dziennik laboratoryjny należy wypełniać w trakcie przeprowadzania analizy. Szkice nie są dozwolone. Surowo zabrania się zamazywania lub zmieniania numerów w protokole eksperymentów.

Zasady bezpieczeństwa pracy w laboratorium chemicznym

Podczas wykonywania prac laboratoryjnych w laboratorium chemicznym należy przestrzegać przepisów bezpieczeństwa

Praca laboratoryjna odbywa się zwykle przy stole chemicznym. Stół musi być czysty. Przed rozpoczęciem pracy w laboratorium należy upewnić się, że dostępne są wszystkie odczynniki i przybory.

Eksperyment należy przeprowadzić ściśle w kolejności wskazanej w jego opisie. Podczas podgrzewania nie trzymaj probówek i kolb otworem skierowanym do siebie lub osoby pracującej w pobliżu; nie pochylać się nad otworem naczynia, w którym zachodzi reakcja.

Prace z substancjami łatwopalnymi należy wykonywać z dala od ognia.

Podczas zapalania benzenu, eteru, benzyny nie można ugasić ognia wodą, konieczne jest pokrycie ognia piaskiem.

Pracuj z substancjami żrącymi, trującymi i zapachowymi pod wyciągiem. Stężone kwasy i zasady wlewać pod przeciąg. W żadnym wypadku nie należy wlewać ich szczątków do zlewu, ale do specjalnie wyznaczonych butelek. W przeciągu należy przeprowadzić wszystkie reakcje, którym towarzyszy wydzielanie się toksycznych gazów lub oparów.

Umieść gorące urządzenia i naczynia na specjalnych stojakach.

Jeśli kwas dostanie się na twarz i dłonie, zmyj go silnym strumieniem wody z kranu, a następnie przemyj dotknięty obszar rozcieńczonym roztworem sody herbacianej; w przypadku kontaktu alkaliów ze skórą należy dokładnie spłukać wodą, a następnie rozcieńczonym roztworem kwasu octowego.

W przypadku oparzeń gorącymi przedmiotami należy zamknąć oparzone miejsce gazą nasączoną słabym roztworem nadmanganianu potasu. W przypadku skaleczeń szkła krew należy przemyć słabym roztworem nadmanganianu potasu lub alkoholu, ranę nasmarować roztworem jodu, zabandażować.

Pamiętaj, że sole zawierające rtęć, arsen, bar, ołów są trujące; Po ich użyciu dokładnie umyj ręce.

Testując gaz po węchu, trzymaj probówkę w lewej ręce tak, aby otwór znajdował się poniżej poziomu nosa, prawą ręką skieruj słaby strumień powietrza w swoją stronę.

Należy dobrze pamiętać, że w laboratorium chemicznym wymagana jest szczególna staranność, sumienność i dokładność przy wykonywaniu prac laboratoryjnych. To zapewni sukces w pracy.

Każdy student może wykonywać prace laboratoryjne tylko po zapoznaniu się z zasadami bezpieczeństwa podczas pracy w laboratorium chemicznym.

Zsposoby wyrażania stężenia roztworów w układzieSI.

Cel lekcji. Nauczenie się przeprowadzania obliczeń ilościowych do przygotowania roztworów o różnych stężeniach niezbędnych do analizy obiektów biologicznych. Uczyć się doświadczalnie, przygotowywać roztwory o zadanym stężeniu stosowane w praktyce medycznej.

Znaczenie badanego tematu. Roztwory płynne, przede wszystkim roztwory wodne, mają ogromne znaczenie w biologii i medycynie. Są środowiskiem wewnętrznym organizmów żywych, w którym zachodzą procesy życiowe, przede wszystkim metabolizm. Płyny biologiczne: osocze krwi, limfa, sok żołądkowy, mocz itp. - to złożone mieszaniny białek, lipidów, węglowodanów, soli rozpuszczonych w wodzie. Rozpuszczalność leków w wodzie jest brana pod uwagę przy ich stosowaniu do leczenia. Roztwory leków w praktyce medycznej są zawsze używane z liczbowym wyrażeniem ich składu. Dlatego znajomość jednostek miary stężenia roztworów jest niezbędna dla lekarza. Przeprowadzanie obliczeń ilościowych w celu przygotowania roztworów o danym stężeniu jest bardzo ważne w praktyce medycznej, ponieważ w analizach klinicznych, sanitarno-higienicznych i innych stosuje się leki w postaci roztworów o znanym stężeniu.

Wyjściowy poziom wiedzy:

1. Rozpuszczalność substancji w wodzie;

2. Pojęcia: substancja rozpuszczona, rozpuszczalnik, roztwór;

3. Chemiczna teoria tworzenia roztworów D.I. Mendelejewa;

4. Stężenie roztworów;

5. Roztwory nasycone, nienasycone, przesycone, stężone, rozcieńczone.

NL Glinka. Chemia ogólna. L., 1976, s. 213.

SS Olenin, GN Fadeev. Chemia nieorganiczna. M., 1979, s. 107.

AV Babkov, GN Gorshkova, AM Kononov. Warsztaty z chemii ogólnej z elementami analizy ilościowej. M., 1978, s. 32.

Lekcja obejmie następujące pytania:

Metody wyrażania stężenia roztworów:

I.1. udział masowy składnika - u(X), u(X)%:

I.2. ułamek molowy -N(X); ułamek objętościowy - f(X);

I.3. stężenie molowe-c(X);

I.4. stężenie molowe w (X);

I.5. stężenie molowe równoważnika c(feq(x)x) = c(

I. 6. Współczynnik równoważności fequiv(x) = (

I.7. odpowiednik f równoważny(x)х = (

I.8. równoważnik masy molowej M f eq (x) x = M (

I.9. ilość równoważnika substancji n (f eq (x) x) = n (

I.10 miano roztworu - t(x)

Rozwiązywanie problemów na dany temat.

3. Praca laboratoryjna

Bblokada informacji

Podstawowe pojęcia i jednostki miary stężenie roztworów w układzie SI.

Rozwiązania to jednorodne systemy składające się z dwóch lub więcej składników i produktów ich interakcji. . Najbardziej znaczące są roztwory substancji stałych, ciekłych i gazowych w rozpuszczalnikach ciekłych, zwykle w wodzie.

Pewna ilość substancji rozpuszczonej zawarta w określonej ilości wagowej lub określonej objętości roztworu lub rozpuszczalnika nazywana jest stężeniem roztworu.

W związku z wprowadzeniem międzynarodowego układu jednostek (SI) nastąpiły pewne zmiany w sposobach wyrażania składu rozwiązania. W tym systemie podstawową jednostką masy, jak wiadomo, jest kilogram (kg), gram (g), jednostką objętości jest litr (l), mililitr (ml), jednostką ilości substancji jest kret.

Ilość substancji układu-n(X) - wymiarowa wielkość fizyczna charakteryzująca się liczbą cząstek strukturalnych zawartych w układzie - atomów, cząsteczek, jonów, elektronów itp. Jednostką miary ilości substancji jest mol. Jest to ilość substancji zawierającej tyle rzeczywistych lub warunkowych cząstek, ile jest atomów w 0,012 kg izotopu węgla o masie 12. Na przykład: n (HCl) \u003d 2 mole lub 2000 mmol; n(H+)= 3-10-3 mole; n(Mg2+) = 0,03 mola lub 30 mmoli

Masa cząsteczkowa M(X) - masa jednego mola substancji układu jest stosunkiem masy substancji do jej ilości. Jednostki miary - kg/mol, g/mol.

M(X)=, g/mol

M(X)- masa molowa substancji X układu;

m(X)- masa substancji X układu;

n(X)- ilość substancji X układu.

Na przykład:

M(Cl2)=70,916 g/mol; M(Ca2+)=40,08 g/mol; M(NaCl)=58,50 g/mol.

Ułamek masowy składnika -sch(X),sch%(X) - względna wartość reprezentująca stosunek masy danego składnika zawartego w układzie (roztworze) do całkowitej masy tego układu (roztworu) (zamiast pojęcia stężenia procentowego). Wyraża się go w ułamkach jednostki oraz w procentach (%).

; ;

Na przykład: sch %(NaCl)=20%; sch %(HCl)=37%.

Molowy(molowy) ułamek składnika -N ( X ) - względna wartość równa stosunkowi ilości substancji składnika zawartej w danym układzie (roztworze) do całkowitej ilości substancji układu (roztworu).

Ułamek molowy jest często oznaczany literą N(X).

Udział objętościowy składnika -f (X) - wartość względna równa stosunkowi objętości składnika zawartego w układzie (roztworze) do całkowitej objętości układu (roztworu).

Stężenie molowe -c(X) stosunek ilości substancji (X) w układzie (roztworze) do objętości tego układu (roztworu).

Z (X)= =, mol/l

Z (NSl)= 0,1 mola/l; c(Cu2+)= 0,2378 mol/l

Stężenie molowe -b(x) - stosunek ilości substancji (X) zawartej w układzie (roztworze) do masy rozpuszczalnika.

w(x) = mol/kg

Na przykład

c(ncl)= 0,1 mol/kg.

Współczynnik równoważności- f równanie(X)= - bezwymiarowa wielkość określająca, jaka proporcja rzeczywistej cząstki substancji (X) odpowiada jednemu jonowi wodoru w reakcji kwasowo-zasadowej lub jednemu elektronowi w reakcji redoks. Współczynnik równoważności oblicza się na podstawie stechiometrii danej reakcji. Na przykład:

NaOH+H2SO4=Na2SO4+H2O; f równoważnik(NaOH)=1, frównoważnik(H2WIĘC4 )=

odpowiednik -f równanie (X) - wartość bezwymiarowa - rzeczywista lub warunkowa cząstka substancji (X), która w danej reakcji kwasowo-zasadowej łączy się z jednym molem wodoru lub jest mu w jakiś sposób równoważna lub równoważna jednemu elektronowi w reakcjach redoks.

Równoważnik masy molowej-M( f równanie (x)) = M masa jednego równoważnika molowego substancji, równa iloczynowi współczynnika równoważności przez masę molową substancji:

M (f równoważnik (x) x) \u003d M () \u003d fa równoważnik (x) MM (x), g / mol

M (H2SO4) \u003d M (H2SO4) \u003d 49,0 g / mol

Doilość ekwiwalentu substancji

n ( f równanie ( x ) x ) = n (

- ilość substancji, w której cząstki są równoważne:

n(= , mol; n(ok2+)= 0,5 mola

Stężenie równoważników molowych

Z( f równanie(x)x)=c(

- stosunek ilości równoważnej substancji w układzie (roztworze) do objętości tego układu (roztworu):

Z(frównanie (x) x) \u003d do= =mol/l = 0,1 mol/l

Miano roztworu-t ( x )- masa substancji (X) zawartej w 1 ml roztworu:

t (x) = - ,g/ml

t(HCl)= 0,003278 g/ml

Nauka zadań i standardów ich rozwiązania.

m(H2 O)=200,00g

m(CuSO4 5H2O) \u003d 50,00 g

M(CuSO4)=342,16g/mol

M(CuSO4 5H2O) \u003d 25000 g / mol

sch%(CuSO4 5H2O) \u003d?

sch% (CuSO4)=?

Odniesienie do decyzji

Znajdź masę otrzymanego roztworu:

m(p- p)= m(wejście)+m(H2 O)=50,00 g+200, C g=250,00 g.

m(p-p)=250,00G.

Znajdź ułamek masowy CuSO4 · 5H2O w roztworze:

sch% (CuSO4 5H2O) =

sch%( CuSO4 5H2O) =

Masę bezwodnej soli znajdujemy w 50,00 g siarczanu miedzi. Masa molowa CuSO4 · 5H2O wynosi 250,00 g/mol, masa molowa CuSO4 wynosi 160,00 g/mol. 1 mol CuSO4 · 5Н2О zawiera 1 mol CuSO4. Zatem I mol x 250,00 g / mol \u003d 250,00 g CuSO4 · 5H2O zawiera I mol x 160,00 g / mol \u003d 342,16 g CuSO4:

w 250,00 g CuSO4 · 5H2O -160,00 g CuSO4

Tworzymy proporcję: 250,00: 160,00 \u003d 50,00: x.

Rozwiązując go, znajdujemy masę bezwodnego siarczanu miedzi:

Znajdź ułamek masowy bezwodnej soli:

sch%( CuSO4)=

sch%( CuSO4)=

sch%( CuSO45H2O) = 20%;sch%( CuSO4) = 25,60%

Zadanie nr 2 Ile ml 96% (masowo) roztworu H2SO4 (c = 1,84 g/ml) należy pobrać, aby przygotować 2 litry roztworu H2SO4 o stężeniu 0,1000 mol/l?

sch%(H2WIĘC4)=96%;

Z= 1,84 g/ml

V(p- p)=2,00 l

Z(H2 WIĘC4)=0,1000 mola/l

M(H2WIĘC4)=98,0 g/mol

V(H2WIĘC4)=?

Odniesienie do decyzji

1. Znajdź masę H2SO4 zawierającą 2 litry roztworu o stężeniu molowym 0,1000 mol/l. Wiadomo, że

Z(H2 WIĘC4)= , następnie

m(H2WIĘC4)= c(H2 WIĘC4) M(H2WIĘC4) V(p- p)

m(H2WIĘC4)=0,1000 M98 M2,00 G

m(H2WIĘC4)=19,60g.

2. Znajdź masę 96% (masowego) roztworu H2SO4 zawierającego 19,60 g H2SO4

sch%(H2WIĘC4)=

m(p- p)=

3. Obliczamy objętość roztworu H2SO4, znając jego gęstość.

m(p- p)= V(p- p) MZ (p- p); następnie V(p- p)=

V(p- p)= 20,42/1,84=11,10 ml

V(H2 WIĘC4)= 11,10 ml

Zadanie numer 3. Oznaczyć stężenie molowe 200 g środka antyseptycznego o stężeniu 2,0% (wag.) Alkoholowy roztwór zieleni brylantowej („zieleń brylantowa”). M (jasnozielony) \u003d 492 g / mol; (c=0,80 g/ml).

sch%(in-va)=2,0%

Z(roztwór)=0,80 g/ml

M (w-w) \u003d 492,0 g / mol

z (w-w) \u003d?

Norma decyzyjna.

Znajdź masę substancji w 200,00 g brylantowozielonego roztworu.

Znajdź objętość roztworu alkoholu:

V(pp-p)=V(pp-p)=

Znajdujemy stężenie molowe c (w-w) w roztworze:

c (wejście) \u003dc (wejście) \u003d

s (w-w) \u003d 0,06500 mol / l

Zadanie numer 4. Miano roztworu NaOH, szeroko stosowanego w analizie leków, wynosi 0,003600 g/ml. W reakcji z kwasem siarkowym tworzy kwaśną sól. Jakie jest stężenie molowe równoważnika roztworu w jego reakcji z kwasem siarkowym; udział masowy NaOH (%) w roztworze? Oblicz ilość NaOH potrzebną do przygotowania 1 litra takiego roztworu.

t(NaOH) = 0,003800 g/ml

V(p- p)=1,00 l

M(NaOH)=40,0 g/mol

Z (p- p)=1,0 g/ml

Z(NaOH)=Am(NaOH)=?

sch%(NaOH)=?

Norma decyzyjna.

Równanie trwającej reakcji:

H2SO4 + NaOH = Na HSO4 + H2O

frówn(H2SO4)=1; frówn(NaOH)=1.

Zatem w tym przypadku powinniśmy mówić o stężeniu molowym roztworu NaOH.

Znajdź masę NaOH potrzebną do przygotowania 1000 ml roztworu:

t(NaOH)=

m(NaOH)= t(NaOH)V(p-p)

m(NaOH)=0,003800 1000gml/ml=3,8 g

Znajdź stężenie molowe roztworu:

Z(NaOH)=

Z(NaOH)=\u003d 0,0950 mola / l

Znajdź masę 1 litra roztworu:

m(roztwór)=1000ml 1g/ml=1000g

4. Znajdź ułamek masowy NaOH (%) w roztworze:

sch%(NaOH)=

sch%(NaOH)=

Odpowiadać: Z(NaOH)=0,0950mol/l

sch%(NaOH)= 0,38%

m(NaOH)=3,8g

zadania sytuacyjne.

1. Ile ml 30% (wag.) roztworu HCl (c = 1,152 g/ml) należy pobrać, aby przygotować 1 litr jego 3% (wag.) roztworu, stosowanego doustnie przy niedostatecznej kwasowości żołądka sok? Jakie jest stężenie molowe i miano otrzymanego roztworu. (Standaryzację roztworu przeprowadza się za pomocą NaOH).

Odpowiedź: V(HCl)=84,60 ml; c(HCl)=0,8219 mol/l.

2. Obliczcie stężenie molowe solanki NaCl. Ile wody należy dodać do 200 ml 20% roztworu NaCl (=1,012 g/ml), aby przygotować 5 litrów soli fizjologicznej?

Odpowiadać: c (NaCl) = 0,000147 mol/l

V(H2O) = 4504 ml

3. Kwas nikotynowy – witamina PP – odgrywa istotną rolę w życiu organizmu, będąc prostatyczną grupą wielu enzymów. Jej niedobór prowadzi do rozwoju pelagry u ludzi. Ampułki do celów leczniczych zawierają 1 ml 0,1% (wag.) kwasu nikotynowego. Wyznacz stężenie molowe równoważnika i miano tego roztworu

Standaryzację przeprowadza się za pomocą roztworu NaOH.

Odpowiedź: t(H-R)=0,00100g/ml

c(H-R)=0,08130 mol/l

Pytania testowe

Oblicz współczynnik równoważności H2SO4 w tej reakcji

H2SO4 + KOH = KHS04 + H2O

a) 1b) 2c) 1/2d) 1/3e) 3

Miano roztworu NaOH wynosi 0,03600 g/ml. Znajdź stężenie molowe tego roztworu.

a) 9 mol/l b) 0,9 mol/l c) 0,09 mol/l d) 0,014 mol/l e) 1,14 mol/l

Do jakiego rozwiązania odnosi się wartość Vrozpuszczalności< V кристаллизация.

a) roztwór nasycony c) roztwór przesycony

b) roztwór nienasycony d) roztwór rozcieńczony

e) stężony roztwór

Znajdź ułamek masowy (%) glukozy w roztworze zawierającym 280 g wody i 40 g glukozy

a) 24,6% b) 12,5% c) 40% d) 8% e) 15%

Wyznacz współczynnik równoważności H2SO4 w tej reakcji

Mg(OH)2+2H2SO4=Mg(HSO4)2+2H2O

a) 2 b) 1 c) 1/2 d) 4 e) 3

Stężenie molowe substancji w roztworze określa się ze wzoru:

a) liczba molowa substancji w 1 litrze roztworu

b) liczba molowa substancji w 1 ml roztworu

c) liczba molowa substancji w 1 kg roztworu

d) liczba molowa substancji w 1 g roztworu

Ile jest rodzajów stanów skupienia rozwiązania?

a) 2b) 3c) 1 d) 4

9. Określ stężony roztwór NaOH:

a) 0,36% b) 0,20% c) 0,40% d) 36%

Znajdź stężenie molowe soli fizjologicznej NaCl.

w% (NaCl)=0,85%

a) 1 mol/l b) 0,14 mol/l c) 1,5 mol/l e) 9,31 mol/l d) 10 mol/l

PRACA LABORATORYJNA 1

1.1 Przygotowanie roztworów o zadanym stężeniu

Istnieją trzy metody przygotowania roztworu o danym stężeniu:

rozcieńczenie bardziej stężonego roztworu

użycie określonej próbki ciał stałych.

metoda stałego kanału.

1. Przygotowanie 0,1 molowego roztworu kwasu siarkowego przez rozcieńczenie więcej niż stężony roztwór:

Wlej roztwór kwasu siarkowego do zlewki i określ gęstość tego roztworu za pomocą areometru. Następnie korzystając z tabeli określ udział masowy kwasu siarkowego w tym roztworze.

Odmierzyć wymaganą objętość kwasu siarkowego w małej zlewce i ostrożnie, za pomocą lejka, wlać do kolby miarowej o pojemności 100 ml, wypełnionej do połowy wodą destylowaną. Ochłodzić mieszaninę w kolbie miarowej do temperatury pokojowej i ostrożnie dodać wody do kreski miarowej. Kolbę miarową szczelnie zamknąć pokrywką i po dokładnym wymieszaniu przekazać asystentowi laboratoryjnemu.

Przygotowanie roztworu metodą rozpuszczania określonej próbki substancji stałej:

Dowiedz się od nauczyciela, jakie stężenie musisz przygotować. Następnie wykonaj obliczenia: ile gramów soli musisz rozpuścić, aby otrzymać roztwór o danym stężeniu i odważ wymaganą ilość soli z dokładnością do 0,01 g.

Mieszaj roztwór szklanym prętem z gumową końcówką, aż sól całkowicie się rozpuści. W przypadku zaobserwowania wzrostu lub spadku temperatury podczas rozpuszczania należy odczekać, aż temperatura roztworu osiągnie temperaturę pokojową.

Wlej powstały roztwór do suchego cylindra i zmierz gęstość powstałego roztworu za pomocą areometru. Zgodnie z tabelą określ ułamek masowy substancji rozpuszczonej odpowiadający gęstości.

Błąd % = (shteor-praktyka) 100 / shteor

Wveanaliza miareczkowa

Cel lekcji: Zapoznanie z podstawami analizy miareczkowej, jako jednej z ilościowych metod badawczych stosowanych w praktyce medycznej do analizy obiektów biologicznych i leków, a także do oceny sanitarnej środowiska.

Znaczenie badanego tematu. Metoda analizy miareczkowej (objętościowej) jest szeroko stosowana w badaniach biomedycznych do określania składu ilościowego obiektów biologicznych, preparatów leczniczych i farmakologicznych.

Bez znajomości składu różnych środowisk organizmów żywych nie jest możliwe ani zrozumienie istoty zachodzących w nich procesów, ani rozwój naukowo ugruntowanych metod leczenia. Rozpoznanie wielu chorób opiera się na porównaniu wyników badań danego pacjenta z prawidłową zawartością niektórych składników we krwi, moczu, soku żołądkowym, innych płynach ustrojowych i tkankach. Dlatego pracownicy służby zdrowia, zwłaszcza lekarze, muszą znać podstawowe zasady i metody analizy miareczkowej.

Wstępny poziom wiedzy.

Podstawy teorii dysocjacji elektrolitycznej kwasów, zasad, soli;

Rodzaje reakcji chemicznych (w postaci cząsteczkowej i jonowej);

Metody wyrażania stężeń roztworów.

Materiały edukacyjne do samodzielnej nauki.

1. VN Aleksiejew. Analiza ilościowa. M., 1972, s. 193.

2. AA Seleznev. Chemia analityczna. M., 1973, s. 164.

I. K. Citowicz. Kurs chemii analitycznej. M., 1985. str. 212.

Lekcja obejmie następujące pytania:

1. Zagadnienia chemii analitycznej

2. Istota metod analizy miareczkowej

2.1. Pojęcia podstawowe: roztwory stosowane w analizie miareczkowej

2.2. Punkt równoważności

2.3. Wymagania dotyczące reakcji stosowanych w analizie miareczkowej

2.4. Przyrządy pomiarowe: biurety, pipety, kolby miarowe, cylindry miarowe.

2.5. Technika miareczkowania.

2.6. Obliczenia w metodzie miareczkowej

2.7. Klasyfikacja metod analizy miareczkowej

Zastosowanie metod analizy miareczkowej w praktyce lekarskiej.

4. Praca laboratoryjna

Blok informacyjny

Chemia analityczna to nauka zajmująca się badaniem metod określania jakościowego i ilościowego składu chemicznego substancji lub ich mieszanin. Dzieli się na analizę jakościową i ilościową. Metody analizy jakościowej określają, z jakich pierwiastków chemicznych, atomów, jonów lub cząsteczek składa się analizowana substancja. Metody analizy ilościowej ustalają ilościowe stosunki składników składowych danego badanego związku.

Analizę ilościową przeprowadza się różnymi metodami. Metody chemiczne są szeroko stosowane, w których ilość substancji określa się na podstawie ilości odczynnika użytego do miareczkowania, ilości osadu itp. Najważniejsze są trzy metody: wagowa, miareczkowa (objętościowa) i kolorymetryczna.

Istota analizy wagowej polega na tym, że składnik analitu jest całkowicie izolowany z roztworu w postaci osadu, który zbiera się na filtrze, suszy, kalcynuje w tyglu i waży. Znając masę otrzymanego osadu, zawartość pożądanego składnika określa się na podstawie wzoru chemicznego tego ostatniego.

W analizie miareczkowej (objętościowej) ilościowe oznaczenie składników analitu przeprowadza się poprzez dokładny pomiar objętości odczynnika o znanym stężeniu, który wchodzi w reakcję chemiczną z analitem.

Kolorymetryczna metoda analizy polega na porównaniu intensywności barwy badanego roztworu z barwą roztworu, którego stężenie jest dokładnie znane.

W analizie klinicznej metody analizy miareczkowej są najczęściej stosowane, ponieważ nie wymagają dużo czasu, są łatwe do wykonania i mogą być wykorzystane do uzyskania dość dokładnych wyników.

Metoda analizy miareczkowej opiera się na dokładnym odmierzeniu objętości odczynnika zużytego w reakcji z analitem X. Proces dodawania jednego roztworu w biurecie do drugiego w celu oznaczenia stężenia jednego z nich (przy znanej stężenie drugiego) nazywa się miareczkowaniem. Termin miareczkowanie pochodzi od słowa miano, które oznacza zawartość odczynnika w gramach w 1 ml roztworu.

Roztwór odczynnika o dokładnie znanym stężeniu nazywany jest roztworem roboczym miareczkowanym lub wzorcowym. Roztwór o dokładnie znanym stężeniu można otrzymać rozpuszczając dokładną próbkę substancji w znanej objętości roztworu lub ustalając stężenie z innego roztworu, którego stężenie jest z góry znane. W pierwszym przypadku uzyskuje się roztwór o przygotowanym mianie, w drugim - o ustalonym mianie.

Do przygotowania roztworu o danym stężeniu odpowiednie są tylko takie substancje, które można otrzymać w bardzo czystej postaci, mają stały skład i nie zmieniają się w powietrzu i podczas przechowywania. Do takich substancji należy wiele soli (tetraboran sodu Na2B4O7 · 10H2O, szczawian sodu Na2C2O4, dwuchromian potasu K2Cr2O7, chlorek sodu NaCl); kwas szczawiowy H2C2O4 2H2O i kilka innych. Substancje spełniające wymienione wymagania nazywane są początkowymi lub standardowymi.

Precyzyjne określenie stężenia roztworów roboczych jest jednym z głównych warunków uzyskania dobrych wyników analizy wolumetrycznej. Starannie przygotowane i przebadane roztwory robocze przechowuje się w warunkach wykluczających zmianę stężenia roztworu w wyniku parowania, rozkładu substancji lub zanieczyszczenia środowiska. Stężenie roztworów roboczych jest okresowo sprawdzane względem roztworów wzorcowych.

Do przygotowania roztworów miareczkowanych można również użyć dostępnych w handlu fixanals. Są to szklane ampułki zawierające dokładnie odważone ilości różnych ciał stałych lub dokładnie odmierzone objętości cieczy potrzebne do przygotowania 1 litrowego roztworu o dokładnie równoważnym molowo stężeniu. Aby przygotować roztwór z fixanalu, zawartość ampułki przenosi się do 1-litrowej kolby miarowej, po czym substancję rozpuszcza się, a objętość dostosowuje do znaku.

Podczas miareczkowania konieczne jest ustalenie momentu zakończenia reakcji, tj. punkt równoważnikowy, w którym ilości reagentów w mieszaninie stają się równoważne. W tym celu w analizie miareczkowej wykorzystuje się wskaźniki. Wskaźniki to substancje dodawane w małych ilościach do roztworów podczas miareczkowania i zmieniające kolor w punkcie równoważnikowym.

Aby określić moment równoważności, oprócz koloru, można wykorzystać zmianę innych właściwości roztworu, ale wymaga to pomiarów fizykochemicznych. Te ostatnie są coraz częściej wykorzystywane w analizie wolumetrycznej.

W analizie miareczkowej stosuje się tylko takie reakcje, które spełniają następujące warunki:

oddziaływanie między oznaczaną substancją a odczynnikiem musi przebiegać w określonych stosunkach stechiometrycznych;

reakcja między oznaczaną substancją a odczynnikiem musi przebiegać z dużą szybkością;

reakcja chemiczna między analitem a odczynnikiem musi przebiegać całkowicie, tj. odwracalność reakcji jest niedozwolona;

reakcji między analitem a odczynnikiem nie powinny towarzyszyć żadne reakcje uboczne.

Do dokładnego pomiaru objętości służą przybory pomiarowe: biurety, pipety, kolby miarowe i cylindry miarowe.

Biurety przeznaczone są do miareczkowania i precyzyjnego odmierzania ilości zużytego odczynnika. Są to rurki szklane z podziałką, których dolny koniec jest zwężający się i wyposażony w szklany kranik lub gumową rurkę z kulkowym korkiem połączoną z pipetą. Biurety wykonywane są w pojemnościach od 10 do 100 ml. Do szczególnie dokładnych analiz stosuje się mikrobiurety o pojemności 1 i 2 ml. Najczęściej stosowane są biurety o pojemności od 10 do 50 ml. Podziałka biurety zaczyna się od góry, od niej w dół są duże podziałki co 1 ml do kreski dolnej. Całe mililitry dzieli się na części dziesiąte. Objętość cieczy wylewanej z biurety określa się na podstawie różnicy poziomów przed i po miareczkowaniu. Odczyty poziomu cieczy muszą być przeprowadzane bardzo dokładnie. Dokładność odczytów utrudnia fakt, że biureta ma wklęsły menisk. Widoczny kształt menisku zależy od warunków oświetleniowych, dlatego podczas czytania za biuretą należy ściśle przyłożyć biały papier. Podczas czytania oczy powinny znajdować się na wysokości menisku. Biurety są wypełnione lejkiem. Górna część biurety jest osłonięta nasadką, aby nie dostał się do niej kurz. Przed napełnieniem roztworem biuretę należy trzykrotnie przepłukać tym samym roztworem.

Pipety są używane w przypadkach, gdy konieczne jest odmierzenie określonej dokładnej objętości płynu z przygotowanego roztworu i przeniesienie go do innego naczynia. Pipety to szklane rurki z rozszerzeniem w środku i lekkim zwężeniem na dole. Pojemność pipety jest wskazana na górze. Pipety wykonywane są w pojemnościach od 1 ml do 100 ml. Pipety z podziałką mają podziałki 25, 10, 5, 2, 1 ml. Do pomiaru jednej tysięcznej mililitra stosuje się również mikropipety 0,2 i 0,1 ml. Pipety przechowywane są na specjalnych stojakach w pozycji pionowej. Napełnij pipetę roztworem za pomocą gumowej gruszki lub wciągnij roztwór do pipety ustami przez górną część probówki. Ta ostatnia metoda nie jest zalecana ze względu na możliwość przedostania się płynu do ust. Podczas napełniania pipety roztworem, ten ostatni jest zasysany nieco powyżej kreski, a następnie szybko zaciska się górny otwór palcem wskazującym, aby płyn nie wylewał się z pipety. Napełniona pipeta jest lekko uniesiona, tak aby końcówka wystawała tylko z roztworu, ale nie z naczynia, z którego pobrano roztwór. Następnie, trzymając oko na wysokości znaku, ostrożnie zwolnij nacisk palca, lekko unosząc jego koniec, a płyn wypłynie kropla po kropli. Gdy tylko dolna część menisku osiągnie kreskę, otwór pipety szczelnie zamyka się palcem, a odmierzoną ciecz przelewa się do innego naczynia. Roztwór spuszcza się z pipety dotykając końcówką pipety ścianki naczynia, do którego wlewa się roztwór. Zwykle pozostawia się roztwór do swobodnego odciekania lub zwalnia się szybkość odpływu poprzez zakrycie palcem części górnego otworu pipety. Po wylaniu całego płynu należy odczekać 20 - 30 sekund, a następnie wyjąć pipetę z naczynia. Kropla cieczy pozostająca na końcówce pipety nie powinna zostać wydmuchana, ponieważ zostało to uwzględnione podczas kalibracji pipety. Podczas pracy z pipetą, przed napełnieniem jej roztworem, konieczne jest kilkukrotne przepłukanie pipety tym samym roztworem.

Po zakończeniu pracy pipetę należy umyć wodą destylowaną.

Kolby miarowe służą głównie do przygotowywania roztworów o określonym stężeniu. Są to naczynia płaskodenne z wąską i długą szyją. Na szyjce znajduje się oznaczenie w kształcie pierścienia, do którego należy napełnić kolbę (wzdłuż dolnej krawędzi menisku cieczowego), aby uzyskać objętość wskazaną na szerokiej części kolby. Kolby miarowe przeznaczone są do objętości 50, 100, 200, 500, 1000, 5000 ml. Pojemność kolby jest wskazana w napisie na kolbie. Kolbę zamyka się szklanym korkiem. Napełnij kolbę najpierw przez włożony do niej lejek, a następnie z pipety tak, aby dolny menisk znajdował się naprzeciw linii.

Cylindry miarowe służą do odmierzania określonych objętości roztworów, gdy dokładność nie ma większego znaczenia. Są wygodne do mieszania i rozcieńczania roztworów o określonej objętości. Na wysokości cylindra znajdują się podziały. Podczas pomiaru oko powinno zawsze znajdować się na tym samym poziomie, co dolna łąkotka. Cylindry z podziałką nie są używane do dokładnego pomiaru objętości.

Naczynia szklane przeznaczone do wykonywania analiz chemicznych należy dokładnie myć. Jest to jeden z najważniejszych elementów pracy, zapewniający dokładne wyniki. Kryterium czystości szkła jest kapanie kropel wody z wewnętrznych ścianek. Jeśli krople pojawią się na ścianach podczas płukania, to przed rozpoczęciem pracy konieczne jest ponowne umycie naczyń. Możesz użyć specjalnych kryz. Następnie naczynia napełnia się mieszaniną chromu, która utlenia ślady substancji organicznych na szkle i przechowuje przez pewien czas (do pół godziny). Po umyciu naczyń mieszanina chromu jest zbierana do ponownego użycia. Po wlaniu mieszaniny chromu do kolby zbiorczej naczynia płucze się najpierw wodą wodociągową, a następnie wodą destylowaną. Jeśli naczynia muszą być używane na sucho, suszy się je w specjalnych suszarniach.

Miareczkowanie przeprowadza się w następujący sposób:

Czystą biuretę płucze się 2-3 razy niewielką ilością roztworu roboczego w celu usunięcia resztek wody.

Zamontuj biuretę pionowo w nodze statywu i napełnij miareczkowanym roztworem do poziomu nieco powyżej zera.

Część roztworu opuszcza się do dołączonej zlewki, aby usunąć powietrze z gumowej rurki i pipety.

Doprowadź poziom płynu do zera. Ani kropla roztworu nie powinna pozostać na czubku biurety (usuwa się ją dotykając szkła).

Odpipetować roztwór testowy do kolby miareczkowej.

Stopniowo wlewać płyn z biurety do kolby, aż do ustalenia punktu równoważnikowego.

Podczas liczenia cieczy oko trzyma się dokładnie na poziomie menisku. W przypadku roztworów kolorowych odczyty wykonuje się wzdłuż górnego menisku, w przypadku roztworów bezbarwnych wzdłuż dolnego.

Na koniec pracy biureta jest napełniana wodą powyżej zera i zamykana od góry probówką.

W analizach chemicznych można popełnić błędy, dlatego wykonuje się kilka równoległych pomiarów. Błędy systematyczne w analizie miareczkowej mogą wystąpić z powodu błędnego określenia stężenia roztworów roboczych, zmian stężenia w czasie przechowywania, niedokładności w pomiarze szkła pomiarowego, niewłaściwego doboru wskaźnika itp.

Źródłami błędów losowych są: niedokładność napełnienia biurety do działki zerowej, niedokładność odczytu objętości na skali biurety, niepewność nadmiaru regenta po dodaniu ostatniej kropli roztworu roboczego podczas miareczkowania.

Obliczenia w analizie miareczkowej przeprowadza się wg prawo ekwiwalentów: przy tych samych stężeniach molowych równoważnika roztwory oddziałują ze sobą w równych objętościach. Przy różnych stężeniach objętości roztworów substancji oddziałujących są odwrotnie proporcjonalne do ich stężeń:

V1 s(1/z X1) = V2 s(1/z X2) (1)

Dla obu reagentów iloczyn stężenia molowego równoważnika jego roztworu i objętości jest wartością stałą. W oparciu o prawo ekwiwalentów można przeprowadzić różne obliczenia ilościowe.

Znając np. stężenie molowe równoważnika jednego roztworu, a także objętości roztworów użytych do miareczkowania, można wyznaczyć stężenie molowe i miano innego roztworu. Na przykład:

Do zobojętnienia 20,00 ml roztworu kwasu siarkowego użyto 12,00 ml roztworu alkalicznego o stężeniu równoważnika molowego 0,2000 mol/l. Oblicz równoważnik molowy stężenia i miana kwasu siarkowego w tym roztworze.

2 NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2 H2O

NaOH + S H2SO4 = S Na2SO4 + H2O

Z równania widać, że współczynnik równoważności H2SO4 jest równy S, a współczynnik równoważności NaOH jest równy 1. Podstawiając wartości do wzoru (1) otrzymujemy:

c(S H2SO4) = 0,2000 mol/l · 12,00 ml / 20,00 ml = 0,1200 mol/l

t(H2SO4) = c(1/2 H2SO4) · M(1/2 H2SO4) / 1000, g/ml

Stąd t(Н2SO4) = 0,1200 mol/l 49 g/m/1000 = 0,005880 g/mol

Obliczenia w analizie miareczkowej powinny być wykonywane z dużą dokładnością.

Objętości roztworów są mierzone z dokładnością do jednej setnej mililitra, na przykład: V (HCI) = 10,27 ml lub V (NaOH) = 22,82 ml. Stężenie roztworów oblicza się z dokładnością do czwartej cyfry znaczącej, na przykład:

c(NSI)=0,1025 mola/l

c (NaOH)=0,09328 mola/l

t(NSI) = 0,003600 g/ml

W zależności od reakcji leżącej u podstaw definicji, metody analizy wolumetrycznej można podzielić na następujące grupy:

Metody miareczkowania kwasowo-zasadowego lub metoda zobojętniania

Metody utleniania - redukcja lub oksydymetria

Metoda kompleksonometryczna

Metody osadzania

Uczenie się zadań i standardów oraz ich rozwiązań

Zadanie numer 1. W medycynie nadmanganian potasu stosuje się jako zewnętrzny środek antyseptyczny do przemywania ran i gardła - roztwór 0,1-0,5%, do płukania gardła - roztwór 001 - 01%, do płukania żołądka - roztwór 0,02 - 0,1%. Jakiej metody analizy miareczkowej można użyć do obliczenia stężenia roztworu nadmanganianu potasu, jeśli dostępny jest miareczkowany roztwór kwasu szczawiowego?

Odniesienie do decyzji

Nadmanganian potasu jest środkiem utleniającym, kwas szczawiowy jest środkiem redukującym. Ponieważ reakcja między tymi składnikami jest reakcją redoks, do określenia stężenia nadmanganianu potasu można zastosować metodę nadmanganatometryczną.

Zadanie numer 2. Wyznacz stężenie molowe równoważnika i miano chlorowodoru, jeśli do miareczkowania 20,00 ml tego roztworu użyto 19,87 ml 0,1 mol/l roztworu NaOH.

V(HCl)= 20,00 ml

V(NaOH)= 19,87 ml

c(NaOH)= 0,1000 mol/l

M (HCl) \u003d 36,5 g / mol

c(HCl) = ?t(HCl) = ?

Norma decyzyjna.

Równanie trwającej reakcji:

NaOH + HCl = NaCl + H2O

Zatem: f równoważnik (NaOH) = 1, f równoważnik (HCl) = 1.

Zgodnie z prawem równoważników znajdujemy stężenie molowe roztworu HCl:

c(NaOH) V(NaOH) = c(NSl) V(HCl)

c(HCl) =mol/l

Na podstawie wartości c(HCl) obliczamy miano tego roztworu:

t(HCl) =

t(HCl)= 0,003627 g/ml

Odpowiadać: c(HCl) = 0,09935 mol/l

t(HCl) = 0,003627 g/ml

zadania sytuacyjne.

Odpowiedź: V(NaOH)=12,33 ml.

2. W jakich przypadkach punkt równoważnikowy leży przy pH = 7, przy pH<7, при рН>7?

Odpowiedź: Kiedy mocny kwas jest miareczkowany zasadą, punkt równoważnikowy pokrywa się z punktem neutralnym; podczas miareczkowania słabego kwasu zasadą punkt równoważny leży przy wartościach pH<7, при титровании слабого основания сильной кислотой эквивалентная точка лежит выше нейтральной точки.

3. Octan ołowiu - Pb(CH3COO)2 - działa ściągająco na stany zapalne skóry. Stosuje się 0,5% roztwór. Oblicz masę tej substancji, aby przygotować 100 ml 0,5% (masowego) roztworu. Jaki jest udział masowy ołowiu (%) w tym roztworze? p= 1 g/ml.

Odpowiedź: m (Pb (CH3COO) 2 \u003d 0,5 g. w% \u003d (Pb) \u003d 0,32%.

Pytania testowe.

1. Jaka wartość miana roztworu t(HCl) odzwierciedla wymagany stopień dokładności oznaczeń w analizie miareczkowej

a) 0,03 g/ml b) 0,003715 g/ml c) 0,0037578 g/ml) 3,7 g/ml d) 0,0037 g/ml

2. Jakie wartości objętości są zbieżne w analizie miareczkowej?

a) 2,51 ml; 10,52 ml; 8,78 ml d) 15,27 ml; 15,22 ml; 15,31 ml

b) 5,73 ml; 7,02 ml; 15,76 ml c) 1,07 ml; 5,34 ml; 0,78 ml.

3. Jakie naczynia pomiarowe określają objętość miareczkowanego roztworu

a) pipeta c) kolba miarowa b) biuretc) kolba

4. Jaka reakcja leży u podstaw miareczkowania kwasowo-zasadowego?

a) reakcja redoks

b) reakcja zobojętniania

c) reakcja tworzenia związków kompleksowych

d) reakcja przebiegająca z wydzielaniem ciepła

5. Jaki roztwór nazywa się miareczkowanym?

a) roztwór o nieznanym stężeniu

b) świeżo przygotowany roztwór

c) roztwór odczynnika o dokładnie znanym stężeniu

d) roztwór, którego stężenie ma być oznaczone

6.Co to jest punkt równoważnikowy?

a) to jest punkt końcowy reakcji b) to jest punkt początkowy reakcji

c) oddziaływanie dwóch substancji d) punkt, w którym objętości są równe

7. Na jakim prawie opierają się obliczenia w analizie miareczkowej?

a) prawo zachowania masy materii b) prawo równoważników

c) Prawo rozcieńczeń Ostwalda d) Prawo Raoulta

8. W jakim celu stosuje się pipety?

a) do odmierzania dokładnej objętości roztworu b) do miareczkowania

c) do przygotowywania roztworów d) do rozcieńczania roztworu

9. Jakie jest miano roztworu?

a) to liczba gramów substancji rozpuszczonej w 1 litrze roztworu

b) jest to liczba moli substancji rozpuszczonej w 1 litrze roztworu

c) jest to liczba moli substancji rozpuszczonej w 1 kg roztworu

d) to liczba gramów substancji rozpuszczonej w 1 ml roztworu

10. Jakich substancji używa się do wyznaczenia punktu równoważnikowego?

a) wskaźniki b) inhibitory c) promotory d) katalizatory

ŁPRACA W KABINIE 2

2.1 Technika pracy z laboratoryjnymi naczyniami wolumetrycznymi stosowanymi w tyg analiza rymetryczna (na wodzie)

...

Podobne dokumenty

Podstawowe pojęcia termodynamiki chemicznej. Standardowa entalpia spalania substancji. Konsekwencje z prawa Hessa. Rola chemii w rozwoju nauk medycznych i praktycznej opieki zdrowotnej. Elementy termodynamiki chemicznej i bioenergetyki. Termochemia.

prezentacja, dodano 01.07.2014


Istota i przedmiot chemii analitycznej jako nauki. Zadania i metody jakościowej i ilościowej analizy substancji chemicznych. Przykłady jakościowych reakcji na kationy. Charakterystyka zjawisk towarzyszących reakcjom drogami mokrymi (w roztworach) i suchymi.

prezentacja, dodano 27.04.2013


Zastosowanie analizy jakościowej w farmacji. Oznaczanie autentyczności, badanie czystości farmaceutyków. Metody przeprowadzania reakcji analitycznych. Praca z chemikaliami. Reakcje kationów i anionów. Systematyczna analiza materii.

samouczek, dodano 19.03.2012


Pochodzenie terminu „chemia”. Główne okresy w rozwoju nauk chemicznych. Rodzaje najwyższego rozwoju alchemii. Okres narodzin chemii naukowej. Odkrycie podstawowych praw chemii. Podejście systemowe w chemii. Współczesny okres rozwoju nauk chemicznych.

streszczenie, dodano 03.11.2009


Teoretyczne podstawy chemii analitycznej. Widmowe metody analizy. Powiązania chemii analitycznej z naukami ścisłymi i przemysłami. Wartość chemii analitycznej. Zastosowanie precyzyjnych metod analizy chemicznej. Złożone związki metali.

streszczenie, dodano 24.07.2008


Główne etapy rozwoju chemii. Alchemia jako zjawisko kultury średniowiecznej. Powstanie i rozwój chemii naukowej. Pochodzenie chemii. Lavoisier: rewolucja w chemii. Zwycięstwo nauki atomowej i molekularnej. Geneza współczesnej chemii i jej problemy w XXI wieku.

streszczenie, dodano 20.11.2006


Pojęcie refrakcji jako miary elektronowej polaryzowalności atomów, cząsteczek, jonów. Ocena współczynnika załamania światła do identyfikacji związków organicznych, minerałów i substancji leczniczych, ich parametrów chemicznych, analiza ilościowa i strukturalna.

praca semestralna, dodano 06.05.2011


Metoda potencjometryczna jest metodą analizy jakościowej i ilościowej polegającą na pomiarze potencjałów, które powstają pomiędzy badanym roztworem a zanurzoną w nim elektrodą. Krzywe miareczkowania potencjometrycznego.

praca kontrolna, dodano 06.09.2006


„Sztuka probiercza” i historia powstania laboratoriów. Twórczy rozwój nauki chemicznej Europy Zachodniej. Łomonosow M.V. jako chemik analityk. Rosyjskie osiągnięcia w dziedzinie analizy chemicznej w XVIII-XIX wieku. Rozwój chemii domowej w XX wieku.

praca semestralna, dodano 26.10.2013


Od alchemii do chemii naukowej: droga prawdziwej nauki o przemianach materii. Rewolucja w chemii oraz naukach atomowych i molekularnych jako pojęciowy fundament współczesnej chemii.Problemy ekologiczne chemicznego składnika współczesnej cywilizacji.

Federalna Agencja ds. Edukacji Tomski Państwowy Uniwersytet Architektury i Inżynierii Lądowej

IA KURZINA, T.S. SZEPEŁENKO, G.V. LYAMINA, I.A. BOZHKO, E.A. WAJTULEWICZ

WARSZTATY LABORATORYJNE Z CHEMII OGÓLNEJ I NIEORGANICZNEJ

Instruktaż

Wydawnictwo Tomskiego Państwowego Uniwersytetu Architektury i Inżynierii Lądowej

UDC 546 (076,5) L 12

Warsztaty laboratoryjne z chemii ogólnej i nieorganicznej [Tekst]: podręcznik / I.A. Kurzina, T.S. Szepelenko, G.V. Lyamina [i inni]; pod. wyd. IA Kurzina.

Tomsk: Wydawnictwo Cz. państwo architekt.-buduje. un-ta, 2006. - 101 s. – ISBN 5-93057-172-4

W podręcznik zawiera informacje teoretyczne dotyczące głównych części kursu ogólnego

oraz chemia nieorganiczna (klasy związków nieorganicznych, podstawowe prawa i pojęcia chemii, efekty energetyczne reakcji chemicznych, kinetyka chemiczna, roztwory, elektrochemia, podstawowe właściwości niektórych pierwiastków grup I - VII układu okresowego D.I. Mendelejewa). W części doświadczalnej opisano metody wykonania siedemnastu prac laboratoryjnych. Podręcznik pozwoli studentom efektywniej przygotowywać się do zajęć praktycznych oraz zaoszczędzić czas podczas przygotowywania sprawozdań z prac laboratoryjnych. Podręcznik przeznaczony jest do wszystkich specjalności wszystkich form kształcenia.

chory. 14, tab. 49, bibliografia. 9 tytułów Opublikowane decyzją rady redakcyjnej i wydawniczej TGASU.

Recenzenci:

Adiunkt Katedry Chemii Analitycznej, KhP JST, dr hab. VV Shelkovnikov profesor nadzwyczajny Wydziału Chemii Ogólnej, TPU, Ph.D. GA Voronova profesor nadzwyczajny na Wydziale Chemii TSUAE, Ph.D. TM Jużakow

uniwersytet, 2006

Wstęp ...............................
Zasady pracy w laboratorium chemicznym .......................................... .......................................
Praca laboratoryjna nr 1. Klasy związków nieorganicznych...................................
Praca laboratoryjna nr 2. Oznaczanie masy cząsteczkowej tlenu...................
Praca laboratoryjna nr 3. Wyznaczanie efektu termicznego reakcji chemicznej.....
Praca laboratoryjna nr 4. Kinetyka reakcji chemicznych............................................
Praca laboratoryjna nr 5. Oznaczanie stężenia roztworu. Twardość wody...
Praca laboratoryjna nr 6. Reakcje w roztworach elektrolitów. Hydroliza soli ...............
Praca laboratoryjna nr 7. Procesy elektrochemiczne.............................................
Praca laboratoryjna nr 8. Właściwości chemiczne metali. Korozja........................
Praca laboratoryjna nr 9. Aluminium i jego właściwości....................................................
Praca laboratoryjna nr 10. Krzem. Spoiwa hydrauliczne.................................
Praca laboratoryjna nr 11. Związki azotu i fosforu.............................................
Praca laboratoryjna nr 12. Siarka i jej właściwości...............................................................
Praca laboratoryjna nr 13. Elementy podgrupy chromu..............................................
Praca laboratoryjna nr 14. Halogeny .............................................. ...................................................
Praca laboratoryjna nr 15. Pierwiastki podgrupy manganu.........................................
Praca laboratoryjna nr 16. Podgrupa rodziny żelaza.............................................
Wniosek................................................. ............................................... . ...........................
Załącznik 1. Lista niezbędnych kwasów........................................................................
Załącznik 2. Charakterystyka kwasowo-zasadowy wskaźniki ...................................
Załącznik 3. Najważniejsze fizyczne i chemiczne wartości .........................................................
Załącznik 4. Najważniejsze fizyczne i chemiczne stałe ................................................................
Dodatek 5 Relacje między jednostkami...........................................
Dodatek 6 Przedrostki wielokrotności i podwielokrotności....................................................
Dodatek 7. Stałe krioskopowe i ebulioskopowe niektórych ras
twórcy ................................................................ ....................................................... .......................................
Dodatek 8		dysocjacja elektrolityczna (α) najważniejszych
elektrolity w roztworach 0,1 N w temperaturze 25 °C.............................................................................
Dodatek 9	Stałe	dysocjacja	niektóre elektrolity w roztworze wodnym
roztwory w temperaturze 25 °С...............................................................................................................
Załącznik 10.		rozpuszczalność	związki nieorganiczne w
temperatura pokojowa.........................................................................................................
Dodatek 11. Szeregi elektrochemiczne napięć i elektroda wzorcowa
potencjały w temperaturze 25°C...........................................................................................................
Załącznik 12. Procesy zachodzące podczas elektrolizy roztworów wodnych
sole ................................................................ ............................................... . .............................................
Dodatek 13. Układ okresowy elementów D.I. Mendelejew ..........................

WPROWADZANIE

Chemia odnosi się do nauk przyrodniczych, które badają otaczający nas świat materialny. Obiektami materialnymi, które składają się na przedmiot badań chemii, są pierwiastki chemiczne i różne ich związki. Wszystkie obiekty świata materialnego są w ciągłym ruchu (zmianie). Istnieją różne formy ruchu materii, w tym ruch chemiczny, który jest również przedmiotem badań chemii. Chemiczna postać ruchu materii obejmuje różnorodne reakcje chemiczne (przemiany substancji). Więc, Chemia to nauka o właściwościach pierwiastków chemicznych i ich związków oraz o prawach rządzących przemianami substancji.

Najważniejszym aspektem aplikacyjnym współczesnej chemii jest celowa synteza związków o niezbędnych i przewidywanych właściwościach do ich późniejszego zastosowania w różnych dziedzinach nauki i techniki, w szczególności w celu uzyskania unikalnych materiałów. Należy zauważyć, że chemia jako nauka przeszła krótką drogę do dnia dzisiejszego - mniej więcej od lat 60. XIX wieku. W ciągu półtora wieku opracowano klasyfikację okresową pierwiastków chemicznych i doktrynę okresowości, stworzono teorię budowy atomu, teorię wiązań chemicznych i budowę związków chemicznych, tak ważne pojawiły się dyscypliny opisu procesów chemicznych, jak termodynamika chemiczna i kinetyka chemiczna, powstała chemia kwantowa, radiochemia, fizyka jądrowa. Badania chemiczne rozwinęły się tak, że niektóre gałęzie chemii – chemia nieorganiczna, chemia organiczna, chemia analityczna, chemia fizyczna, chemia polimerów, biochemia, chemia rolnicza i inni - stali się samo-

solidne niezależne nauki.

Niniejsza pomoc dydaktyczna obejmuje dwa główne działy chemii współczesnej: „Chemia ogólna” i „Chemia nieorganiczna”. Teoretyczne podstawy zrozumienia różnorodnego i złożonego obrazu zjawisk chemicznych kładzie chemia ogólna. Chemia nieorganiczna wprowadza do świata betonu substancje utworzone przez pierwiastki chemiczne. Autorzy starali się w jak najkrótszej formie omówić główne zagadnienia kursu chemii ogólnej. Dużą wagę przywiązuje się do teoretycznych części chemii ogólnej: podstawowe prawa i pojęcia chemii, termodynamika chemiczna, kinetyka chemiczna, właściwości roztworów, elektrochemia. W dziale „Chemia nieorganiczna” główne właściwości pierwiastków grup I - VII układu okresowego D.I. Mendelejew. W dodatkach podano podstawowe właściwości fizyczne i chemiczne substancji nieorganicznych. Niniejsza pomoc dydaktyczna ma na celu pomóc uczniom w opanowaniu podstawowych zasad chemii, nabyciu umiejętności rozwiązywania typowych problemów i przeprowadzania eksperymentów w laboratorium chemicznym.

Podczas wykonywania prac laboratoryjnych bardzo ważne jest przestrzeganie zasad bezpieczeństwa. Pracę z tą pomocą dydaktyczną należy rozpocząć od zapoznania się z podstawowymi zasadami pracy w laboratorium chemicznym.

ZASADY PRACY W LABORATORIUM CHEMICZNYM

Wymogi bezpieczeństwa przed przystąpieniem do pracy:

1. Przed przystąpieniem do pracy laboratoryjnej konieczne jest zapoznanie się z właściwościami fizycznymi i technicznymi stosowanych i powstających podczas reakcji chemicznej substancji oraz instrukcją i zasadami postępowania z nimi.

2. Utrzymuj miejsce pracy w czystości i porządku. Na pulpicie powinny znajdować się tylko niezbędne narzędzia i skoroszyt.

Wymagania bezpieczeństwa podczas pracy:

1. Eksperyment należy rozpocząć dopiero wtedy, gdy jego cel i zadania są jasno zrozumiane, gdy poszczególne etapy eksperymentu są przemyślane.

2. Prace z substancjami trującymi, lotnymi i żrącymi należy wykonywać wyłącznie pod wyciągiem.

3. We wszystkich pracach należy zachować maksymalną ostrożność, pamiętając o tej niedokładności

oraz nieostrożność może doprowadzić do wypadku.

4. Nie pochylaj się nad naczyniem z wrzącą cieczą. Podgrzaną probówkę należy trzymać otworem od siebie, ponieważ może dojść do wytrysku cieczy. Podgrzej zawartość w całej probówce, a nie tylko od dołu.

5. Po użyciu odczynnika należy go niezwłocznie odłożyć na miejsce, aby nie stworzyć bałaganu w miejscu pracy i nie pomieszać odczynników przy układaniu ich na koniec zajęć.

6. Podczas rozcieńczania stężonego kwasu siarkowego konieczne jest wlewanie kwasu do wody małymi porcjami, a nie odwrotnie.

7. Zabrania się pracy z substancjami łatwopalnymi w pobliżu włączonych urządzeń elektrycznych oraz płonących lamp spirytusowych lub palników.

8. Substancję należy wąchać kierując opary ruchem ręki w swoją stronę, a nie wdychając ich pełnymi piersiami.

9. Nie używać do eksperymentów substancji z puszek, opakowań i zakraplaczy bez etykiet lub z nieczytelnymi napisami.

10. W przypadku kontaktu skóry z kwasem lub zasadą, oparzone miejsce należy przemyć dużą ilością wody, a następnie - w przypadku oparzenia kwasem - 3% roztwór sody, aw przypadku oparzeń alkaliami - 1% roztwór kwasu borowego.

11. W przypadku dostania się odczynnika do oczu przemyć je strumieniem wody, aw przypadku zatrucia gazem zapewnić poszkodowanemu dostęp świeżego powietrza.

12. W celu uniknięcia zatruć surowo zabrania się przechowywania i spożywania żywności, palenia w pomieszczeniach pracowni chemicznych.

Wymogi bezpieczeństwa na zakończenie pracy:

Konieczne jest uprzątnięcie wszystkiego, co rozlało się, połamało i rozsypało ze stołu i podłogi. Po zakończeniu eksperymentu miejsce pracy należy uporządkować. Nie wrzucaj granulek i kawałków metalu do zlewu, ale umieść je w specjalnym naczyniu i przekaż asystentowi laboratoryjnemu. Żadnych substancji z laboratorium nie można zabrać do domu. Po skończeniu pracy musisz

dokładnie umyć ręce. Wszystkie naruszenia zasad bezpieczeństwa i nieprzewidziane sytuacje natychmiast zgłaszaj nauczycielowi!

Zapoznałem się i zgadzam się przestrzegać zasad bezpieczeństwa Podpis kursanta:

Przeprowadzona odprawa, sprawdzona znajomość zasad bezpieczeństwa Podpis nauczyciela:

Laboratorium nr 1

KLASY ZWIĄZKÓW NIEORGANICZNYCH

Cel pracy: badanie klas związków nieorganicznych, metod ich otrzymywania oraz właściwości chemicznych.

Część teoretyczna

Wszystkie chemikalia dzielą się na dwie grupy: proste i złożone. Proste substancje składają się z atomów jednego pierwiastka (Cl2, O2, C itd.). Skład kompleksu obejmuje dwa lub więcej pierwiastków (K2 SO4, NaOH, HNO3 itp.). Najważniejszymi klasami związków nieorganicznych są tlenki, wodorotlenki i sole (rysunek).

Tlenki to związki składające się z dwóch pierwiastków, z których jednym jest tlen. Ze względu na cechy funkcjonalne tlenki dzielą się na tworzące sole i nie tworzące soli (obojętne). Niesolotwórcze zwane tlenkami, które nie tworzą związków uwodnionych i soli (CO, NO, N2O). Tlenki tworzące sole zgodnie z właściwościami chemicznymi dzielą się na zasadowe, kwaśne i amfoteryczne (rysunek). Właściwości chemiczne tlenków przedstawiono w tabeli. jeden.

Na2O; MgO CuO.

Tlenki kwasowe tworzą wszystkie niemetale (z wyjątkiem F) i metale o wysokim stopniu utlenienia (+5, +6, +7), na przykład SO3; P2O5; Mn2O7; CrO3 .

Tlenki amfoteryczne tworzą niektóre metale na +2 stopniu utlenienia (Be, Zn, Sn, Pb) i prawie wszystkie metale na +3 i +4 stopniu utlenienia (Al, Ga, Sc, Ge, Sn, Pb, Cr, Mn).

Tabela 1

Właściwości chemiczne tlenków

	Tlenki zasadowe		Tlenki kwasowe
	Tlenek zasadowy + H2O → Zasada		Tlenek kwasowy + H2O → Kwas
	CaO+H2O → Ca(OH)2		SO3 + H2O → H2 SO4
	Główny tlenek + kwas. tlenek → sól		Kwas tlenek + Tlenek zasadowy → Sól
	CaO+CO2 → CaCO3		SO3 + Na2O → Na2SO4
	Główny tlenek + kwas → sól + H2O		Kwas tlenek + zasada → sól + H2O
	CaO + H2SO4 → CaSO4 + H2O		SO3 + 2NaOH → Na2SO4 + H2O

Tlenki amfoteryczne

1. Tlenek amfoteryczny + H 2 O →

2. Amfa. tlenek + kwas. tlenek → sól 2. Amfa. tlenek + Tlenek zasadowy → Sól

ZnO + N2O5 → Zn(NO3 )2	ZnO2 + Na2O → Na2 ZnO2 (w stopie)
3. Amfa. tlenek + Kwas → Sól + H2O 3. Amph. tlenek + zasada → sól + H2O
ZnO + H2SO4 → ZnSO4 + H2O	ZnO+2NaOH → Na2 ZnO2 +H2O (w stopie)
	ZnO + 2NaOH 2 → Na2 (w roztworze)

ZWIĄZKI NIEORGANICZNE
			Główny
1A: Li, Na, K, Rb, Cs			Me2O (Me=Li, Na, K, Rb, Cs)
IIA: Mg, Ca, Sr, Ba			MeO (Me=Mg, Ca, Sr, Ba, Cu, Ni)
AMFOTERYCZNY		Soli	Amfoteryczny
			EO (E=Be, Zn, Sn, Pb)
			E2 O3 (E=Al, Ga, Cr)
			EO2 (E=Ge, Pb)
			Kwaśny
			Cl2O
			EO2 (E=S, Se, C, Si)
SZLACHETNY			E2 O3 (E=N, As)
			E2 O5 (E=N, P, As, I)
			EO3 (E = S, Se)
VIIIA: He, Ne, Ar
			Niesolotwórcze
			CO, NO, N2O, SiO, S2O
NIEMETALE
			Podstawowe (fusy)
VA: N2, P, As
VIA: O2, S, Se			MeOH (Me=Li, Na, K, Rb, Cs)
VIIA: F2, Cl2, Br2, 12			Me(OH)2 (Me=Mg, Ca, Sr, Ba, Cu, Ni)
			Amfoteryczny
			E(OH)2 (E=Be, Zn, Sn, Pb)
			E(OH)3 (E=Al, Cr)
	WODOROTLENKI		Kwaśny (kwasy)
			Tlen-	Nie zawiera kwasu
			HEO2 (E=N, As)	(E=F, Cl, Br, I)
			H3 AsO3
			H2 EO3 (E=Se, C)
			HEO3 (E=N, P, I)
			H3 EO4 (E=P, As)
			H2 EO4 (E=S, Se, Cr)
			HEO4 (E=Cl, Mn)
		Sole zasadowe (hydroksysole)
			FeOH(NO3)2, (CaOH)2SO4
		Średnie sole (normalne)
			Na2CO3, Mg(NO3)2, Ca3(PO4)2
		Sole kwasowe (hydrosole)
			NaHSO4, KHSO4, CaH2 (PO4)2
Klasyfikacja związków nieorganicznych

Wodorotlenki to związki chemiczne tlenków z wodą. Zgodnie z właściwościami chemicznymi rozróżnia się wodorotlenki zasadowe, wodorotlenki kwasowe i wodorotlenki amfoteryczne (patrz rysunek). Główne właściwości chemiczne wodorotlenków podano w tabeli. 2.

Wodorotlenki zasadowe lub zasady to substancje, które podczas dysocjacji elektrolitycznej w roztworach wodnych tworzą ujemnie naładowane jony wodorotlenkowe (OH–) i nie tworzą innych jonów ujemnych. Wodorotlenki metali alkalicznych, które są łatwo rozpuszczalne w wodzie, z wyjątkiem LiOH, nazywane są alkaliami. Nazwy głównych wodorotlenków są tworzone od słowa „wodorotlenek” i nazwy pierwiastka w przypadku dopełniacza, po czym, w razie potrzeby, stopień utlenienia pierwiastka jest wskazany w nawiasach cyframi rzymskimi. Na przykład Fe (OH) 2 oznacza wodorotlenek żelaza (II).

Wodorotlenki kwasowe lub kwasy to substancje, które po zdysocjowaniu w roztworach wodnych tworzą dodatnio naładowane jony wodoru (H + ) i nie tworzą innych jonów dodatnich. Nazwy wodorotlenków kwasowych (kwasów) tworzone są zgodnie z zasadami ustalonymi dla kwasów (patrz Załącznik 1)

Wodorotlenki amfoteryczne lub amfolity są tworzone przez pierwiastki o właściwościach amfoterycznych. Wodorotlenki amfoteryczne nazywane są jak wodorotlenki zasadowe, na przykład Al (OH) 3 - wodorotlenek glinu. Amfolity wykazują zarówno właściwości kwasowe, jak i zasadowe (tab. 2).

Tabela 2

Właściwości chemiczne wodorotlenków

	Podwaliny
	do C
	Zasada → Tlenek zasadowy + H2O
	do C
	Ba(OH)2 → BaO + H2O
	Zasada + Kwas. tlenek → Sól + H2O	2. Kwas + Zasadowy tlenek →Sól+ H2O
	Ba(OH)2 + CO2 → BaCO3 + H2O		H2SO4 + Na2O → Na2SO4 + H2O

3. Zasada + Kwas → Sól + H 2 o

Ba(OH)2 + H2SO4 → BaSO4 + 2H2O

Wodorotlenki amfoteryczne

1. Amfa. wodorotlenek + kwas. tlenek→Sól+H2O 1. Amf. wodorotlenek + Zasadowy tlenek → Sól+H2O

Sole to substancje, których cząsteczki składają się z kationów metali i reszty kwasowej. Można je uznać za produkty częściowego lub całkowitego zastąpienia wodoru w kwasie metalem lub grup wodorotlenkowych w zasadzie resztami kwasowymi.

Istnieją sole średnie, kwaśne i zasadowe (patrz rysunek). Średnie lub normalne sole są produktami całkowitego zastąpienia atomów wodoru w kwasach metalem lub grup wodorotlenkowych w zasadach resztą kwasową. Sole kwasów są produktami niepełnego zastąpienia atomów wodoru w cząsteczkach kwasów przez jony metali. Sole zasadowe są produktami niecałkowitego zastąpienia grup wodorotlenkowych w zasadach resztami kwasowymi.

Nazwy soli średnich składają się z nazwy anionu kwasowego w przypadku mianownika (Załącznik 1) oraz nazwy kationu w przypadku dopełniacza, np. CuSO4 - siarczan miedzi. Nazwa soli kwasowych jest tworzona w taki sam sposób, jak średnie, ale jednocześnie dodaje się przedrostek hydro, wskazujący na obecność niepodstawionych atomów wodoru, których liczbę wskazują cyfry greckie, na przykład Ba ( H2 PO4) 2 - diwodorofosforan baru. Nazwy soli zasadowych są również tworzone podobnie jak nazwy soli średnich, ale jednocześnie dodaje się przedrostek hydroksy, wskazujący na obecność niepodstawionych grup hydroksylowych, na przykład Al (OH) 2 NO3 - dihydroksyazotan glinu.

Porządek pracy

Doświadczenie 1. Ustalenie natury tlenków

Doświadczenie 1.1. Oddziaływanie tlenku wapnia z wodą (A), kwasem solnym (B), sodą kaustyczną (C). Środowisko otrzymanego roztworu w eksperymencie (A) sprawdza się za pomocą wskaźnika

(Załącznik 2).

Obserwacje: A.

Równania reakcji:

Doświadczenie 1.2. Oddziaływanie tlenku boru z wodą (A), kwasem solnym (B), sodą kaustyczną (C). Eksperyment (A) przeprowadza się z ogrzewaniem.Środowisko powstałego roztworu w eksperymencie (A) sprawdza się za pomocą wskaźnika (Załącznik 2).

Obserwacje: A.

Równania reakcji:

Doświadczenie 2 . Otrzymywanie i właściwości wodorotlenku glinu

Doświadczenie 2.1. Interakcja chlorku glinu z brakiem wodorotlenku sodu