Задания по химии на 25.11.2020.
план-конспект занятия

Д/З для 22 25.11.2020г

 Ознакомиться с материалом, законспектировать  и дать определение ВМС, их строение и применение в жизнедеятельности человека.

https://cknow.ru/knowbase/843-38-biologicheski-vazhnye-veschestva-zhiry-belki-uglevody-monosaharidy-disaharidy-polisaharidy.html

Тема: «Высокомолекулярные соединения»

ОСНОВНЫЕ ВИДЫ ВЫСОКОМОЛЕКУЛЯРНЫХ СОЕДИНЕНИЙ

ПЛАСТИКИ и ВОЛОКНА

Машиностроение;

Авиационная промышленность; автомобилестроение;

Космическая промышленность;

Электротехника;

Бытовая техника (телевизоры, видеосистемы, компьютеры);

Строительство; телекоммуникация

Текстильная и легкая промышленность;

Природные (шерсть, хлопок) и исскуственные (нейлон,

полиэфиры) волокна

ЭЛАСТОМЕРЫ

(КАУЧУКИ)

Авто- и авиционные шины и другие эластичные прокладки

ПЛЕНКИ Упаковочные материалы; Аудио-, видео- материалы;

Сельское хозяйство (парники)

ПОКРЫТИЯ Лакокрасочная промышленность;

Мебельная промышленность

КЛЕЙ

БУМАГА

Разнообразные виды промышленности

Целлюлозно-бумажная промышленность

        Различные типы макромолекул

Линейные Разветвленные Гребнеобразные;

Звездообразные;

Поликатенановые;

Полиротаксаны.

ВЫСОКОМОЛЕКУЛЯРНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ В

ЖИВОЙ ПРИРОДЕ

Белки простые и

состоят только из

аминокислотных

остатков

сложные

комплексы

полипептидов с НК,

полисахаридами, Ме

и др. соединения)

                                                  Нуклеиновые кислоты (РНК,   ДНК)     

Полиуглеводороды

(натуральный каучук,

гуттаперча)

Полисахариды        

(целлюлоза, крахмал,

декстраны, хитин и др .)

Преимущества полимеров

􀀹Отсутствие коррозии

􀀹Малый удельный вес

􀀹Химическая стабильность

􀀹Высокие механические свойства

􀀹Стойкость к ударным нагрузкам

􀀹Простота переработки

Штаудингер Герман

(1881-1965)

Ввел термин макромолекула и понятие о степени полимеризации

Предложил теорию цепного строения макромолекул

Установил соотношения между ММ полимеров и вязкостью растворов полимеров

Исследовал большое количество химических реакций полимеров

Нобелевская премия 1953

«Хотя Штаудингер не принимал непосредственного участия в развитии полимерной промышленности, ее развитие было бы невозможно без его

новаторских идей и инноваций» (Декабрь 1953 г.)

Д/З для ПКД3.9 на 25.11.20

Ознакомьтесь с лекцией, напишите конспект и ответьте на вопросы. Готовые работы присылайте на мою почту или в ВК.

Лекция: Классификация анионов.

Классификация анионов на аналитические группы:

Первая аналитическая группа анионов:SO42- , SO32- . S2O32-, CO32-, SiO32-, PO43-

Все анионы первой группы образуют соли бария, нерастворимые в воде, но растворимые в разбавленных кислотах ( за исключением сульфата бария).Поэтому групповым реактивом первой группы является хлорид бария в нейтральном или слабо щелочном растворе. Серебряные соли, образуемые анионами 1 группы, в отличие от 2 группы растворимы в разбавленных кислотах, а сульфат серебра даже в воде.

Большинство солей серной кислоты хорошо растворяется в воде. К нерастворимым относятся только сульфаты бария, стронция, кальция, свинца. Сульфит-ион в растворе неустойчив и постепенно окисляется до сульфат-иона. К растворимым тиосульфатам относятся соли щелочных металлов, стронция, цинка, кадмия. Из средних солей угольной кислоты растворимы только карбонаты натрия, кадмия и аммония. Соли фосфорной кислоты в основном в воде нерастворимы. Исключение составляют фосфаты щелочных металлов и аммония и дигидрофосфаты щелочноземельных металлов. Все фосфаты растворяются в минеральных кислотах, а многие (кроме фосфатов железа и аммония) также в уксусной кислоте. Из силикатов растворимы в воде лишь соли щелочных металлов метакремниевой кислоты, которые называются "растворимыми стеклами". Водные растворы этих солей вследствие гидролиза имеют сильно щелочную реакцию. Часть нерастворимых силикатов разлагается минеральными кислотами с образованием свободных кремниевых кислот. Все анионы первой группы в растворах бесцвет.

Объектами качественного анализа на присутствие анионов 1 группы являются почвы, природные воды, растения, биологические жидкости.

Реакции анионов первой группы:

Анионы второй аналитической группы: Cl-, Br-, I-, S2-

Большинство солей, образуемых анионами второй группы, растворимы в воде.

Исключение составляют соли серебра, ртути и свинца. Групповой реактив на вторую группу анионов - нитрат серебра в присутствии азотной кислоты, который образует с анионами второй группы серебряные соли, не растворимые в воде и, в отличие от анионов первой группы, не растворимые в разбавленной азотной кислоте.

Хлорид бария, групповой реактив анионов первой группы, анионы второй группы не осаждает. Все анионы второй группы бесцветны.

Хлорид - ионы всегда присутствуют в почвах и в природных водах. Количество хлорид-ионов в питьевой воде не должно превышать 40мг на 1 литр. Многие хлориды используются в качестве удобрений: хлорид аммония и калия, сильвинит (KCI•NaCI) каинит (КСI•МgSО4•ЗН2О). Хлорид натрия (поваренная соль) обязательный компонент рациона человека и животных, является активатором многих пищеварительных ферментов. Соляная кислота, содержащаяся в желудочном соке млекопитающих, участвует в процессе переваривания белков, активируя фермент пепсин. Хлориды бария и ртути (II) применяют как сельскохозяйственные яды. Иодид-ионы содержатся в питьевой воде и продуктах питания и играют огромную роль в процессах жизнедеятельности. Большое количество йода накапливается в щитовидной железе, секретирующей йод¬содержащие гормоны. Бромиды используются в медицине как средства, успокаивающие центральную нервную систему. Сероводород образуется при разложении белковых соединений. Он очень ядовит, его вдыхание может вызвать потерю сознания и паралич дыхательного центра. Поэтому все работы с сероводородом проводятся под тягой.

Реакции анионов второй группы:

Анионы третьей аналитической группы: NO3-, NO2-

Соли анионов третьей аналитической группы, включая бариевые и серебряные, хорошо растворимы в воде. Поэтому группового реактива на анионы этой группы нет. Для открытия нитрат- и нитрит-ионов применяют не реакции осаждения, а окислительно-восстановительные реакции, в которых эти анионы выступают как активные окислители. Нитраты образуются в большом количестве в природе в результате нитрификации, т.е. процесса биологического превращения аммиака в окисленные неорганические соединения. Этот процесс происходит в почве и воде и осуществляется бактериями - нитрификаторами. Промежуточным продуктом химических реакций окисления аммиака являются нитриты, а конечным - нитраты. В результате этого нитраты всегда содержатся в природных водах. Предельно допустимое содержание нитратов в питьевой воде составляет 20 мг/л. Содержание нитритов в питьевой воде вообще не допустимо. Однако в результате применения больших количеств аммонийных удобрений происходит накопление и нитратов и нитритов в почвах, водах и продукции растениеводства. Кроме того, нитраты широко используются в консервной и мясоперерабатывающей промышленности в качестве добавок, сохраняющих цвет продукции. Токсическое действие нитратов и нитритов обусловлено блокадой железа в железосодержащих дыхательных ферментах, что приводит к острой гипоксии тканей и может закончиться летально. Поэтому овощи, фрукты, колбасы, копчености, консервы мясные и плодоовощные подлежат обязательному анализу на содержание нитратов и нитритов.

Реакции анионов 3 группы:

Вопросы для самопроверки:

1. Что лежит в основе разделения анионов на группы и чем каждая характеризуется?

2. Чем существенно отличается анализ катионов от анализа анионов, какую роль играют групповые реактивы?

3. Как открывается ион SO42- в присутствии других ионов первой группы? Ответ пояснить.

4. Как открыть ион Cl- ? Ответ подтвердить уравнениями реакций.

5. Расставить коэффициенты в уравнениях:

Д/З для группы 114СВ 25.11.20

Напишите конспект и выполните см. работу. Готовые работы жду на почту или в ВК (смотрите презентацию)

Строение вещества и периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева.

Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева

Современная формулировка закона: Свойства химических элементов и образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от заряда ядер этих элементов Графическим изображением периодического закона является периодическая таблица. В таблице 7 периодов: три малых и четыре больших.

Периоды – это ряды элементов расположенных в порядке возрастания порядковых номеров, начинающиеся щелочным металлом и заканчивающиеся инертным газом.

Номер периода показывает число энергетических уровней в атоме.

В таблице 8 групп. Группы – это элементы, объединённые в одном вертикальном столбце таблицы. Группы делятся на две подгруппы (главную и побочную), в которых объединены элементы со сходным строением внешнего энергетического уровня.

Металлические свойства в группе с увеличением порядкового номера элемента усиливаются, так как увеличивается радиус атома. Номер группы показывает высшую валентность элемента и количество электронов на внешнем уровне у элементов главной подгруппы. Элементы побочных подгрупп на внешнем уровне имеют, как правило, один или два электрона.Значение периодического закона

1. Периодический закон способствовал развитию науки и открытию новых элементов;
2. Периодический закон подтвердил общие законы развития природы:

1. Закон перехода количества в качество (изменение металлических и неметаллических свойств);
2. Закон единства и борьбы противоположностей (строение атома, амфотерные соединения);
3. Закон отрицания (развитие по спирали, переход от периода к периоду).

3. Периодический закон явился первоисточником всех открытий химии и физики в XX веке.

Выполните самостоятельно:

І вариант

ІІ вариант

1.Перечислите элементы:

ІІ периода

ІІІ периода        

2.Рассчитайте количество нейтронов (n0) и электронов (e):

Пример: +29 Cu    Ar(Cu) = 64,    e =29,          P=29,      n0 = 64-29=35

кальция

хлора

алюминия

бария

3.Составьте электронные формулы:

Пример:  +8 О 2)6)   1S22S22p4

                                                                                                                         P, Zn

S, Ca

Д/З дляПКД2.9 на 25 11.20.

 Познакомиться  с лекцией. Выполнить лабораторную работу. Работу  выслать на мою почту.

Химическая кинетика и катализ. Химическое равновесие.

Химическая кинетика изучает скорость и механизм химических реакций, а также влияние на них различных факторов - природы и концентрации реагирующих веществ, температуры, катализаторов и др. Под скоростью химической реакции понимают изменение концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени. Если обозначить концентрацию через с, а время через т, то изменение концентрации с2 – C1 в данный промежуток времени т2 – т1 определяют среднюю скорость реакции:

Зависимость скорости реакции от концентрации веществ в химической кинетике выражается законом действующих масс, согласно которому скорость химической реакции при постоянной температуре в каждый данный момент пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степени, равной стехиометрическому коэффициенту, данного вещества в уравнении реакции-Каждому типу реакции соответствует определенная зависимость ее скорости от концентрации.

Для химической реакции nA+mB dC+fD скорость равна

Где

сА И св концентрация исходных веществ А и В, моль/л;

n и m -стехиометрические коэффициенты;

к - константа скорости реакции.

Уравнение зависимости скорости реакции от концентрации называется кинетическим уравнением реакции. При сA = сB = 1, v = к, т.е. константа скорости реакции равна скорости реакции при концентрации реагирующих веществ, равных единице. Константа скорости зависит от природы реагирующих веществ, температуры, катализатора и его концентрации, от среды, в которой протекает реакция, но не зависит от концентрации. Скорость химической реакции зависит от многих факторов; наиболее изучено влияние температуры. С повышением температуры скорость химических реакций возрастает. Согласно эмпирическому правилу Вант -Гоффа при повышении температуры на 10 градусов скорость химической реакции увеличивается в 2 - 4 раза. Это правило применимо для реакций, протекающих при сравнительно невысоких температурах. Для более широкого интервала температур используют уравнение Аррениуса

Где

к - константа скорости реакции;

R - молярная газовая постоянная;

В - постоянная для данной реакции;

Т - абсолютная температура;

Еа-энергия активации.

Энергия активации — то избыточное количество энергии, по сравнению со средней величиной, которой должна обладать молекула в момент столкновения, чтобы быть способной к химическому взаимодействию. Для химических реакций энергия активации колеблется от 50 до 400 кДж/моль. Молекулы, обладающие такой энергией, считаются активными. Энергия активации является энергетическим барьером химической реакции, а потому чем меньше энергия активации, тем больше число активных молекул, а следовательно, и скорость химической реакции. Катализ. Изменение скорости химической реакции пол влиянием катализатора называется катализом. Катализаторами называются вещества, которые, участвуя в процессе, изменяют скорость химической реакции, но остаются неизменными по количеству и химическому составу. Различают два вида катализа: гомогенный и гетерогенный. Механизм действия катализатора в большинстве случаев сводится к снижению энергии активации. Катализатор одинаково изменяет энергию активации прямого и обратного процессов, Химическое равновесие, как известно, большинство химических реакций идет до состояния равновесия, при котором в смеси находятся как исходные вещества, так и продукты реакции. Это так называемые обратимые реакции. Химическая система находится в равновесии, если ее состояние во времени не изменяется при заданных внешних условиях (температуре, давлении). Переход системы от одного состояния равновесия к другому называется смешением или сдвигом химического равновесия. Направление смешения химического равновесия при изменениях концентрации, температуры и давления определяется принципом подвижного равновесия (принципом Ле Шателье). Если на систему, находящуюся в равновесии, воздействовать извне изменяя какое-нибудь из условий равновесия, то в системе усилится то из направлений процесса, течение которого ослабляет это воздействие.

Лабораторная работа № 3.

Скорость химических реакций и химическое равновесие.

Цель: - установление зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ, температуры; на примере образования роданида железа рассмотрения химического равновесия.

Оборудование и реактивы: штатив с пробирками, мерный цилиндр на 10-15 мл термометр, водяная баня или термостат, 0,1М тиорированные растворы хлорида железа (ш) и роданида аммония, кристаллический хлорид аммония.

Ход работы:

Опыт №1. Зависимость скорости реакции от концентрации.

Задание:

1. Зависимость скорости от концентрации легко проследить, пользуясь реакцией взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой:

 Na2S2O3+H2SO4 = Na2SO4+H2O+SO2+S2

 Момент сливания растворов нужно считать началом реакции, а появления мути от выпавшей в осадок серы - концом реакции.

Опыт № 2. Зависимость скорости реакции от температуры. Зависимость скорости реакции от температуры также можно наблюдать, пользуясь реакцией взаимодействия тиосульфата натрия с серной кислотой. Налейте в три пробирки по 5 мл 0,1М р-ра Na2S2О2. Прилейте в первую пробирку 5 мл 0,1М 7р-ра H2SО4 и взболтайте раствор. Заметем помутнения.

При повышении температуры на 10°, 20° что будет с реакцией?

Опыт № 3 Химическое равновесие. Примером обратимой реакции может служить взаимодействие между хлоридом железа (Ш) и роданидом аммония. Образующийся в результате реакции к моменту равновесия раствор роданида железа (Ш) имеет красный цвет, интенсивность которого зависит от его концентрации. Смешение равновесия легко наблюдать по изменению интенсивности окраски раствора роданида железа (Ш). В пробирку налейте 15 - 18 мл воды и прибавьте по 1 - 2 капли насыщенных растворов хлорида железа (Ш) и роданида аммония. Составьте уравнение данной реакции и запишите выражение константы равновесия. Полученный раствор красного цвета разлейте поровну в четыре пробирки. В первую добавьте 1мл насыщенного раствора хлорида железа (Ш), во вторую - 1мл насыщенного раствора роданида аммония. в третью пробирку положите несколько кристалликов хлорида аммония и взболтайте. Четвертую пробирку оставьте для сравнения. Как изменяется окраска растворов? Используя принцип Ле Шателье, объясните наблюдаемые изменения в исследуемой системе.

Контрольные вопросы:

1. Дайте определение скорости химической реакции. Запишите математическую формулу скорости химической реакции.

2. Сформулируйте закон действия масс. Каков физический смысл константы скорости, и какие факторы влияют на ее величину?

3. Как зависит скорость реакции от температуры?

4. Что такое энергия активации1? Какова зависимость между скоростью реакции и энергией активации?

5. Что называется катализом и катализатором? Какое влияние оказывает катализатор на энергию активации реакции?

6. Сформулируйте принцип Ле Шателье. Объясните влияние температуры, концентрации и давления на реакцию синтеза аммиака.