Элективный курс для предпрофильной подготовки "Тайны воды"
элективный курс по химии (9 класс) на тему

МУНИЦИПАЛЬНОЕ ОБЩЕОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ

«Средняя общеобразовательная  школа № 2

г. Калининска  Саратовской области        .»

Элективный курс

«Тайны воды»

Шустикова Марина  Викторовна

учитель химии высшей категории

МОУ «СОШ № 2»

г. Калининска

                                                        Саратовской области        .

                                    2011 год

Пояснительная записка.

Элективный курс «Тайны воды» предназначен для изучения в 9 классе в рамках предпрофильной подготовки.

      В федеральном компоненте государственного стандарта основного общего образования по химии на изучение темы «Растворы» (растворение, гидратация,  кристаллогидраты, растворимость веществ в воде, теория электролитической диссоциации и т.д.) отводится 5 часов учебного времени, при этом рассматриваются в основном водные растворы, а темы «Вода» вообще нет. Этого явно недостаточно, чтобы сформировать полноценные глубокие знания и закрепить  необходимые умения и навыки по столь важной теме.

      При изучении данного курса реализуются межпредметные связи химия – экология – биология -  география, что позволяет установить взаимосвязь между строением, свойствами,  применением и роли воды в жизни человека, рассмотреть проблемы загрязнения водных ресурсов и способах очистки воды, сформировать целостное естественнонаучное  представление о веществе.

      Данный элективный курс реализует личностно – деятельностный подход в обучении химии на основе проектной деятельности учащихся, базируется на интеграции и экологизация знаний, требует  обращения учащихся к их субъектному опыту и в полной мере углубляет знания и совершенствует умения по теме  «Растворы» (гидролиз). Кроме этого программа имеет практическую направленность, в неё включены практические работы, позволяющие не только закрепить и отработать   навыки по проведению качественных реакций, совершенствовать умения работать  с химическим оборудованием, реактивами, но и важную роль играют результаты,  выводы  и конкретные дела, сделанные в ходе эксперимента.

        Целями курса являются формирование и развитие у учащихся:

-современных представлений о свойствах воды,  растворах, их  роли в природе,  промышленности и повседневной жизни;

-познавательных и практических умений: самостоятельная работа с дополнительной литературой, проведения лабораторных опытов и химического эксперимента,

-решения расчётных задач;

-интереса к  химии для мотивации учебной деятельности;

-углубление и расширение знаний учащихся по теме.

-осуществлять экологическое воспитание.

     Представленный элективный курс является краткосрочным, предметно – ориентированным.

       Программа курса рассчитана на 6 двухчасовых занятий и плюс одночасовое занятие (всего 13 часов). Это позволяет рационально использовать учебное время и эффективно проводить закрепление  нового материала.

        Занятия целесообразно проводить группами по 12-15 учащихся. Это помогает  осуществлять дифференцированный подход к обучению и позволяет провести более объёмный и интересный ученический эксперимент.

      Элективный курс «Тайны воды» может изучаться в 9 классе в любой период учебного года, т. к  учащиеся уже познакомились в 8 классе с водой как универсальным растворителем и  имеют  представление о растворах, теории электролитической диссоциации.

   .                            Учебно-тематический план.

                                Содержание курса.

Занятие№ 1.Простая жидкость или сложное вещество?

Мультимедийная презентация:

Вода как сложное вещество. История открытия. Строение молекулы воды. Получение, физические и химические свойства.  Аномальные свойства. «Живая» и «мёртвая» вода.  Гидратация.

Демонстрационный эксперимент: взаимодействие воды с металлами, основными и кислотными оксидами, образование кристаллогидратов.

Практическая работа «Определение жесткости воды».

Занятие №2. Экологическое состояние воды в городе Калининске.

Роль воды и растворов. Вода и её профессии. Распространение и роль воды в природе, её запасы на Земле. Экологическое состояние воды.

Практическая работа «Анализ воды».

Практическая работа «Выявление химических загрязнений в воде»

Занятие №3.Что происходит с веществами при растворении?

Мультимедийная презентация:

Электролитическая диссоциация. Механизм растворения веществ с ионной и ковалентной полярной связью. Электролиты и неэлектролиты. Степень диссоциации.

Основные положения ТЭД.

Демонстрационный эксперимент: Явление изменения объёма раствора при растворении этанола, глицерина, хлорида натрия, уксусной кислоты, сахара в воде. Изучение электропроводности этих растворов.

Занятие№4. Что влияет на процесс растворения?

Растворение. Растворимость веществ в воде. Кривые растворимости солей. Насыщенные, ненасыщенные, пересыщенные растворы. Влияние температуры, давления, агрегатного состояния веществ, степень их измельчения, перемешивания на растворимость и скорость растворения в живом организме. Применение растворов: суспензии, эмульсии, физиологические растворы, растворы для инъекций в медицине.

Практическая работа: « Кристаллы - большие и маленькие».

Занятие №5 . Водные растворы.

Как приготовить раствор заданной концентрации?

Численное выражение состава раствора: массовая доля растворённого вещества, процентная концентрация, молярная концентрация (молярность). Расчёты с использованием концентраций растворов. Вода – полярный растворитель. Физическая и химическая теория растворов. Гидратная теория Д. М. Менделеева. Современная физико-химическая теория растворов.

Тепловые явления при растворении. Сольватация. Растворение различных веществ в воде.

 Демонстрационный эксперимент:  Тепловые явления при растворении Н2SO4 и NH4NO3 в воде.

Практическая работа: Приготовление растворов заданных концентраций. Проведение необходимых расчётов. Взвешивание веществ. Измерение объёма воды с помощью мерной посуды.

Занятие № 6. Гидролиз.

Сущность реакции гидролиза. Случаи гидролиза. Составление уравнений реакций гидролиза солей.

Демонстрационный эксперимент: Испытание среды растворов солей: Nа2SO4 ,  Nа 2СО 3,  AlCl 3, СH3COOH  универсальным индикатором.

Практическая работа: Изготовление динамической таблицы «ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ»

Литература:

I. Основная

1.  Алексинский В.Н. Занимательные опыты по химии : Книга для учителя.-М.: «Просвещение»,1995.-96с., ил.

2. Корощенко А.С. Химия. Задания с выбором ответа.8-9 кл./ А.С. Корощенко, А.А. Каверина, Р.Г. Иванова.- М.: Гуманитар. Изд. Центр ВЛАДОС, 2004.-143 с.

3. Леенсон И.А. Удивительная химия. – М.: Изд-во НЦ ЭНАС, 2006.-176 с.- (о чём умолчали учебники).

4. Сомин Л. Е. Увлекательная химия. Пособие для учителей. Из опыта работы. М., «Просвещение», 1978. 176 с. С ил.

5. Химия: проектная деятельность учащихся/ авт.-сост. Н.В. Ширшина.-Волгоград:  Учитель, 2007.-184 с.

6. Химия. (Курсы по выбору в предпрофильной подготовке). – Саратов: ГОУ ДПО «СарИПКиПРО», 2006 г., - 52 с.

II. Дополнительная

1.  Гаврусейко Н.П., Дебалтовская В.И. Химические викторины. Под ред. С.В. Маркевича и С.И. Маркевич. Мн., «Нар. Асвета», 1972. 208с. С илл.,

2.  Книга для чтения по неорганической химии.Кн. для учащихся. В 2 ч. Ч. 1/Сост.В.А.Крицман.-3-е изд., перераб.-М.:Просвещение, 1993.-192с., 8 л. Ил.

3.  Лисичкин Г.В., Бетанели В.И. Химики изобретают: Кн. Для учащихся.- М.: Просвещение, 1990. – 112 с.:ил.

4.  Мартыненко Б.В.  Кислоты-основания: Кн. Для учащихся  8-10 кл. сред. Шк. М.: Просвещение, 1988. – 160 с., 8 л. Ил.: ил.  (Мир знаний).

5.  Некрасов Б.В. Основы общей химии. В 3-х т. Т. 1-М.: Изд-во «Химия», 1969. -519 с.

6.  Ольгин О. Опыты без взрывов. Изд. Второе, переработанное.- М.: Химия, 1986.- 192 с.

7.  Ольгин О. М. Чудеса на выбор, или Химические опыты для новичков: Научно-популярная лит-ра/Рис. Т. Коровиной и Е. Суматохина; фотогр. Л. Чистого. - М.: Дет. Лит., 1987. – 127 с., ил. -  (Знай и умей).

8.Фадеев Г. Н. Химические реакции: Пособие для учащихся.- М.: Просвещение, 1980.- 176 с., ил.

           Методическое  приложение   

                            ЗАНЯТИЕ № 1

             Вода благовалила литься!

             Она блистала столь чиста,

              Что не напиться, не умыться,

              И это не спроста,

              Ей не хватало ивы, тала,

              И горечи цветущих лоз.

              Ей не хватало быть волнистой

              Ей не хватало течь везде

              Ей жизни не хватало-

              Чистой, дистиллированной воде.

   Что мы знаем о воде? Вода -оксид водорода-- -весьма распространенное на Земле вещество. Почти 3/4 поверхности земного шара покрыты водой, образующей океаны, моря, реки и озера. Много воды находится в газообразном состоянии в виде паров в атмосфере; в виде огромных масс снега и льда лежит она круглый год на вершинах высоких гор и в полярных странах. В недрах земли также находитcя вода, пропитывающая почву и горные породы. Состав воды по массе:11,19% водорода и 88,81% кислорода.

Природная вода не бывает совершенно чистой. Наиболее чи-стой является дождевая вода, но и она содержит незначительные количества различных примесей, которые захватывает из воздуха. Получают чистую воду (дистиллированную) методом перегонки.

Количество примесей в пресных водах обычно лежит в преде-лах от 0,01 до 0,1% (масс.). Морская вода содержит 3,5% (масс.) растворенных веществ, главную массу которых составляет хлорид натрия (поваренная соль).

Вода, содержащая значительное количество солей кальция и магния, называется жесткой в отличие от мягкой воды, на-пример дождевой. Жесткая вода дает мало пены с мылом, а на стенках котлов образует накипь.

Чтобы освободить природную воду от взвешенных в ней частиц, ее фильтруют сквозь слой пористого вещества, например, угля, обожженной глины и т. п. При фильтровании больших количеств воды пользуются фильтрами из песка и гравия. Фильтры задер-живают также большую часть бактерий. Кроме того, для обезза-раживания питьевой воды ее хлорируют; для полной стерилизации воды требуется не более 0,7 г хлора на 1 т воды.

Фильтрованием можно удалить из воды только нерастворимые примеси. Растворенные вещества удаляют из нее путем перегонки (дистилляции) или ионного обмена.

Практическая работа «Определение жесткости воды».

Цель: Определить жёсткость  воды, взятой из разных источников.

Оборудование: мерный цилиндр, коническая колба, бюретка с мыльным раствором, пробы воды из разных источников.

1.Мерным цилиндром налить 10 мл исследуемой воды в коническую колбу.

2.Наполнить бюретку мыльным раствором, добавить 1 мл мыльного раствора в колбу. Если не образуется пена, добавить ещё несколько мл раствора мыла. Продолжать добавлять мыльный раствор, пока не образуется устойчивая пена (она должна держаться не менее 30 секунд).

3.Записать объём мыльного раствора, необходимого для образования устойчивой пены с 10 мл исследуемой воды.

4.Ополоснуть колбу, повторить действия 1-3 с различными пробами воды: водопроводная, дистиллированная, речная (из реки Баланда), родниковая и колодезная.

Вывод: Жёсткость природных вод изменяется в широких пределах. Она различна в разных пробах. Присутствие в воде солей кальция и магния делает воду непригодной для технических целей, не даёт пены с мылом, и при этом отмываемость ухудшается. Жёсткой водой нельзя пользоваться при крашении тканей, жёсткая вода ухудшает и качество приготовленной пищи.

Физические свойства воды. Чистая вода представляет собой бесцветную прозрачную жидкость без вкуса и без запаха. Плотность воды при переходе ее из твердого состояния в жидкое не уменьшается, как почти у всех других веществ, а возрастает. При нагревании воды от 0 до 4°С плотность ее также увеличивается. При 4°С вода имеет максимальную плотность (1г/см), и лишь при дальнейшем нагревании ее плотность уменьшается. Вода замерзает при

00 С и кипит при 1000С при давлении 101 325 ПА. Она плохо проводит тепло и электрический ток.

Если бы при понижении температуры и при переходе из жид-кого состояния в твердое плотность воды изменялась так же, как это происходит у подавляющего большинства веществ, то при приближении зимы поверхностные слои природных вод охлаждались  бы до 0°С и опускались на дно, освобождая место более теплым слоям, и так продолжалось бы до тех пор, пока вся масса водоема не приобрела бы температуру 0°С. Далее вода начинала бы замерзать, образующиеся льдины погружались бы на дно и водоем промерзал бы на всю его глубину. При этом многие формы жизни в воде были бы невозможны. Но так как наибольшей плотность вода достигает при 4°С, то перемещение ее слоев, вызываемое охлаждением, заканчивается при достижении этой температуры. При дальнейшем понижении температуры охлажденный слой, обладающий меньшей плотностью, остается на поверхности, замерзает и тем самым защищает лежащие ниже слои от дальнейшего охлаждения и замерзания.

Большое значение в жизни природы имеет и тот факт, что вода. обладает аномально высокой теплоемкостью [4,18 Дж/(гК)], Поэтому в ночное время, а также при переходе от лета к зиме вода остывает медленно, а днем или при переходе от зимы к лету так же медленно нагревается, являясь, таким образом, регулято-ром температуры на земном шаре.

.

Молекула воды имеет угловое строение. Межъядерные расстояния О—Н близки к 0,1 нм, расстояние ме-жду ядрами атомов водорода равно примерно 0,15 нм. Из восьми электронов, составляющих внешний электронный слой атома кислорода в молекуле воды

две электронные пары образуют ковалентные связи О—Н,  а остальные четыре электрона представляют собой две неподеленных электронных пары.

Валентный угол НОН (104,3°) близок к тетраэдрическому (109,5°). Электро-ны, образующие связи О—Н, смещены к более электроотрицательному атому кислорода. В результате атомы водорода приобретают эффективные положительные заряды, так что на этих атомах создаются два положительных полюса. Молекула воды – диполь.          

Молекулярная масса парообразной воды равна 18 и отвечает ее простейшей формуле. Однако молекулярная масса жидкой воды, определяемая путем изучения ее растворов в других растворителях оказывается более, высокой. Это свидетельствует о том, что в жидкой воде происходит ассоциация молекул, т. е. соединение их в более сложные агрегаты. Такой вывод подтверждается и аномально высокими значениями температур плавления и кипения воды. Ассоциация молекул воды вызвана образованием между ними водородных связей.

В твердой воде (лед) атом кислорода каждой молекулы уча-ствует в образовании двух водородных связей с соседними молекулами воды согласно схеме,

                                            Рис. 1

в которой водородные связи показаны пунктиром. Схема объемной структуры льда изображена на рисунке 1. Образование водо-родных связей приводит к такому расположению молекул воды, при котором они соприкасаются друг с другом своими разноимен-ными полюсами. Молекулы образуют слои, причем каждая из них связана с тремя молекулами, принадлежащими к тому же слою, и с одной — из соседнего слоя. Структура льда принадлежит к наименее плотным структурам, в ней существуют пустоты, размеры которых несколько превышают размеры молекулы .

При плавлении льда его структура разрушается. Но и в жид-кой воде сохраняются водородные связи между молекулами: обра-зуются ассоциаты — как бы обломки структуры льда, — состоящих из большего или меньшего числа молекул воды. Однако в отличит от льда каждый ассоциат существует очень короткое время: по-стоянно происходит разрушение одних и образование других агре-гатов. В пустотах таких «ледяных» агрегатов могут размещаться одиночные молекулы воды; при этом упаковка молекул воды становится более плотной. Именно поэтому при плавлении льда объем, занимаемый водой, уменьшается, а ее плотность возрастает.

По мере нагревания воды обломков структуры льда в ней становится все меньше, что приводит к дальнейшему повышению плотности воды. В интервале температур от 0 до 4°С этот эффект преобладает над тепловым расширением, так что плотность воды продолжает возрастать. Однако при нагревании выше 4°С преобладает влияние усиления теплового движения молекул и плотность воды уменьшается. Поэтому при 4°С вода обладает максимальной плотностью.

При нагревании воды часть теплоты затрачивается на разрыв водородных связей (энергия разрыва водородной связи в воде составляет примерно 25 кДж/моль). Этим объясняется высокая теплоемкость воды.

Водородные связи между молекулами воды полностью разры-ваются только при переходе воды в пар.

Тяжелая вода. При электролизе обычной воды, содержащей наряду с молекулами НО также незначительное количество молекул DO, образованных тяжелым изотопом водорода, разложению подвергаются преимущественно молекулы НО. Поэтому при длительном электролизе воды остаток постепенно обогащается молекулами DO. Из такого остатка после многократного повторения электролиза в 1933 г. впервые удалось выделить небольшое количество воды состоящей почти на 100% из молекул DО и получившей название тяжелой воды.

По своим свойствам тяжелая вода заметно отличается от обычной воды (таблица 1). Реакции с тяжелой водой протекают медленнее, чем с обычной. Тяжелую воду применяют в качестве замедлителя нейтронов в ядерных реакторах.

                                                                  Таблица 1.

      Живая вода. Вода, образовавшаяся из растаявшего льда, ещё долго сохраняет его структуру. Конечно, не вся: в этой воде плавают крохотные островки воды, сохраняющие структуру льда.

Эти льдинки  не тают при +20 0С, а после 40 0С быстро разрушаются.

  Как реагируют организмы на эти невидимые глазу льдинки? Оболочки большинства клеток  организма и гигантские живые молекулы притягивают молекулы воды и выстраивают на своей поверхности в определённом порядке, создавая ледоподобную кристаллическую решётку. Протоплазма  клеток и межтканевая жидкость заполнены бесчисленными айсбергами. Организм замораживает значительную часть содержащейся в нём воды. Вода становится «живой», когда «заморожена».  Под влиянием температуры полностью разрушается кристаллическая структура льда, молекулы вступают в другие связи. Серебряная вода – это тоже вид живой воды. Ионы серебра обладают антимикробным действием.  Поэтому серебряная вода  служит эффективным лечебным средством при воспалительных и гнойных процессах, вызванных бактериальным заражением, а также при лечении желудочно-кишечных заболеваний, язвенной болезни, воспалительных процессов носоглотки, глаз, ожогов и т. д..

   Есть и ещё один вид воды-омагниченная. Такую воду получают путём пропускания через магниты, вмонтированные в трубопровод, по которому течёт вода. Вода при этом изменяет свои физико-химические свойства: скорость химических реакций в ней увеличивается, ускоряется кристаллизация растворённых веществ, увеличивается коагуляция.

  Чтобы заморозить кипячёную воду, нужно разорвать эти связи, что совсем нелегко. Кипячёная вода замерзает ниже -70С. Такая вода называется переохлаждённой. Когда в организме много такой воды, это способствует накоплению вредных продуктов обмена. В этом отрицательная сторона употребления кипячёной воды.  «Замерзая», вода очищается, изгоняя из своей решётки вредные примеси.

    Таким образом, самое удивительное вещество на Земле – вода таит в себе ешё много неизвестных  человеку свойств, которые наука должна изучить и использовать на благо человечества.

Химические свойства воды. Молекулы воды отличаются большой устойчивостью к нагреванию. Однако при температурах выше 1000°С водяной пар начинает разлагаться на водород и кислород:

2НО 2Н+О

Процесс разложения вещества в результате его нагревания называется термической диссоциацией. Термическая диссоциация воды протекает с поглощением теплоты.

Вода — весьма реакционноспособное вещество. Оксиды многих металлов и неметаллов соединяются с водой, образуя основания и кислоты; некоторые соли образуют с водой кристаллогидраты; наиболее активные металлы взаимодействуют с водой с выделением водорода.

2Н2О+Са=Са(ОН)2+Н2.                     Н2О+СаО=Са(ОН)2

Н2О+NaOH=NaOH * H2O                  H2O+H2SO4=H2SO4* H2O

10H2O+Na2CO3=Na2CO3 *10H2O       5H2O+CuSO4=CuSO4 *5H2O

2Al+6H2O=2Al(OH)3+3H2                 Al2O3+2NaOH+3H2O=2Na[Al(OH)4]

Cl2+H2O=HCl+HClO хлорная вода.  SO3 + H2O = H2SO4

Вода обладает также каталитической способностью. В отсутствие следов влаги практически не протекают некоторые обычные реакции; например, хлор не взаимодействует с металлами, фтороводород не разъедает стекло, натрий не окисляется в атмосфере воздуха.

Может ли вода гореть? Может. Вода неплохо горит в атмосфере свободного фтора.

А сухой вода может быть? Оказывается, может. Недавно учёные сумели приготовить сухую воду. К обычной воде прибавили порошок кремниевой кислоты. Вода сразу становится сухой и сыпучей, да и на ощупь она не влажная, а сухая и холодная.

    К важным химическим свойствам воды относится  её способность вступать в реакции гидролитического разложения (гидролиз). См. гидролиз солей.  

                                          ЗАНЯТИЕ № 2

  Роль воды и  растворов. Вода имеет очень большое значение в жизни растений, животных и человека. Согласно современным представлениям, само происхождение жизни связывается с морем. Во всяком организме вода представляет собой среду, в которой протекают химические процессы, обеспечивающие жизнедеятельность организма; кроме того, она сама принимает участие в целом ряде биохимических реакций. Кровь человека по химическому составу близка к морской воде (относительное содержание элементов в %):

  Вода в живом организме. У человека количество воды в протоплазме тканей варьирует от 20 (в костях) до 85% (в клетках головного мозга).

В ней растворено большинство веществ протоплазмы, водная среда необходима  для того, чтобы они могли диффундировать и реагировать между собой. Вода помогает удалению продуктов обмена веществ, растворяя их. Вода предохраняет протоплазму от внезапных изменений температуры, т.к. поглощает тепло с минимальным изменением собственной температуры. (На разрыв водородных связей между молекулами воды). Большое количество тепла поглощается  при переходе воды из жидкого состояния в газообразное, давая возможность организму освобождаться от избытка тепла путём испарения воды.  Высокая теплопроводность воды позволяет равномерно распределить тепло между тканями тела. Вода служит незаменимым смазочным материалом.

   В быту, различных промышленных производствах, сельском хозяйстве широко используется вода и водные растворы.

   Для нормального существования человек должен вводить в организм воды больше в 2 раза по весу, чем питательных веществ. Если количество воды в человеческом теле уменьшится на 1-2 % (0,5 л) – человек испытывает лишь жажду; на 5% (2-2,5 л) – кожа сморщивается, во рту «пересыхает», сознание затемняется; на 14-15 % (7-8 л) – человек умирает.

   Почки пропускают и очищают от ядовитых продуктов за сутки 2 м2 крови. В животном и растительном мире распределение воды такое: меньше всего воды содержат мхи, лишайники – 5-7% от веса; злаки -12-14% от веса,  насекомые-46-65%, млекопитающие-60-65%, рыбы-70%, картофель-80%, груши-855, огурцы, помидоры, грибы-90-95%.

      Вода настолько важный  и уникальный растворитель, что имеет полное право на самое почтительное к ней отношение. Если бы поэты знали о ней столько, сколько химики, то сложили бы о воде самые величественные оды.  

    Вода природная широко используется в трёх важнейших областях - в сельском хозяйстве, в энергетике, на водном транспорте. Но у неё есть и другие профессии.

  Вода—колыбель жизни на Земле.  Именно в воде первичных морей  и океанов возникли первые белковые комочки, которые в ходе эволюции дали начало всему живому.

   Вода – основа жизни на Земле. Самый главный процесс, благодаря которому существует всё живое, -  фотосинтез  - состоит в соединении углекислого газа  и воды под действием солнечного света. При этом образуется то великое множество веществ, из которых строятся все живые организмы. Например, в кишечник человека, этот главный химический реактор в организме, только за одни сутки поступает около 10 л воды: вместе с едой и питьём 1,5 -2 л , 1,5 л в виде желудочного сока, столько же виде слюны, 3 л кишечные соки, 0,7 л вводится с желчью и т. д.

   Вода – величайший преобразователь природы, землекоп. В содружестве с ветром и солнцем она создала почву, превратив голые скалы первозданной Земли в зелёный ковёр лесов и степей.

   Вода – среда обитания большинства живых существ на планете  (биомасса-30 млрд. т).

  Вода – главный растворитель в природе. За миллиарды лет в Мировом океане скопились несметные сокровища.  

   Вода-целитель. При купании вода благотворно влияет на кожный покров, улучшает кровообращение. Древние греки изображали богиню Гигиею в виде прекрасной молодой женщины  с чашей  воды в руке (от имени богини образовано слово «гигиена»).

    Вода - измеритель. Водяные часы (клепсидра) использовались в Греции, Риме для измерения. Вот из глубокой древности дошло до нас выражение: «Ваше время истекло». Вода использована и для измерения количества тепла в калориях. Так 1 грамм чистой воды при нагревании на 10 С и есть калория.

     Вода - тушит пожары. Вода не горит, она уже сгорела, она как бы зола водорода.

    Вода и политика. Границы государств проходят через моря. В России 40 тыс. км морских границ проходят по 14 морям.  

   Вода угрожает. Если воды катастрофически мало или много, наступают стихийные бедствия – засухи, наводнения.

    Вода и магия. В христианском обряде крещения в воде приписываются магические свойства «очищения» от злых духов. Вода употребляется и для гадания. И сейчас говорят о человеке, предугадавшем события: «Как в воду глядел».

   О роли воды можно сказать ещё многое. Она мощный источник энергии (ГЭС), главное транспортное средство, непременный участник практически всех химических реакций на Земле, важнейший регулятор климата планеты и т. д. Для нас нет, пожалуй, вещества более нужного, чем вода.

Практическая работа:  «Анализ воды»

Цель: дать характеристику качества воды, взятой из разных источников.

Оборудование: пробы воды, химический  стакан 1 -3, универсальный индикатор, 3-х литровая банка, дистиллированная вода, стекло, спиртовка.

Ход работы

1. Налейте пробу воды в химический стакан, рассмотрите на свет. Определите ее прозрачность (прозрачная, слабо мутная, мутная сильно).

2. Определите цвет воды. Для этого опустите в стакан с водой белую пластинку или лист белой бумаги. Цвет воды: бурый, светло-коричневый, желтый, светло-желтый, зеленоватый, бесцветный.

3. Определите запах воды и ее интенсивность (болотный, глинистый, древесный, травянистый, сероводородный, она может пахнуть бензином, хлором и т.д.).

4. По интенсивности запах: слабый, заметный, сильный. Определите, образуется ли осадок после суточного отстаивания воды в 3-х литровой банке (на демонстрационном столе).

5. Определите рН воды с помощью универсального индикатора. Капните на полоску индикатора водой и сравните полученный цвет со шкалой рН. Определите реакцию водной среды.

6. Определите наличие растворенных солей. На предметное стекло капнуть несколько капель исследуемой воды, а на другое - дистиллированной. Выпарите воду со стёкл и сравните их. Белый налет указывает на наличие солей.

7. Заполните таблицу  и сделайте вывод по работе.

Таблица.Анализ воды

Запасы воды на Земле.

   Гидрологи в шутку называют Землю мокрым шаром во влажной оболочке. Да,  воды на Земле – 1454 км2 ,  но у этого океана на долю пресной воды, не считая пока недоступных для водопровода полярных льдов, приходится всего 0,3%. Эти крохи люди давно бы уже израсходовали, если бы на планете не шёл вечный круговорот воды. Вода в речных руслах сменяется 32 раза в год. Через 10 лет обновляется вода в пресных озёрах. Ещё медленнее сменяются подземные воды. Для этого требуется 5 тысячелетий.                                    

Мировой океан занимает  около 70% всей земной поверхности, его площадь – свыше 360 миллионов км3.

   На суше воды около 90 миллионов км3. Из них более 60 миллионов км3 находится под землёй, почти всё это солёные воды. Около 25 миллионов км твёрдой воды лежит  в горных и ледниковых районах: в Арктике, в Гренландии, в  Антарктиде.

Во всех озёрах, болотах, созданных человеком водохранилищах и в почве содержится 500 000 км3 воды.

  Вода присутствует и в атмосфере в виде водяного пара, облаков, атмосферных осадков. Все эти запасы  составляют 14 000 км3.

   Вода на Земле никогда не остаётся неподвижной. Вечный круговорот воды, связывающий воедино все ресурсы нашей планеты, происходит за счёт энергии Солнца. Вода испаряется под действием воздушных течений и разносится по всему свету, конденсируется, выпадает на земную поверхность, снова возвращается в Океан, и так без конца.

   Много воды на Земле или мало? Только одни реки выносят в Мировой океан каждый год около 40 000 км3 воды. Значит годовой сток рек может обеспечить питьевой водой всех людей на Земле, по меньшей мере, на 25 000 лет. Разве это мало? Да мало, т. к. человеку  воды нужно очень много. Его потребности уже стали сравнимыми с  возобновляемыми ресурсами пресной воды на планете. В наши дни люди каждый год забирают из рек и озёр для своих нужд приблизительно 2000 км3 пресной воды, что составляет около 1/20 части годового стока всех рек земного шара или около 13% их устойчивого стока.

Экологическое состояние воды. По данным ЮНЕСКО, в засушливых районах планеты на человека в день приходится 20 л воды, а в больших промышленных городах  дневной расход превышает 200 л на каждого жителя  и прослеживается тенденция увеличения этих чисел. Всемирная организация здравоохранения установила, что экономия воды в случае установки счётчиков составляет 33%. Сложная проблема – обоснование предельно допустимых  сбросов (ПДС) в водные бассейны и предельно допустимых концентраций (ПДК) вредных веществ в питьевой воде. Во многих странах ищутся пути получения пресной воды в нужных производству и населению количествах. Один из способов – опреснение морской воды, но он требует больших материальных затрат. В промышленности  создаются и используются  замкнутые технологические циклы: все токсичные растворы  собираются в герметичных отстойниках и, пройдя систему фильтров, поступают к потребителю.

   В связи  с бурным развитием промышленности, ростом населения планеты трудности в снабжении пресной водой неизбежно увеличатся. Для предотвращения водного кризиса потребуются объединённые усилия многих стран по разработке долгосрочных проектов обеспечения каждого жителя планеты чистой водой в нужных, но оптимальных количествах.

   Уже теперь на обезвреживание загрязнённых и бытовых сточных вод расходуется почти 40% всего устойчивого  мирового  стока пресной воды, что втрое больше её расхода на все нужды человечества.

   Водный кризис угрожает обществу  не потому, что на Земле не хватает воды, а потому, что своей деятельностью человек при существующей технологии, при современной организации промышленного производства вынужден загрязнять и портить  огромные количества чистой природной воды. Говоря о водном транспорте, надо отметить, что он не является просто инертным пользователем. Речные и морские суда в известной степени загрязняют  воду, в первую очередь,  нефтепродуктами. Ещё более интенсивно загрязняются водоёмы при лесосплаве.

  Воды Мирового океана содержат миллиарды тонн калия, рубидия, урана, тория, радия.

  Вредные вещества, особенно обладающие длительным периодом полураспада, постепенно становятся постоянными компонентами морской воды, и всё более влияют на её качество и биологическую продуктивность Мирового океана.

  Иногда, казалось бы, довольно безобидные отходы, попадающие в море по халатности людей, вызывают вредные последствия. Десятки миллионов бутылок и пакетов из синтетических  материалов используются для обитания различными рачками, моллюсками, водорослями. Течение переносит их  на новые  участки, приводя зачастую к неблагоприятным нарушениям уже сложившихся экологических систем, к нежелательному сдвигу природного равновесия.

   Влияние человека на Океан заключается не только в физическом уничтожении тех или иных его представителей, но и в количественном изменении состава. В поверхностных слоях морской воды. В морской пене в сотни и тысячи раз выше, чем на глубине, содержание радиоактивных изотопов, в сто тысяч раз больше содержание ДДТ и прочих ядохимикатов. Целые реки синтетических  моющих веществ, сливаемых в моря, скапливается у поверхности, губя молодь и водоросли, блокируя процесс природного самоочищения.

  Как не тревожиться, если появление всё новых  химических веществ в отходах производства, смытые дождями с полей удобрения и ядохимикаты, приводят к  резкому увеличению количества стоков, содержащих вещества, опасные для всего живого.

  Как не тревожиться, если медики сигнализируют: от болезней, вызванных нехваткой чистой питьевой воды. На земном шаре страдает свыше 800 миллионов человек!   Как не тревожиться, если тонна нефти, растекаясь  по поверхности водоёма, образует плёнку площадью 12 км2 , и это препятствует проникновению в толщу воды кислорода, а ведь он так нужен для жизни рыб, для процесса самоочищения водоёмов.

  Растущее вмешательство человека в природу. Непродуманная, а порой бесхозяйственная деятельность людей приводят к необратимым экологическим и биологическим последствиям, к резкому ухудшению качественного состояния окружающей среды. Результатом такого воздействия общества на природу являются истощение её ресурсов и загрязнение. Какая экологическая ситуация сложилась в нашей местности в отношении водных ресурсов?

Практическая работа «Выявление химических загрязнений в воде»

Цель: определить наличие химических соединений загрязняющего фактора, закрепить умения проводить качественные реакции.

Оборудование: пробы воды из разных источников (у промышленных объектов), химическая посуда, спиртовка, карандаш по стеклу, стеклянная палочка.

Реактивы: марганцовокислый калий, нитрат серебра, щелочь, карбонат аммония, концентрированная кислота, сульфид натрия, красная кровяная соль.

Ход работы

1. Взять пробы воды по 100 мл, отметить номер участка на емкости.

2. Провести качественные реакции на ионы – загрязнители:

(задания для малых групп)

- SO32-  К 10 мл пробы прилить 1 мл KMnO4 (слабый раствор). Обесцвечивание розового раствора говорит о наличии SO32-.

- S2-  К 10 мл пробы добавить несколько капель нитрата серебра. Слабое помутнение – наличие S2-.

- NH4+  К 10 мл пробы добавить раствор NaOH концентрированный и подогреть. Появление запаха аммиака говорит о наличии NH4+.

- Na+  Опустите стеклянную палочку в пробу и внесите в пламя спиртовки. Присутствие Na+ дает ярко-желтое окрашивание.

- Fe3+  К 10 мл пробы добавить несколько капель роданида калия. Бледно-бурая окраска говорит о наличии Fe3+.

- Ca2+  можно обнаружить с помощью концентрированной кислоты по выделению газа (пузырьков).

- Cu2+  К 20 мл пробы добавить сульфид натрия. Зелено-бурый осадок говорит о присутствии Cu2+.

- фенол. В 5 мл пробы капнуть 2-3 капли раствора FeCl3. Если есть фенол, проба окрашивается в фиолетовый цвет.

- определите рН пробы универсальным индикатором.

Отчетное задание:

1. Заполните таблицу.

2. Определить участок с наибольшим загрязнением, выявить причины.

3. Как обезопасить здоровье человека от действия загрязняющих факторов?

Таблица. Влияние химических загрязнителей

В ходе данного занятия у учащихся возникает потребность в   конкретной помощи участку, имеющему большое загрязнение. Поэтому организуется «трудовой десант» с целью выявить причину загрязнения  водоёма и устранить её (последствия), если это возможно собственными силами или с привлечением взрослых (жителей этого района, шефов школы, родителей и др.)  

          Образовательный продукт этого занятия – компьютерная презентация:

 1.Роль воды и растворов (таблица. Относительное содержание элементов в морской воде и крови, %).

 2. Вода в живом организме (схема + рис.).

 3.Профессии воды.

 4.Анализ воды.            

 5.Круговорот воды в природе.

 6.Экологическое состояние воды.

 7. Основные источники загрязнения вод в г Калининске (результаты практической работы).

 8.Трудовой десант. (Фотографии участка реки до и после проведённой работы, отдельные  её этапы).

  9.Заключение. Выводы и предложения.

                                         ЗАНЯТИЕ №  3

Электролиты и неэлектролиты. Хорошо известно, что одни вещества в растворённом или расплавленном состоянии проводят электрический ток, другие в тех же условиях ток не проводят. (Демонстрация электропроводности растворов, заполнение таблицы:

Электропроводность веществ и их растворов.                   Таблица 3.

  Вещества, распадающиеся на ионы в растворах или расплавах и потому проводящие электрический ток, называются электролитами.

  Вещества, которые в тех же условиях на ионы не распадаются и электрический ток не проводят, называются неэлектролитами.

  Распад электролитов на ионы при растворении их в воде называется электролитической диссоциацией.

  Механизм диссоциации.    

  Почему электролиты  диссоциируют на ионы? Учение о химической связи атомов помогает ответить на этот вопрос. Легче всего диссоциируют вещества с ионной связью:

   1.Ориентация диполей воды вокруг положительных и отрицательных ионов,

   2.Гидратация ионов,

   3. Переход ионов из кристалла в раствор-диссоциация.

  Диссоциация веществ с ковалентной полярной связью:

1. Ориентация диполей воды вокруг полярной молекулы веществ
2. Ионизация ковалентной полярной связи (электронная пара полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью),
3. Гидратация ионов,
4. Диссоциация (может быть полной или частичной).

                             Рис. 2

       Следовательно, электролитами  являются соединения с ионной и полярной связью – соли, кислоты, основания. И диссоциировать они могут в полярных растворителях.

  При растворении происходит химическое взаимодействие  растворённого вещества с водой, которое приводит к образованию гидратов, а затем они диссоциируют на ионы. Эти  ионы связаны с молекулами воды, т. е. гидратированы. Гидратация-основная причина диссоциации. Она отчасти затрудняет их ассоциацию. Гидратированные ионы содержат как постоянное, так и переменное  число молекул воды. Гидрат постоянного состава образует ион водорода Н+, удерживающий одну молекулу воды,-это гидратированный протон Н+ (Н2О).  В научной литературе его изображают Н3О или ОН+ и называют ионом гидроксония. В растворах нет иона водорода, а есть ион гидроксония. Говоря об ионе водорода в растворах, всегда имеют в виду ион гидроксония.

  Механизм возникновения прочной ковалентной связи в ионе Н3О донорно-акцепторный:

                                                         Н                                  Н                   +

                                                                  О:   +  Н+  =                О – Н

                                                         Н                                  Н                    

Молекула воды - донор, протон- акцептор.  

     Теория электролитической диссоциации (ТЭД) С. Аррениус 1887 год.

 ПОЛОЖЕНИЯ:

1. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы-положительные (катионы) и отрицательные (анионы).

Чтобы запомнить заряды ионов есть забавный стишок:

                       Для двух ребят подарков груз

                       ИОН взвалил себе на спину:

                       Для КАТИ ОН несёт свой плюс,

                       Для АНИ ОН несёт свой минус.

2. Под действием электрического тока ионы приобретают  направленное движение: положительно заряженные ионы движутся к катоду, отрицательно заряженные-к аноду.

3. Диссоциация-обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы протекает процесс соединения ионов (ассоциация).

Поэтому в уравнениях диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости.

4. Электролиты по степени диссоциации (альфа-число, показывающее, какая часть молекул электролита находится в растворе в виде ионов @=N д : N общ) делятся:

-сильные (соли, щёлочи, некоторые кислоты HCl , H2SO4 , HNO3) , у которых альфа стремится к 1.

-слабые (гидрат аммиака, сероводородная, сернистая, азотистая, угольная   кислоты), у которых альфа стремится к -  0

5. Свойства растворов электролитов определяются свойствами  тех ионов, которые образуются при диссоциации:

Кислоты-это электролиты, которые диссоциируют на катионы водорода и анионы кислотного остатка.

Основания-это электролиты, которые диссоциируют на катионы металла и анионы гидроксогрупп.

Соли-это электролиты, которые диссоциируют на катионы металла и анионы кислотного остатка.

                                     ЗАНЯТИЕ  № 4

    Растворимость – это свойство вещества растворяться в воде или другом растворителе. В воде могут растворяться твёрдые,  жидкие и газообразные вещества. По растворимости в воде вещества делятся на 3 группы: 1)хорошо растворимые, 2)мало растворимые, 3)практически нерастворимые.

Растворимость зависит от природы веществ, температуры, давления. Процесс растворения обусловлен взаимодействием частиц растворимого вещества и растворителя; это самопроизвольный процесс.

  Насыщенным называется такой раствор, который находится в динамическом равновесии с избытком растворённого вещества.

В насыщенном растворе содержится максимальное количество растворённого вещества при данной температуре. В ненасыщенном растворе содержится меньше вещества, чем может раствориться при данной температуре, а в пересыщенном – больше, чем может раствориться, при данной температуре. Пересыщенные растворы неустойчивы. Лёгкое сотрясение сосуда или введение в раствор кристалла соли вызывает выпадение в осадок растворённого вещества.

  Количественно растворимость выражается концентрацией насыщенного раствора. Её выражают максимальным числом граммов вещества, которое можно растворить в 100 г растворителя при данной температуре. Это количество иногда называют коэффициентом растворимости или просто растворимостью вещества.

  Например, при 180С в 100 г воды растворяется 51,7г соли нитрата свинца (II) т.е. растворимость этой соли при 180С равна 51,7 г. Если при этой же температуре добавить ещё соли, то она не растворится, а выпадет в виде осадка. Чаще всего растворимость твёрдых веществ с увеличением температуры возрастает. Это наглядно изображается с помощью кривых растворимости. На коэффициент растворимости  твёрдого тела в воде давление влияет незначительно, т.к. при растворении не происходит заметного изменения объёма системы. С помощью кривых растворимости легко рассчитать, сколько соли  выпадет при  его охлаждении.

  Например, если взять 100 г воды и приготовить при 450С насыщенный раствор нитрата калия, а затем охладить его охладить до 00С, то, как следует из кривой растворимости, должно выпасть 60 г соли. Выделение вещества из раствора при понижении температуры называется кристаллизацией. Если в растворе содержались примеси, то при кристаллизации вещество всегда получается чистым, т.к. по отношению к примесям раствор остаётся ненасыщенным даже при понижении температуры и примеси не выпадают в осадок. На этом основан метод очистки веществ, называемый перекристаллизацией.

     При растворении газов вводе выделяется теплота. Поэтому при повышении температуры растворимость газов в воде уменьшается, а при понижении - увеличивается. Растворимость газов увеличивается при повышении давления. Так как объём газа, растворяющийся в данном объёме воды, не зависит от давления, то растворимость газа обычно выражают в мл, растворяющихся в 100 г растворителя

 Растворимость, г на 100 г воды.  160

                                                        140

                                                        120

                                                        100  

                                                         80

                                                         60

                                                         40

                                                         20

                                                               0   20  40  60  80  100

                                                                     температура, 0С.

                             Рис. 3   Кривые растворимости твёрдых веществ.

                              5

    Растворимость,4                          

 мл на 100 г воды 3

                              2

                              1

                                   0  20  40  60  80  100

                                       температура, 0 С  

                    Рис. 4  Кривые растворимости газов.

Практическая работа: « Кристаллы - большие и маленькие». 1.Приготовить пересыщенный раствор. 2.Осторожно охладить пересыщенный раствор (чтобы излишек растворённого вещества не выпал в осадок). Ввести затравку-кристалл той же соли, подвешенный на нитке. 3.Накрыть сосуд листом бумаги, поставить в укромное место и ждать. Изредка подливать насыщенный раствор по мере его  испарения. Варианты опыта:

1.20г нитрата калия порциями растворить в 25 мл воды при слабом нагревании. Разлить раствор в два сосуда . 1-й поставить в холодную воду, а 2-й укутать для медленного остывания. Размер кристаллов зависит от скорости охлаждения.

2.Кристаллические узоры «кристалл в кристалле». Приготовить пересыщенные растворы квасцов: КСг(SO4)2*12H2O  фиолетового цвета, NH4Fe(SO4)2*12H2O зелёного цвета, KAl(SO4)2*12H2O бесцветный. Профильтровать через ватный тампон, помещённый в ополоснутую кипятком воронку. Растворы охлаждать медленно, если кристаллы срастаются – раствор нагреть.  Кристаллы извлечь, обсушить, переложить в пробирку и закрыть пробкой. На банки с насыщенными растворами наклеить этикетки с названиями, чтобы не перепутать. Выбрать по одному кристаллу каждого вида, обвязать капроновой нитью и опустить каждый в «свой» раствор. Банки накрыть бумажными крышками. Через неделю кристаллы поменять местами. Если с самого начала подвесить в каждом растворе по два кристалла, то будет ещё больше чередования цветов. К нитям можно тоже прикрепить ярлычки. Правильный кристалл имеет форму октаэдра. Если взять для затравки сросшиеся кристаллы, то можно вырастить сростки-друзы. Смазанная вазелином грань – не растёт (обезжиренная ацетоном грань снова растёт). Готовый кристалл разрезать мокрой суровой нитью. Поверхность подравнять наждачной бумагой и весь кристалл покрыть лаком. (Из кристаллов учащиеся составляют коллекцию и краткое представление, с которым они выступают перед одноклассниками).

                                 ЗАНЯТИЕ  № 5

  Вещества, находящиеся в чистом состоянии, самопроизвольно стремятся перейти в состояние раствора. Почему?

-Частицы растворённого вещества взаимодействуют с молекулами растворителя сообразованием сольватов (гидратов).

  Сольваты менее прочные, чем обычные соединения. Однако в ряде случаев тепловой эффект сольватации превышает теплоту разрушения кристаллической решётки растворяемого вещества на отдельные частицы. Тогда растворение сопровождается выделением теплоты:

 Н (р-р)= Нс.+  Нр< 0, процесс экзотермический.

  Если на разрушение кристаллической решётки затрачивается больше энергии, чем выделяется при образовании сольватов, то энергия поглащяется-процесс  эндотермический.

-Главная причина самопроизвольности процессов растворения-увеличение степени беспорядка системы при переходе от состояния чистых веществ к состоянию раствора.

Заполните таблицу:

                                                                                        Таблица 2.

Современная физико-химическая теория: растворение – это физико-химический процесс, а растворы - это гомогенные системы, состоящие из частиц растворённого вещества, растворителя и продуктов их взаимодействия-гидратов.

  Д. И. Менделеев экспериментально доказал образование химических соединений при взаимодействии растворённого вещества с растворителем, которое приводит к образованию гидратов (сольватов), а затем они диссоциируют на ионы.

Решение упражнений:

№1  составьте формулы кристаллогидратов:  

а) медный купорос (на 1 моль сульфата меди (II) приходится  5 моль воды),

б) сода кристаллическая ( на 1моль карбоната натрия приходится 10 моль воды ),

г) гипс (на 1моль сульфата кальция приходится  2 моль воды).

№2   сравните по строению и свойствам:

а) Са0 и Са2+;     б)Сu2+ (гидрат) и Cu2+(негидрат)  ;     в)О2  и  О2—

№3  пользуясь таблицей растворимости, приведите примеры пяти веществ, которые в растворах образуют нитрат ионы. Запишите уравнения диссоциации этих веществ.

№4   запишите по два молекулярных уравнения реакций, сущность которых выражена  ионным уравнением:

2Н++СО32--  =Н2О+СО2

2Н++S2--=Н2S

     Численное выражение состава растворов. В природе и технике растворы имеют огромное значение. Растения усваивают вещества в виде растворов. Усвоение пищи связано с переводом питательных веществ в раствор. Все природные воды являются  растворами. Растворами являются важнейшие физиологические жидкости-кровь, лимфа, и др. многие химические реакции протекают в растворах.

   По агрегатному состоянию растворы бывают  жидкие (раствор соли в воде), твёрдые (сплав меди и никеля, из которого делают разменную монету)  и газообразные (смеси газов, воздух). Наибольшее значение имеют водные растворы. Существуют различные способы численного выражения состава растворов:

      Массовая доля растворённого вещества – это безразмерная физическая величина, равная отношению массы растворённого вещества к общей массе раствора:       W= mв  : mр-ра  

Массовая доля растворённого вещества выражается в процентах или в долях единицы.

 Молярная концентрация (молярность) - это величина, равная отношению количества растворённого вещества к объёму раствора.

                                                        С=n:V

Основная единица молярной концентрации (моль/л).

Раствор, в 1 л которого содержится 1 моль растворённого вещества, называется  молярным.

Если в 1л -0,1 моль вещества, то раствор называется децимолярным. Если  0,01 моль – сантимолярным.  Если  0,001моль-миллимолярным.  

Решение задач:

№1   Растворимость хлорида калия в воде при 600С равна 50 г. Определите  массовую долю соли  в растворе, насыщенном при указанной температуре?

 Дано:                                                               решение:

R(KCl)600=50г                              1.  m(р-ра)=m(в-ва)+m(воды)=                                                                                                                                                                                                .                                                                                      100+50=150г

W(KCl)=?                                                                2. W=m (в-ва): m(р-ра)=50:150

                                                                                              =0,33 или 33%

Ответ: массовая доля KCl в растворе 33%.

№2.    Определите растворимость сульфата калия при 800С и рассчитайте массовую долю соли в растворе, насыщенном при указанной температуре.

№3.   В медицине часто применяется физиологический раствор-0,9%-ный раствор хлорида натрия. Какая масса соли вводится в организм при вливании 500 г такого раствора? (4.5г)

№4.   Какова массовая доля сахара в растворе, полученном при упаривании 100г 20%-ного раствора до 80 г? (25%)

№5.   К 100 г 30 %-ного раствора соли добавили 10 г соли. Какова массовая доля соли в полученном растворе? (36%)

№6.   Смешали 200 г 40%-ного и 100 г 30%-ного раствора азотной кислоты. Определите массовую долю кислоты в полученном растворе? (37%)

№7.  В 160 г насыщенного раствора при 25 0С содержится 21 г соли. Определите коэффициент растворимости этой соли.

Решение:  масса воды, содержащейся в 160 г раствора, составляет    

 160-21=139 г

На 139 г воды приходится -21 г соли

«   220 г -------------------------x г  « ,  

        составляем пропорцию:  139:21=100:x,    X=15,1 г

№8.    Коэффициент растворимости хлорида аммония при 500С равен50 г, а при150С --- 35 г.Сколько граммов соли выпадет в осадок, если 330 г насыщенного при 500С раствора   NH4Cl  охладить 150C?

Решение:  определим массу насыщенного раствора при 500С, содержащего

50 г соли: 100+35=135 г.

Следовательно, при охлаждении 150 г насыщенного раствора при 50 0С  выпадет осадка 150-135=15 г;

Из 150 г ----15 г осадка

Из 330 г----x г   осадка.     Составляем пропорцию:150:15=330:x     х= 33 г

                                         ЗАНЯТИЕ № 6

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ.

Гидролиз-взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита.

Если рассматривать соли как продукты взаимодействия кислот с основаниями, то в зависимости  от их  силы различают  четыре типа солей:

1.Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой - гидролизу не подвергаются (не образуются слабые электролиты).

2.Соли, образованные слабой кислотой и сильным основанием: цианид калия

 КСN  = К+ +СN—

CN-- + H+ OH-- =  HCN + OH--  , среда щелочная – pH>7

KCN + HOH = HCN + KOH

3.Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием: хлорид аммония

NH4Cl = NH4+ +Cl—

NH4+ +H+OH-- = NH4OH + H+, среда кислотная – pH < 7

NH4Cl + HOH = NH4OH + HCl

4.Соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием: цианид аммония

NH4CN = NH4+ + CN—

NH4CN + HOH = NH4OH + HCN ,   pH = 7 .

Степень гидролиза зависит от химической природы образующегося при гидролизе слабого электролита, и она тем выше, чем слабее этот электролит.  Гидролиз процесс обратимый. Повышение температуры (нагревание), разбавление водой должно увеличивать его интенсивность.

Для большинства солей гидролиз – процесс обратимый. Когда продукты гидролиза уходят из сферы реакции, гидролиз протекает необратимо, например: Al2S3 + 6HOH = 2Al(OH)3 + 3Н2S. В уравнениях необратимого гидролиза ставится знак равенства.

Составление уравнений гидролиза:

   №1. составьте уравнения реакций гидролиза солей: фосфата натрия, нитрата  меди (II), хлорида натрия, ацетата аммония.

а) первая ступень:

диссоциация соли:

Na3PO4 = 3Na+ + PO43-

Сокращённое ионное уравнение:

РО43--+ Н+ОН-- = НРО42--+ ОН—

Полное ионное уравнение:

3Na+ + PO43- + HOH = 3Na+ + OH-- + HPO42—  , рН>7

молекулярное уравнение:

Na3PO4 + HOH = NaOH +  Na 2HPO4

б) вторая ступень:

НРО42-- + НОН = Н2РО4-- + ОН—

2Nа+ + НРО42-- = 2Nа+ + Н2РО4-- + ОН—

N а2НРО4 + НОН = NаН2РО4 + Nа ОН.

Третья ступень – реакция практически не протекает, из-за накопления ионов ОН— процесс смещается в сторону исходных веществ. Однако разбавление раствора и повышение температуры усиливают гидролиз. В этом случае можно записать гидролиз и по третьей ступени.

Н2РО;4 + НОН = Н3РО4 + ОН—

Na+ + Н2РО4--   + НОН     =  Н3РО4 + Nа+ + ОН—

NаН2РО4 + НОН = Н3РО4 + NаОН

  №2  Пробирку с раствором хлорида цинка нагрели и поместили  в неё предварительно зачищенный  кусочек цинка. Какой газ выделяется при этом? Напишите уравнения реакций.

Решение:нагревание приводит к смещению равновесия в растворе в сторону продуктов гидролиза:

ZnCl2+HOH = Zn (OH)Cl+HCl

Zn2++HOH = Zn(OH)+ +H+

Образующиеся ионы водорода взаимодействуют с металлическим цинком: Zn+2HCl = ZnCl2 + H2

              Zn+2H+ = Zn2++H2

Увеличение концентрации ионов цинка приводит к смещению равновесия в реакции гидролиза в сторону исходной соли.

Практическая работа: Изготовление динамической таблицы «ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ»

гидролиз солей  

Карточки подвижны:

кислая

щелочная

нейтральная

ТЕСТОВЫЙ КОНТРОЛЬ:

              Вариант-1

Часть А

1(2б)  практически не диссоциирует:

   А. азотная кислота.

   Б. фосфат натрия.

   В. гидроксид железа (II).

2(2б)   анион-это:

   А.ион кальция.    Б.ион хлора.    В.атом меди.

3(2б)   формула слабого электролита:

   А.Сu (OН)2                  Б. HСl                   В.Н2SO4

4(2б)  формула вещества, образующего при электролитической диссоциации гидроксид-ионы:

   А.КСl                   Б.КОН             В.Fe(OH)3

5(2б)  взаимодействие соляной кислоты с нитратом серебра в водном растворе отображается ионным уравнением:

   А. Н++ОН-- =Н2О

   Б. Аg++Cl--  =AgCl

   В. 3Ag+PO43-- =Ag3PO4

6(2б)   окраска  универсального индикатора в растворе, полученном при взаимодействии оксида серы (IV) c  водой:

    А.синяя.                  Б.красная.              В.фиолетовая.

7(2б)   соляная кислота взаимодействует с:

    А.железом               Б.медью            В.серебром

8(2б)   с раствором серной кислоты взаимодействует :

     А.оксид магния.      Б.оксид фосфора(V)        В.оксид углерода(IV)

9(2б)   с водой реагирует оксид:

     А. ВаО                     Б. FеО                 В.SiO2

10(2б)   веществом X в уравнении реакции X+2HCl=CuCl2+2H2O  является:

     А.Cu                          Б. CuO                В. Cu(OH)2

11(4б)    соотнесите.

       Формула оксида:

        1.Р2О5         2. Сu O       3.K2O       4. Cu2O

        формула гидроксида:

       А.Cu(OH)2        Б.CuOH        В. H3PO4           Г.КОН

12(2б)  реакции гидролиза относятся к реакциям:

       А.соединения     Б.разложения      В.обмена       Г.замещения

13(3б)   гидролизу не может подвергаться:

       А. карбонат натрия    

       Б. ацетат аммония

       В. хлорид меди(II)

       Г. нитрат калия

14(3б)   гидролизуется по катиону соль:

       А. сульфид натрия

       Б. хлорид меди(II)

       В. нитрат бария

       Г. карбонат калия

15(3б)   необратимо гидролизуется соль:

       А. иодид меди(II)

       Б. сульфит натрия

       В. карбонат аммония

       Г. сульфид алюминия

16(3б)   соль, в растворе которой фенолфталеин окрашивается в малиновый цвет:

       А. бромид цинка

       Б. нитрат бария

       В. сульфид стронция

       Г. хлорид алюминия

17(3б)   универсальный индикатор не изменяет окраску в растворе:

       А. сульфит калия

       Б. нитрат натрия

       В. нитрат цинка

       Г. карбонат лития

18(4б)   пара, в которой фенолфталеин не изменяет окраску в растворе первой соли и изменяет окраску на малиновую – во второй:

       А. хлорид алюминия, бромид цинка.

       Б. сульфит калия, нитрит натрия.

       В. хлорид лития, нитрат бария.

       Г. нитрат калия,  сульфид стронция.

19(4б)   основными продуктами,  образующимися при гидролизе сульфита натрия, являются вещества:

       А. Н2SO3 и   NaOH

       Б.  NaHSO3  и   NaOH

       В.  NaOH , SO2 и H2O

       Г.  Na2SO3 и H2O  

20(4б)   усилить гидролиз хлорида железа(III) можно:

       А. увеличением концентрации хлорида железа(III)

       Б. уменьшением концентрации хлорида железа(III)

       В. добавлением раствора соляной кислоты

       Г. охлаждением раствора

21(4б)    подавить гидролиз сульфата магния можно:

       А. разбавлением раствора

       Б. нагреванием раствора

       В. добавлением к нему раствора серной кислоты

       Г. добавлением раствора гидроксида натрия

22(4б)   кусочек цинка будет растворяться при погружении его в раствор:

       А. хлорида натрия

       Б. хлорида бария

       В. хлорида алюминия

       Г. хлорида калия

Часть Б

1(5б)  Вещество X хорошо растворимо в воде. Можно ли однозначно утверждать, что вещество является электролитом?  Почему?

2(5б)  В склянке с раствором неизвестного вещества обнаружены катионы натрия. Можно ли однозначно утверждать, что в растворе находится соль натрия? Почему?

3(10б) Опишите процессы, протекающие при помещении кусочка алюминия в раствор сульфата алюминия. Укажите внешние признаки реакции. Запишите уравнения реакций  происходящие при этом.

4(10б)   даны ионные уравнения химических реакций:

1. FeO+2H+=H2O+Fe2+

2.  2H++Cu (OH)2=…

3. SiO32--+2H+=H2SiO3

4. 4H++CO32--=…

5. Zn0+2H+=Zn2++H02

а)свойства какого класса электролитов описаны этими ионными уравнениями?

б) закончите ионные уравнения.

в) для двух ионных уравнений в задании (по выбору) запишите по одному молекулярному уравнению.