ПОНЕДЕЛЬНИК, 20.12.21г.   306, 208, 408, 301

ИНСТРУКЦИЯ ДЛЯ ТЕХ, КТО  НЕ МОЖЕТ НАЙТИ СВОЮ ГРУППУ: 

СПРАВА ЕСТЬ АРХИВ. В АРХИВЕ ПО-ПОРЯДКУ РАСПОЛОЖЕНЫ ДНИ НЕДЕЛИ. ТАМ ЖЕ ВИДНЫ ДАТЫ И  НОМЕРА ГРУПП. ВЫБИРАЕТЕ ДЕНЬ СО СВОЕЙ ГРУППОЙ,  И ОН ОТКРОЕТСЯ. УРОКИ ВЫЛОЖЕНЫ ПО РАСПИСАНИЮ. НА ОДНОЙ СТРАНИЦЕ ВЫЛОЖЕН ОДИН ДЕНЬ .

моя почта :   rimma.lu@gmail.com      Жду ваши фотоотчеты!

ГРУППА 306  ХИМИЯ 43,44

ТЕМА: Взаимодействие глюкозы и сахарозы с гидроксидом меди(II). Качественная реакция на крахмал.

Качественная реакция глюкозы с гидроксидом меди (II)

Глюкоза содержит в своем составе пять гидроксильных групп и одну альдегидную группу. Поэтому она относиться к альдегидоспиртам. Ее химические свойства похожи на свойства многоатомных спиртов и альдегидов. Реакция с гидроксидом меди (II) демонстрирует восстановительные свойства глюкозы. Прильем к раствору глюкозы несколько капель раствора сульфата меди (II) и раствор щелочи. Осадка гидроксида меди не образуется. Раствор окрашивается в ярко-синий цвет. В данном случае глюкоза растворяет гидроксид меди (II) и ведет себя как многоатомный спирт. Нагреем раствор. Цвет раствора начинает изменяться. Сначала образуется желтый осадок Cu₂O, который с течением времени образует более крупные кристаллы CuO красного цвета. Глюкоза при этом окисляется до глюконовой кислоты.

 

СН₂ОН – (СНОН)₄ – СОН + Сu(ОН)₂ = СН₂ОН – (СНОН)₄ – СООН + Сu₂О↓+ Н₂О

 

Оборудование: штатив для пробирок, пробирки, горелка, зажим для пробирок.

Техника безопасности. Соблюдать правила работы с растворами щелочей.

 

Постановка опыта и текст – к.п.н. Павел Беспалов.

 

Посмотреть опыт

Крахмал по химическим свойствам является многоатомным спиртом, который может образовывать простые и сложные эфиры.

Характерная качественная реакция на крахмал - йодкрахмальная реакция. При помощи крахмала обнаруживается молекулярный йод I₂.

Для проведения опыта приготавливается водный раствор крахмала – клейстер. В раствор капается капля йода, и клейстер в месте соприкосновения темно-коричневого йода приобретает насыщенный темно-синий цвет – это универсальная качественная реакция на йод.

Йод не взаимодействует с крахмалом с образованием валентных или ионных связей. Качественная реакция крахмала основывается на слабых межмолекулярных взаимодействиях.

ТЕМА:  Амины. Понятие об аминах. Алифатические амины, их классификация и номенклатура.

.

Определение Амины – класс органических соединений, производные аммиака () и гидрата аммиака , у которых один или несколько атомов водорода замещены на углеводородный радикал. Общая формула гомологического ряда  СТРОЕНИЕ И КЛАССИФИКАЦИЯ АМИНОВ Поскольку амины являются продуктами замещения водорода в аммиаке, то все они являются донорами электронной пары, принадлежащей атому азота, то есть проявляют свойства оснований (по Льюису).  Амины классифицируют: 1. По степени замещенности атомов водорода в молекуле аммиака на первичные амины (); вторичные () третичные () четвертичные  соли аминов   Радикалы, входящие в молекулу амина могут быть одинаковыми или разными. 2. По типу радикала выделяют амины алифатического и ароматического ряда. Типичным представителем ряда ароматических аминов является анилин  Изомерия алифатических аминов Для алифатических аминов характерна следующая изомерия: углеродного скелета (степени разветвленности углеводородного радикала) начиная с    положение аминогруппы, начиная с   изомерия аминогруппы (межклассовая изомерия), связанная с изменением степени замещенности атомов водорода при азоте. Поэтому первичные, вторичные и третичные амины изомерны друг другу:  пространственная изомерия (оптическая, начиная с бутиламина) НОМЕНКЛАТУРА АМИНОВ 1. По систематической номенклатуре амины называют путем добавления суффикса "амин" к названию углеводорода. 2. По рациональной номенклатуре их рассматривают как алкил- или ариламины. У ароматических аминов в основе названия также лежит слово амин, кроме того такие соединения имеют тривиальные названия: 3. Первичные амины часто называют как производные углеводородов, в молекулах которых один или несколько атомов водорода замещены на аминогруппы -. Аминогруппа при этом рассматривается как заместитель, а ее местоположение указывается цифрой в начале названия. Например:        1,4-диаминобутан ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА Первые представители ряда аминов - метиламин, диметиламин и триметиламин – газы. Остальные низшие амины – жидкости. Обладают резким характерным удушливым запахом. Канцерогены. Высшие амины – твердые вещества, без запаха. Первые представители аминов хорошо растворимы в воде. Высшие амины в воде не растворяются. Это связано с тем, что связь N–H более полярна, чем связь С–H, но менее полярна, чем связь C–O, поэтому водородные связи между молекулами аминов выражены слабее, чем, например, в молекулах спиртов. Основные представителя ряда аминов Алкиламины Метиламин  - при нормальных условиях бесцветный газ с запахом аммиака. Как правило используется в виде растворов: 40 % масс в воде, в метаноле, этаноле или ТГФ (тетрагидрофуранее). Метиламин применяется для синтеза пестицидов, лекарств, красителей. Наиболее важными из продуктов являются N-Метил-2-пирролидон (NMP), метилформамид, кофеин, эфедрин и N,N'-диметилмочевина.  По своим химическим свойствам метиламин является типичным первичным амином, то есть подобно аммиаку, образует четвертичные соли с кислотами и реагирует с водой, образуя донорно-акцепторную связь, при взаимодействии со сложными эфирами или ацилхлоридами дает амиды (подробнее см. тему: "Производные карбоновых кислот. Амиды. Ангидриды. Хлорангидриды") Триметиламин , подобно другим низкомолекулярным аминам, является газом с аммиачным, или "рыбным" запахом, образуется в природе при разложении рыбы. В промышленности триметиламин получают взаимодействием метилового спирта или диметилового эфира с аммиаком; используют для производства бактерицидов, флотореагентов, кормовых добавок.

ГРУППА 208  ХИМИЯ 18,19   ТЕМА:Общая характеристика металлов. Металлы в природе Из 118 известных на данный момент химических элементов 96 образуют простые вещества с металлическими свойствами, поэтому их называют металлическими элементами.   Металлические химические элементы в природе могут встречаться как в виде простых веществ, так и в виде соединений. То, в каком виде встречаются металлические элементы в природе, зависит от химической активности образуемых ими металлов.   Ряд активности металлов Li,K,Ba,Ca,Na, Mg,Al,Mn,Zn,Cr,Fe,Ni,Sn,Pb H2 Cu,Hg,Ag,Pt,Au активные металлы металлы средней активности    неактивные металлы   Металлические элементы, образующие химически активные металлы (Li–Mg), в природе чаще всего встречаются в виде солей (хлоридов, фторидов, сульфатов, фосфатов и других). Соли, образуемые этими металлами, являются главной составной частью распространённых в земной коре минералов и горных пород.   Рис. 1. Сильвин — хлорид калия KCl с примесями Рис. 2. Галит состоит из хлорида натрия  NaCl   Рис. 3. Кальцит состоит из карбоната кальция CaCO3   В растворённом виде соли натрия, кальция и магния содержатся в природных водах. Кроме того, соли активных металлов — важная составная часть живых организмов. Например, фосфат кальция Ca3(PO4)2 является главной минеральной составной частью костной ткани.   Металлические химические элементы, образующие металлы средней активности (Al–Pb), в природе чаще всего встречаются в виде оксидов и сульфидов. Рис. 4. Минерал корунд  состоит из оксида алюминия Al2O3 Рис. 5. Оксид железа(III) Fe2O3 образует минерал гематит Рис. 6. Минерал галенит  cостоит из сульфида свинца(II) PbS   Металлические элементы, образующие химически неактивные металлы (Cu–Au), в природе чаще всего встречаются в виде простых веществ.   Рис. 7. Самородное золото Au Рис. 8. Самородное серебро Ag Рис. 9. Самородная платина Pt   Исключение составляют медь и ртуть, которые в природе встречаются также в виде химических соединений.   Рис. 10. Минерал халькозин  состоит из сульфида меди I) Cu2S Рис. 11. Гидроксокарбонат меди(II)  Cu(OH)2CO3 малахит Рис. 12. Минерал киноварь состоит из сульфида ртути(II) HgS   Положение элементов металлов в Периодической системе, особенности строения и свойств их атомов В Периодической системе химических элементов металлы занимают левый нижний угол и находятся в главных (А) и побочных (Б) группах.   Открыть таблицу в большом размере Рис. 13. Положение металлов в Периодической системе. Знаки металлических химических элементов расположены ниже ломаной линии B — Si — As — Te   В электронной оболочке атомов металлов на внешнем энергетическом уровне, как правило, содержится от 1 до 3 электронов. Исключение составляют только металлы IVА, VА и VIА группы, у которых на наружном энергетическом уровне находятся соответственно четыре, пять или шесть электронов.   Радиусы атомов металлов больше, чем у атомов неметаллов того же периода. В силу отдалённости положительно заряженного ядра атомы металлов слабо удерживают свои валентные электроны (электроны внешнего энергетического уровня).     Рис. 14. Характер изменения радиусов атомов химических элементов в периодах и в группах. Радиусы атомов металлов существенно больше, чем радиусы атомов неметаллов, находящихся в том же периоде   Главное отличительное свойство металлов — это их сравнительно невысокая электроотрицательность (ЭО) по сравнению с неметаллами.     Рис. 15. Величины относительных электроотрицательностей (ОЭО) некоторых химических элементов (по Л. Полингу). ОЭО металлических химических элементов уступает соответствующей величине неметаллических химических элементов   Атомы металлов, вступая в химические реакции, способны только отдавать электроны, то есть окисляться, следовательно, в ходе превращений могут проявлять себя в качестве восстановителей.  Металлы — это простые вещества, образованные металлическими химическими элементами. В металлах существует особый вид связи — металлическая химическая связь. Металлическая связь — это химическая связь, образующаяся за счёт притяжения катионов (положительно заряженных ионов) металлов и свободно перемещающихся электронов (так называемого «электронного газа»), заряженных отрицательно. Рис. 1. Кристаллическая решётка  металла   На рисунке изображена модель кристаллической решётки металлов: в узлах кристаллической решётки находятся как электрически нейтральные, так и положительно заряженные катионы металлов, а между ними свободно перемещаются отрицательно заряженные электроны (электронный газ).    За счёт наличия в кристаллах свободно движущихся электронов для большинства металлов характерны общие физические свойства: особый металлический блеск, высокие электропроводность и теплопроводность, ковкость и другие. Общие физические свойства металлов Агрегатное состояние и цвет металлов    При обычных условиях все металлы (за исключением ртути, её температура плавления — –39 °C) являются твёрдыми веществами.   Способность металлов отражать падающий на них свет является причиной наличия у них особого металлического блеска.   Металлы не имеют запаха. В своём большинстве металлы имеют серебристо-белый или серебристо-серый цвет. Исключение составляют медь (красного цвета) и золото (жёлтого цвета).   В технике металлы принято подразделять на чёрные и цветные. Как правило, к чёрным металлам относят железо и его сплавы, а к цветным — все остальные металлы.   Рис. 2. Алюминий Al Рис. 3. Капельки ртути Hg Рис. 4. Медь Cu      Электро- и теплопроводность    Металлы хорошо проводят тепло. Все металлы хорошо проводят электрический ток, что обусловлено наличием в кристаллической решётке электронов, которые способны свободно перемещаться. Очень хорошими проводниками электрического тока являются золото Au, медь Cu и серебро Ag.   Пластичность    Металлы в большинстве своём пластичны. Их можно ковать, вытягивать в проволоку и прессовать. Исключение составляют сурьма и висмут, они хрупкие и от удара рассыпаются.   Температура плавления    Температура плавления металлов изменяется в широком интервале: от –39 °C у ртути до 3420 °C у вольфрама. По температуре плавления металлы условно подразделяют на: легкоплавкие (температура плавления до 1000 °C); среднеплавкие (температура плавления от 1000 °C до 1600 °C); тугоплавкие (температура плавления выше 1600 °C).    Плотность    Плотность различных металлов также колеблется в сравнительно широких пределах: от 0,53  г/см³ у лития до 22,61 г/см³ у осмия.    По плотности металлы принято подразделять на лёгкие (плотность меньше 5 г/см³) и тяжёлые (плотность свыше 5 г/см³). ТЕМА:Химические свойства металлов. Среди металлов традиционно выделяют несколько групп. Входящие в их состав представители характеризуются отличной от других металлов химической активностью. Такими группами являются: благородные металлы (серебро, золото, платина);   щелочные металлы (металлы, образованные элементами IА группы периодической системы);   щелочноземельные металлы (кальций, стронций, барий, радий). Простые вещества, обладающие металлическими свойствами, в химических реакциях всегда являются восстановителями. Положение металла в ряду активности характеризует то, насколько активно данный металл способен вступать в химические реакции (т. е. то, насколько сильно у него проявляются свойства восстановителя).   Ряд активности металлов Li,K,Ba,Ca,Na, Mg,Al,Mn,Zn,Cr,Fe,Ni,Sn,Pb H2 Cu,Hg,Ag,Pt,Au активные металлы металлы средней активности    неактивные металлы   1. В ряду активности восстановительные свойства металлов снижаются. Самые сильные воостановительные свойства у первых металлов ряда. 2. Более активный металл может вытеснить из растворов солей металлы, расположенные в ряду активности после него. 3. Металлы, расположенные в ряду активности до водорода, вытесняют его из растворов кислот.   4. Щелочные и щелочноземельные металлы в водных растворах сначала вступают в реакцию с водой. Общие химические свойства металлов Взаимодействие с простыми веществами-неметаллами   1. Металлы взаимодействуют с кислородом, образуя оксиды. Металл + кислород → оксид. Например, при взаимодействии магния с кислородом образуется оксид магния: 2Mg0+O02→2Mg+2O−2.   Видеофрагмент: Горение магния в воздухе   Обрати внимание! Серебро, золото и платина с кислородом не реагируют.    2. Металлы взаимодействуют с галогенами (фтором, хлором, бромом и иодом), образуя галогениды. Металл + галоген → галогенид металла. Например, при взаимодействии натрия с хлором образуется хлорид натрия: 2Na0+Cl02→2Na+1Cl−1.   3. Металлы взаимодействуют с серой, образуя сульфиды. Металл + сера → сульфид металла. Например, при взаимодействии цинка с серой образуется сульфид цинка: Zn0+S0→Zn+2S−2.    Видеофрагмент: Взаимодействие цинка с серой     4. Активные металлы при нагревании реагируют с азотом, фосфором и некоторыми другими неметаллами.   Например, при взаимодействии лития с азотом образуется нитрид лития: 6Li0+N02→2Li+13N−3.   При взаимодействии кальция с фосфором образуется фосфид кальция: 3Ca0+2P0→Ca+23P−32.   Взаимодействие со сложными веществами   1. Щелочные и щелочноземельные металлы взаимодействуют с водой при обычных условиях, образуя растворимое в воде основание (щёлочь) и водород. Активный металл + вода → щёлочь + водород. Например, при взаимодействии натрия с водой образуются гидроксид натрия и водород: 2Na0+2H+12O−2→2Na+1O−2H+1+H02.    Видеофрагмент: Взаимодействие натрия с водой   Обрати внимание! Некоторые металлы средней активности реагируют с водой при повышенной температуре, образуя оксид металла и водород. Например, раскалённое железо реагирует с водяным паром, образуя смешанный оксид — железную окалину Fe_3O_4 и водород:   3Fe0+4H+12O−2→Fe+2O−2⋅Fe+32O−23+4H02. 2. Mеталлы, стоящие в ряду активности металлов левее водорода, взаимодействуют с растворами кислот, образуя соль и водород. Металл + кислота → соль + водород. Например, при взаимодействии алюминия с серной кислотой образуются сульфат алюминия и водород: 2Al0+3H+12S+6O−24→Al+32(S+6O−24)3+3H02.   Видеофрагмент: Реакция алюминия с серной кислотой     3. Металлы реагируют с солями менее активных металлов в растворе, образуя соль более активного металла и менее активный металл в свободном виде. Более активный металл + соль → соль более активного металла + менее активный металл. Например, при взаимодействии железа с сульфатом меди(II) образуются сульфат железа(II) и медь: Fe0+Cu+2S+6O−24→Fe+2S+6O−24+Cu0.   Видеофрагмент: Взаимодействие железа с сульфатом меди   ГРУППА 408 ХИМИЯ 20 (для повторения эл.учебник ) Контрольная работа №1 по теме: «Алканы». 1. Углеводороды класса алканы имеют эту общую формулу: а) CnH2n-2 б) CnH2n+2 в) CnH2n-6 2. Вещество, которое образуется при взаимодействии циклопропана и бромводорода: а) 1-бромпропан б) циклопропан бромид в) 2-бромпропен 3. Во время процесса горения алканы окисляются: а) перманганатом калия б) водородом воздуха в) кислородом воздуха 4. Сколько атомов хлора содержится в хлороформе: а) 3 б) 2 в) 4 5. К углеводородам предельного ряда со связью C-C в цепи относится: а) 2-метилбутен-2 б) этилен в) 2-метилбутан 6. Какой катализатор используют для синтеза алканов в реакции: nCO + (2n+1)H2 = CnH2n+2 + nH2O: а) Na б) Fe в) Ni 7. В каком агрегатном состоянии при нормальных условиях находится гексан: а) твердое вещество б) газ в) жидкость 8. Что такое реакция Вюрца: а) реакция взаимодействия моногалогенпроизводного с Na б) реакция бромирования в) реакция нитрования алканов 9. Не получают из метана: а) топливо б) ацетилен в) уксусный альдегид 10. Какое условие протекания реакции галогенирования: а) холод б) свет в) темнота 11. Сумма коэффициентов в реакции горения пентана: а) 20 б) 17 в) 15 12. Какова молекулярная форма пропана: а) С6Н14 б) С3Н8 в) С4Н10 13. Что образуется в результате термического разложения метана при 1500 °С: а) С2Н2 и Н2 б) СО2 и Н2О в) СО и Н2 14. Какова молекулярная форма пентана: а) С4Н10 б) С6Н14 в) С5Н12 15. Формула продукта реакции Al4C3 + H2O → 4Al(OH)3 + ? и какова сумма коэффициентов в уравнении: а) СН4 и 20 б) СН4 и 19 в) С2Н2 и 20 16. Какова молекулярная форма 2-метилпропана: а) С3Н8 б) С4Н10 в) С6Н14 17. Какова молекулярная форма гексана: а) С5Н12 б) С3Н8 в) С6Н14 18. Для вещества состава С5Н12 характерно количество изомеров: а) 5 б) 3 в) 2 19. Необходимо определить формулу пентана: а) СН3-СН2-СН3 б) СН3-СН2-СН2-СН2-СН2-СН2-СН2- СН3 в) СН3-СН2-СН2-СН2-СН3 20. В молекуле пропана все связи С-С: а) двойные б) одинарные в) полуторные 21. Необходимо определить формулу бутана: а) СН3-СН2-СН2-СН3 б) СН3-СН2-СН3 в) СН3-СН2-СН2-СН2-СН3 22. Какую форму имеет молекула метана: а) пирамиды б) тетраэдра в) параллелепипеда 23. Необходимо определить формулу пропана: а) СН3-СН2-СН2-СН3 б) СН3-СН2-СН2-СН2-СН3 в) СН3-СН2-СН3 24. Формулы исключительно алканов записаны в этом ряду: а) C2H2, C3H4, C4H6 б) C2H6, C3H8, C4H10 в) C2H2, C2H4, C2H6 25. Гомологом метана является углеводород: а) C3H6 б) C2H4 в) C3H8 26. Что является изомером 3,4-диметилгексана: а) 2-метил-3-этилгексан б) 2, 2, 3-триметилпентан + в) 4, 4, 5-триметилгексан 27. Гомологическая разность – это группа атомов: а) СН2 б) СН4 в) СН3 28. Что используют в качестве катализатора в реакции изомеризации алканов: а) хлорид алюминия б) серную кислоту в) платину 29. На второй стадии хлорирования этана преимущественно образуется: а) тетрахлорэтан б) 1,1 – дихлорэтан в) хлорэтан 30. Алканы не вступают в реакции: а) присоединения б) изомеризации в) замещения ГРУППА 301 ХИМИЯ 35,36 Тема: Спирты. Получение этанола брожением глюкозы и гидратацией этилена. Гидроксильная группа как функциональная. Понятие о предельных одноатомных спиртах. Химические свойства этанола: взаимодействие с натрием, образование простых и сложных эфиров, окисление в альдегид. Применение этанола на основе свойств. Алкоголизм, его последствия и предупреждение. Смотрим, слушаем , записываем, учим. Будет  тестовая проверка.  ТЕМА: Спирты. Получение этанола брожением глюкозы и гидратацией этилена. Гидроксильная группа как функциональная. Понятие о предельных одноатомных спиртах. Химические свойства этанола: взаимодействие с натрием, образование простых и сложных эфиров, окисление в альдегид. Применение этанола на основе свойств. Алкоголизм, его последствия и предупреждение. ТЕМА:  Глицерин как представитель многоатомных спиртов. Качественная реакция на многоатомные спирты. Применение глицерина Растворение глицерина в воде и взаимодействие с гидроксидом меди(II).