Всего – 180 часов

Западно-Казахстанский Государственный университет
им. М.Утемисова
«Утверждаю»
Декан естественно – математического
факультета
Карагойшин Ж.М.
____________
«_15_»_____09_____ 2009_
Педагогический институт
Кафедра химии
УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКИЙ КОМПЛЕКС
ДИСЦИПЛИНЫ
ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ ПЕРИОДИЧЕСКОЙ
СИСТЕМЫ
по кредитной технологии обучения
для студентов специальности
050112 – «ХИМИЯ»
Курс – 1
Семестр –2
Количество кредитов -4
Лекции – 30 часов
Практические занятия – 30 часов
СРСП – 60 часов
СРС– 60 часов
Экзамен – 2семестр
Всего – 180 часов
Уральск - 2009 г.
1
Составила: доцент кафедры химии, к.х.н. Ниязбекова А.Б.
1. УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКИЙ КОМПЛЕКС
по дисциплине «Химия элементов периодической системы»
для студентов бакалавриата, обучающихся по кредитной системе обучения
050606 составлена: на основании ГОСО РК и типовой учебной программы:
УТВЕРЖДЕННОЙ ПРИКАЗОМ №289 МИНИСТЕРСТВА ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ
РЕСПУБЛИКИ
КАЗАХСТАН
.
от
11
мая
2005
ТИПОВАЯ
УЧЕБНАЯ
ПРОГРАММА.АЛМАТЫ,2005.
Рассмотрен на заседании кафедры Химии
Протокол № 1 от « 13» 09. 200 9 г.
Зав. кафедрой ______________ Мендалиева Д.К.
Согласован: руководитель ООУП и УМР ___________ Какимова А.А.
Утвержден на заседании учебно-методического совета педагогического
института
Протокол № 1 от « 15 » 09. 2009 г.
Председатель УМС естественно – математического факультета
__________ Терещенко Т.А.
2
2. Учебная программа курса
Данные о преподавателях
Ниязбекова А.Б. - преподаватель кафедры химии
Офис: корпус №5, кафедра химии каб. №17
Данные о дисциплине
Химия элементов периодической системы
4 кредита.
Каждый кредит час состоит из одного контактного часа (лекция, практика) и двух часов
самостоятельной работы обучаемых (СРО) под руководством преподавателя (СРСП) или без
него (СРС)
Время проведения аудиторных занятий и часы СРСП указаны в расписании учебных
занятий.
Распределение кредита на неделю:
Занятия
Время проведения
Занятия СРО
Время проведения
Контактный час 1
50мин
СРСП,СРС
50+50 мин
(лекция 1)
Контактный час 2
50 мин
СРСП,СРС
50+50 мин
(лекция 2)
Контактный час 3
100мин
СРСП,СРС
50+50 мин
(практика)
Контактный час 4
100 мин
СРСП,СРС
50+50 мин
(практика)
Выписка из учебного плана:
Курс
Семестр Кредиты Лекции
Лаб.раб
СРСП
СРС
Всего
1
30
60
60
180
2
4
30
Форма
контроля
Экзамен
Офис: корпус №5, кафедра химии каб №17
Введение
Краткое описание курса
Сведения о дисциплине. Химия – один из главных разделов химии, изучающий свойства
и превращения веществ. Химия является фундаментом комплекса наук о живом веществе,
образующих основу промышленной и сельскохозяйственной биотехнологии, медицины и
экологии.
Цели изучения дисциплины. Обучение химии на химических специальностях
преследует следующие основные цели:
1) развивающую, которая заключается в формировании у студентов естественнонаучного мировоззрения и в развитии у него химического и экологического мышления;
2) общевоспитательную, которая заключается в воспитании стремления к
самообразованию и творческого подхода к решению проблемных вопросов;
3) конкретно-практическую, связанную с формами применения химических законов и
процессов в производстве и сельском хозяйстве, в связи с внедрением безотходных
технологий, необходимостью уменьшения энергозатрат, созданием новых видов, с
экологическим обоснованием практических решений.
Задачи изучения дисциплины:
1)Приобретение студентами устойчивых знаний по следующим ключевым вопросам
а)Предмет и объекты, изучаемые химией элементов.
б)Положение химии элементов среди естественных дисциплин, её значение в науке,
промышленности и жизни современного общества.
3
с)Изучение свойств элементов главных подгрупп в периодической системе (s- и pэлементы)
д)Изучение свойств элементов побочных подгрупп периодической системы
е)Роль химии элементов в решении экологических проблем.
ж)Основные положения техники безопасности при работе с
неорганическими
соединениями.
2) Приобретение студентами следующих умений и практических навыков (для):
а) Проведение реакций синтеза наиболее важных неорганических соединений.
б) Определения наиболее вероятных свойств вещества на основе его элементного состава и
структура.
с) Определения элементного состава и свойств по данным различных физико-химических
методов.
Перечень знаний, умений и навыков, приобретаемых в ходе изучения курса.
В результате изучения курса студент должен з н а т ь:
- основные законы и концепции химии;
- современные представления о строении вещества;
- свойства химических элементов и их соединений в связи с положением элемента в
периодической системе Д.И.Менделеева.
у м е т ь:
- выполнять подготовительные и основные операции при проведении химического
эксперимента;
- проводить взвешивание и работать на современных приборах, предназначенных для
химических и физико-химических исследований;
- рассчитывать соотношение компонентов и готовить растворы заданной
концентрации;
б ы т ь о з н а к о м л е н:
- с применением химических концепций, закономерностей и расчетов при решении
практических задач.
Обучение проводится в основном в виде лекций и практических занятий, на которых
отражается содержание основного учебного материала и закрепляются практические навыки
и полученные представления. Контроль знаний студентов будет осуществляться в виде
проверки выполнения домашних заданий, коллоквиумов и контрольных работ
Пререквизиты: набор навыков и знаний, необходимых для освоения
изучаемого курса
Необходимым условием для успешного изучения химии в высшей школе является
знание программы школьного курса химии: основных понятий, законов, умение составлять
формулы химических соединений, писать уравнения химических реакций, выполнять
математические действия.
Постреквизиты: перечень дисциплин, в которых используются знания изучаемого
курса
Знания, практические навыки и умения, полученные при изучении курса химии
элементов, требуются для дальнейшего изучения дисциплин химического цикла, в частности
органической, аналитической, биологической химии.
4
Неделя 1
Кредит- час 1
Лекция №1
Тема Водород.
План лекции
1. Особенности положения водорода в периодической системе и строение атома.
2. Характеристика молекулы водорода
с позиции методов валентных связей и
молекулярных орбиталей.
3. Физические и химические свойства водорода.
4. Лабораторные и промышленные способы получения водорода.
5. Соединения водорода с металлами и неметаллами.
6. Применение водорода.
Литература.
Основная: [1-8]
Дополнительная: [1-7]
СРСП: Составление конспекта по изучаемой теме.
Литература.
Дополнительная: [1-7]
СРС: Физические и химические свойства гидридов.
Литература.
Дополнительная: [1-7]
Кредит- час 2
Лекция № 2
Тема Вода.
1. Состав и электронное строение молекул воды.
2. Характеристика водородной связи.
3. Взаимодействие с простыми и сложными веществами. Гидролиз солей
4. Тяжелая вода, ее свойства. Получение и применение.
5. Вода в природе.
6. Способы очистки воды
Литература.
Основная: [1-8]
Дополнительная: [1-7]
СРСП: Составление конспекта по изучаемой теме.
Литература.
Дополнительная: [1-7]
СРС: Физические и химические свойства перекиси водорода.
Литература.
Дополнительная: [1-7]
Кредит- час 3
Практическое занятие №1
План практического занятия:
1. Правила техники безопасности при работе в химической лаборатории. Правила
оказания первой медицинской помощи. Химическая посуда и обращение с ней.
2. Знакомство с посудой и оборудованием химической лаборатории.
Задания:
1. Законспектировать в тетрадь для лабораторно-практических занятий (ЛПЗ) правила
техники безопасности.
Литература.
5
Основная: [16, I (1,2,3,4,5,6,7,8.), 14,15]
Дополнительная [13 -18]
Кредит- час 4
Практическое занятие №2
План практического занятия:
1. Выполнить лабораторную работу № 1 Тема: Водород.
1.Переписать лабораторную работу
2.Ответить на вопросы:
1. Укажите все известные лабораторные и промышленные способы получения водорода.
2. Чем отличаются свойства молекулярного водорода от атомарного? Приведите примеры.
3. Применение водорода.
4. Охарактеризуйте физические и химические свойства водорода?
5. В чем состоит различие в природе химической связи в водородных соединениях металлов
и неметаллов?
Литература.
Основная: [12 гл.XIX, опыты 1,2. гл. XXIII опыты 7 (а,б),5(а,б))
СРСП 1-2:
1.Отчет по лабораторной работе
2. Проверка домашнего задания
3. Решение задач по теме.
Литература.
Основная: [1,7, 8]
Дополнительная: [2,4,5,7]
СРС 1-2:
Выполнить индивидуальное задание №10, соответствующее варианту.
Литература.
Основная: [1,7, 8]
Дополнительная: [2,4,5,7]
Неделя 2
Кредит - час 1
Лекция № 3
Тема Элементы главной подгруппы VII группы
План лекции:
1. Общая характеристика элементов
2. Электронное строение атомов. Энергия ионизации и энергия сродства к электрону.
3. Химические свойства на основании электронного строения
4. Сравнительная характеристика физических и химических свойств простых веществ.
5. Фтор. Распространение фтора в природе, способы получения.
6.Физические и химические свойства.
7. Соединения фтора. Фтороводород
8. Фтористоводородная кислота. Фториды.
9. Применение фтора и его соединений.
Литература.
Основная: [1-8]
Дополнительная: [1-7].
СРСП: Составление конспекта по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [1-8]
СРС: Физические и химические свойства фторидов.
6
Литература.
Дополнительная: [1-7]
Кредит - час 2
Лекция № 4
Тема Элементы главной подгруппы VI Iгруппы
План лекции:
1. Хлор. Нахождение в природе. Изотопы.
2. Лабораторные и промышленные способы получения хлора.
3. Физические и химические свойства хлора.
4. Соединения хлора с водородом и металлами.
5. Хлороводород. Промышленные и лабораторные способы получения.
6. Физические и химические свойства. Применение.
7. Кислородные соединения хлора: оксиды, кислоты. Соли.
8.Хлорноватистая кислота
9. Хлорноватая кислота.
10. Хлорная кислота
11. Бром. Иод. Распространение в природе.
12. Промышленные и лабораторные способы получения.
13. Физические и химические свойства простых веществ.
14. Бромоводород и иодоводород
15. Сравнительная характеристика силы галогеноводородных кислот.
16. Применение галогенов и их соединений.
Литература.
Основная: [1-8]
Дополнительная: [1-7].
СРСП: Составление конспекта по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [1-8]
СРС: Кислородосодержащие соединения галогенов.
Литература.
Дополнительная: [1-7]
Кредит- час 3
Практическое занятие №3
План практического занятия:
1. Рассмотреть вопросы по изучаемой теме.
2. Решение задач по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [9-13]
Кредит - час 4
Практическое занятие № 4
План практического занятия:
1. Выполнить лабораторную работу № 2 Тема: Хлор и хлороводород.
Цель: Ознакомление с получением, физическими и физическими свойствами водорода.
Основные вопросы:
1.Получение хлора.
2.Взаимодействие хлора с металлами.
3.Хлорная вода и ее свойства
4.Получение хлороводорода и его свойства.
Литература :
7
Основная:[16, глава XX .опыты1(а),6 Глава XXI опыты 5(а,г) Глава XXII опыты
2(а,б.в),3(а),4,6, 7 ]
СРСП 1-2:
1. Решение задач.
2. Отчет по лабораторной работе №2
3. Литература:
Основная: [ 9-13].
СРС 1-2:
1. Выполнить домашнее индивидуальное задание №2..
Неделя 3
Кредит - час 1
Лекция № 5
Тема Элементы главной подгруппы VI группы
План лекции:
1. Общая характеристика атомов элементов и простых веществ
2. Кислород. Химическая связь в молекуле кислорода с позиции МВС и ММО.
3. Лабораторные и промышленные способы получения кислорода.
4. Физические и химические свойства. Аллотропия кислорода. Озон
5. Оксиды: способы получения, свойства. Классификация и номенклатура.
6. Применение кислорода. Состав воздуха.
7. Пероксид водорода. Пероксиды металлов.
Литература.
Основная: [1-8]
Дополнительная: [1-7].
СРСП: Составление конспекта по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [1-8]
СРС: Физические и химические свойства озона.
Литература.
Дополнительная: [1-7]
Кредит - час 2
Лекция № 6
Тема Элементы главной подгруппы VI группы
План лекции:
1. Сера. Нахождение в природе. Аллотропия серы.
2. Химические свойства серы.
3. Водородные соединения серы. Сероводород: получение . физические и химические
свойства.
4. Кислородные соединения серы, строение молекул, характер валентных связей.
5. Оксид серы IV , физические и химические свойства, лабораторные и промышленные
способы получения
6. Оксид серы VI. Физические и химические свойства. Лабораторные и промышленные
способы получения.
7. Сернистая, серная, тиосерная кислоты
8. Производство серной кислоты.
Литература.
Основная: [1-8]
Дополнительная: [1-7].
СРСП: Составление конспекта по изучаемой теме.
8
Литература.
Основная: [1-8]
СРС: Физические и химические свойства персульфидов.
Литература.
Дополнительная: [1-7]
Кредит - час 3
Практическое занятие №5
План практического занятия:
1. Рассмотреть вопросы по изучаемой теме.
2. Решение задач по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [9-13]
Кредит - час 4
Практическое занятие № 6
План практического занятия:
1. Переписать и подготовиться к лабораторной работе.
2.Подготовить ответы:
1. Укажите все известные лабораторные и промышленные способы получения кислорода?
2. Какие степени окисления имеет кислород? Применение кислорода?
3. Напишите электронную формулу атомов элементов главной подгруппы 6 группы.
4. Перечислите аллотропные модификации серы. Какая из них наиболее устойчива?
5. Исходя из электронной структуры атома серы, объясните, почему она может проявлять
окислительные и восстановительные свойства?
6. Как получается сероводород в лаборатории? Почему его называют газом месторождений?
7. Можно ли применять азотную кислоту для получения сероводорода из сульфидов?
Почему?
8. Составьте уравнения реакций горения сероводорода при избытке и недостатке кислорода.?
9. Почему сероводород может быть только восстановителем, В то время как оксид серы (IV)
может служить и окислителем и восстановителем?
10. Составьте уравнение реакции взаимодействия сероводорода с оксидом серы (IV)?
11. Какими способами можно получить оксид серы (IV) в лабораторных и промышленных
условиях?
12. Применение серы и ее соединений?
13. Применение селена, теллура, полония ?
Литература.
Основная: [12, глава XXIV ,опыты 2,3,4 (а), 7(б,в,г), 8)
СРСП 1-2:
1.Решение задач.
2. Отчет по лабораторной работе
3. Контрольная работа № 1
4.Проверка домашнего задания
Литература:
Основная: [ 9-13].
СРС 1-2:
Выполнить индивидуальное задание №11, соответствующее варианту.
Неделя 4
Кредит - час 1
Лекция №7
Тема Элементы главной подгруппы V группы
9
План лекции:
1. Общая характеристика атомов элементов и простых веществ.
2.Азот. Нахождение в природе.
3. Лабораторные и промышленные способы получения азота.
4.Химическая связь в молекуле азота с позиции МВС и ММО.
5. Физические и химические свойства азота.
6. Соединения азота с водородом
а) аммиак, электронное строении, физические и химические свойства.
Взаимодействие с водой, кислотами, образование аминокомплексов.
Соли аммония.
Б) гидразин, гидроксиламин, азотистоводородная кислота.
Литература:
Основная: [1-8]
Дополнительная: [1-7].
СРСП: Составление конспекта по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [1-8]
СРС: Физические и химические свойства пернитридов.
Литература.
Дополнительная: [1-7]
Кредит - час 2
Лекция №8
Тема Элементы главной подгруппы V группы
План лекции:
1. Кислородные соединения азота.
а) оксиды азота: строение молекул, устойчивость, получение и свойства.
б) азотистая кислота, нитриты.
в) азотная кислота и нитраты. Лабораторные и промышленные способы получения азотной
кислоты. Химические свойства азотной кислоты
Литература:
Основная: [1-8]
Дополнительная: [1-7].
СРСП: Составление конспекта по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [1-8]
СРС: Физические и химические свойства гидроксаломина, гидразина.
Литература.
Дополнительная: [1-7]
Кредит - час 3
Практическое занятие №7
План практического занятия:
1. Рассмотреть вопросы по изучаемой теме.
2. Решение задач по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [9-13]
Кредит - час 4
Практическое занятие № 8
План практического занятия:
1. Выполнить лабораторную работу Тема: Азот и его водородные соединения.
10
Цель: Изучить свойства азота, свойства азотной кислоты, разбавленной и
концентрированной.
Основные вопросы:
1.Какую максимальную ковалентность, и какие степени окисления проявляет азот в
соединениях.
2.Написать электронную формулу азота.
3.Объяснить строение молекулы аммиака с позиции метода ВС.
4.Из каких веществ, и при каких условиях получают азот в лаборатории.
Литература :
Основная:
[16, глава XXVI .опыты2(б),3(б),4(а),5,8(а,б) Глава XXVII опыты 5(а,),8(а,б) ,11(б,вг,д,ж)]
СРСП 1-2:
1.Решение задач.
2. Отчет по лабораторной работе
3. Коллоквиум №1
4.Проверка домашнего задания
Литература:
Основная: [ 1-13].
СРС 1-2:
1. Выполнить домашнее индивидуальное задание
Неделя 5
Кредит - час 1
Лекция №9
Тема Элементы главной подгруппы V группы
План лекции:
1. Фосфор. Аллотропные видоизменения и их свойства.
2. Фосфиды металлов.
3. Соединения фосфора с водородом.
4. Кислородные соединения фосфора
а) оксиды фосфора
б) Фосфорноватистая, фосфористая и фосфорные кислоты: строение молекул, основность,
соли.
В) галогениды фосфора.
Литература.
Основная: [1-8]
Дополнительная: [1-7].
СРСП: Составление конспекта по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [1-8]
СРС: Физические и химические свойства фосфидов.
Литература.
Дополнительная: [1-7]
Кредит - час 2
Лекция №10
Тема Элементы главной подгруппы V группы
План лекции:
1 Мышьяк , сурьма, висмут. Распространение в природе, получение простых веществ
2. Практическое значение элементов главной подгруппы V группы
Литература:
Основная: [1-8]
11
Дополнительная: [1-7].
СРСП: Составление конспекта по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [1-8]
СРС: Физические и химические свойства водородных соединений подгруппы мышьяка.
Литература.
Дополнительная: [1-7]
Кредит - час 3
Практическое занятие №9
План практического занятия:
1. Рассмотреть вопросы по изучаемой теме.
2. Решение задач по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [1,2,3,4,5,6,7, 8]
Дополнительная: [1-7].
Кредит - час 4
Практическое занятие № 8
План практического занятия:
1. Выполнить лабораторную работу. Тема: Мышьяк, сурьма, висмут и их соединения
Цель: Ознакомление со свойствами элементов подгруппы мышьяка и их соединений.
Основные вопросы:
1.Написать электронные формулы атомов мышьяка, сурьмы и висмута?
2.Каковы кислотно-основные свойства и способы получения оксидов и гидроксидов
мышьяка и сурьмы?
3.Каково отношение мышьяка, сурьмы и висмута к воде, разбавленным растворам серной и
соляных кислот. Написать уравнения реакций?
Литература :
Основная
[16, Глава XXVIII опыты 3,4 (а,б,в), 5(а),6(а), ГлаваXXIX опыты 8,10,15,16,17]
СРСП 1-2:
1.Решение задач.
2. Отчет по лабораторной работе.
4.Проверка домашнего задания .
Литература:
Основная: [ 9-13].
СРС 1-2:
1. Выполнить домашнее индивидуальное задание.
Неделя 6
Кредит - час 1
Лекция №11
Тема Элементы главной подгруппы IV группы
План лекции:
1Общая характеристика атомов элементов и простых веществ
2.Углерод. Углерод в природе. Аллотропия углерода: алмаз, графит, карбид; их структура и
свойства, применение.
3.Водородные соединения углерода.
4.Карбиды металлов. Их характеристика.
5.Кислородные соединения углерода:
а) оксид углерода (II) . Строение его молекулы с позиции МВС и ММО, химические
свойства.
12
б) оксид углерода(IV). Угольная кислота. Карбонаты и гидрокарбонаты
6. Соединения углерода с азотом и галогенами
Литература.
Основная: [1,2,3,4,5,6,7 8]
Дополнительная: [1-7].
СРСП: Составление конспекта по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [1-8]
СРС: Физические и химические свойства карбидов.
Литература.
Дополнительная: [1-7]
Кредит - час 2
Лекция №12
Тема Элементы главной подгруппы IV группы
План лекции:
1. Кремний и его соединения.
2. Природные силикаты.
3. Промышленные и лабораторные способы получения кремния
4. Водородные соединения кремния. Силициды металлов.
5. Диоксид кремния. Кварц. Силикаты.
6. Общая характеристика элементов подгруппы германия и их соединений.
7. Применение элементов главной подгруппы IV группы
Литература.
Основная: [1,2,3,4,5,6,78]
Дополнительная: [1-7].
СРСП: Составление конспекта по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [1-8]
СРС: Физические и химические свойства силицидов.
Литература.
Дополнительная: [1-7]
Кредит - час 3
Практическое занятие №11
План практического занятия:
1. Рассмотреть вопросы по изучаемой теме.
2. Решение задач по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [1,2,3,4,5,6, 7,8]
Дополнительная: [1-7].
Кредит - час 4
Практическое занятие № 12
План практического занятия:
1. Выполнить лабораторную работу .Тема: Углерод, кремний и их свойства.
Цель: Ознакомление с химическими свойствами углерода и кремния и их соединений.
Основные вопросы:
1.к какому типу относятся оксида углерода, диоксид углерода?
2.Как получается кремний в лаборатории?
3.Какова формула поликремневых кислот?
4.Написать электронную формулу углерода?
13
5.Какую степень окисления проявляет атом углерода в соединениях?
Литература :
Основная
[16, глава XXX .опыты 2(а,б),3,7(а,б,в),9(а),10,11(а,б)Глава XXXI опыты 3(а), 4(а),5(а)
7(а),9(б),13,14,15 ]
СРСП 1-2:
1.Решение задач.
2. Отчет по лабораторной работе.
3.Проверка домашнего задания.
4.Контрольная работа №2
5.Защита рефератов
Литература:
Основная: [9-13].
СРС 1-2:
1. Выполнить домашнее индивидуальное задание.
Неделя 7
Кредит - час 1
Лекция №13
Тема Общие свойства и способы получения металлов
План лекции:
1. Металлическое состояние вещества: основные признаки, зонная теория строении,
металлическая связь.
2. Особенности электронного строения атомов элементов, способных к образованию
металлической связи; их положение в периодической системе.
3.Типы кристаллических решеток металлов.
4. Металлические сплавы. Поликристаллическая структура реальных металлов и сплавов
5. Общие физические свойства металлов.
6. общие химические свойства металлов.
Литература.
Основная: [1,2,3,4,5,6,7 8]
Дополнительная: [1-7].
СРСП: Составление конспекта по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [1-8]
СРС: Физические и химические свойства сплавов.
Литература.
Дополнительная: [1-7]
Кредит – час2
Лекция №14
Тема Общие свойства и способы получения металлов
План лекции:
1. Электрохимический ряд напряжений металлов.
2. Коррозия металлов и основные способы защиты от нее
3. Ингибиторы коррозии металлов. Работы ученых Г.В.Акимова,
И.Л.Розенфельда и др. в области коррозии и защиты металлов.
4. Основные виды руд, их обогащение.
5. Важнейшие методы получения металлов из руд.
6. Электролиз растворов и расплавов.
Литература.
14
С.А.Балезина,
Основная: [1,2,3,4,5,6,7 8]
Дополнительная: [1-7].
СРСП: Составление конспекта по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [1-8]
СРС: Методы получения металлов.
Литература.
Дополнительная: [1-7]
Кредит - час 3
Практическое занятие №13
План практического занятия:
1. Рассмотреть вопросы по изучаемой теме.
2. Решение задач по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [9-13]
Кредит - час 4
Практическое занятие № 14
План практического занятия:
1. Выполнение упражнений и решение задач
2. Выполнение лабораторной работы № 6
Литература :
Основная:
[14, Глава 9,Лабораторная работа 15,Опыт 15.1, Лабораторная работа 16, Опыты
16.1,16.2,16.3,16.4,16.5 ]
СРСП 1-2:
1.Решение задач.
2.Проверка домашнего задания №6
3. Контрольная работа №3
4. Отчет по лабораторной работе №7
5. Коллоквиум №2
Литература:
Основная: [ 1-13].
СРС 1-2:
1. Выполнить домашнее индивидуальное задание №6.
Неделя 8
Кредит - час 1
Лекция №15
Тема Элементы главной подгруппыIII группы.
План лекции:
1. Распространенность в земной коре, изотопный состав, важнейшие природные соединения
2. Общая характеристика атомов элементов и простых веществ
3. Бор. Аллотропные модификации.
4. Физические и химические свойства кристаллического бора, его получение и применение
5. Бориды металлов.
6. Оксиды и гидроксиды бора.
7. Ортоборная кислота. Бура.
Литература.
Основная: [1,2,3,4,5,6, 7,8]
Дополнительная: [1-7].
15
СРСП: Составление конспекта по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [1-8]
СРС: Физические и химические свойства боридов.
Литература.
Дополнительная: [1-7]
Кредит - час 2
Лекция №16
Тема Элементы главной подгруппыIII группы.
План лекции:
1. Алюминий. Физические и химические свойства простого вещества
2. Получение алюминия.
3. Алюминотермия
4. Применение алюминия и его сплавов.
5. Получение и свойства важнейших соединений алюминия, оксида, гидроксида,
гидроксоалюминатов, солей; их практическое применение
Литература.
Основная: [1,2,3,4,5,6,7, 8]
Дополнительная: [1-7].
СРСП: Составление конспекта по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [1-8]
СРС: Физические и химические свойства водородных соединений аналогов алюминия.
Литература.
Дополнительная: [1-7]
Кредит - час 3
Практическое занятие №15
План практического занятия:
1. Рассмотреть вопросы по изучаемой теме.
2. Решение задач по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [9-13]
Кредит - час 4
Практическое занятие № 16
План практического занятия:
1. Выполнить лабораторную работу Тема: Бор , алюминий и их строения.
Цель: Ознакомление с химическими свойствами алюминия и бора.
Основные вопросы:
1.Как изменяются атомный радиус и энергия ионизации в ряду?
2.Какие продукты образуются при гидролизе буры?
3.Написать электронные формулы атомов бора и алюминия?
4.Каково отношение алюминия в воде , кислороду и щелочам?
5. Сравнить химические свойства бора и алюминия?
Литература :
Основная:
[16, глава XXXV .опыты2(а,б,в),3(а),4,5,7(а,б,в),8(а,б) ]
СРСП 1-2:
1.Решение задач.
16
2. Отчет по лабораторной работе.
3.Проверка домашнего задания .
Литература:
Основная: [ 9-13].
СРС 1-2:
1. Выполнить домашнее индивидуальное задание
Неделя 9
Кредит - час 1
Лекция №17
Тема Элементы главных подгрупп II и I групп.
План лекции:
1.Общая характеристика атомов элементов главной подгруппы II группы.
2. Физические и химические свойства простых веществ.
3. Щелочноземельные металлы. Меры предосторожности при работе сними.
4. Применение металлического бериллия, магния и кальция.
5.Соединения элементов: гидриды, оксиды, гидроксиды, пероксиды, соли. Их получение.
6. Физические свойства, закономерности изменения химических свойств.
7.Жесткость воды и способы ее устранения.
8. Распространенность в природе элементов главной подгруппы II группы.
Литература.
Основная: [1,2,3,4,5,6, 7,8]
Дополнительная: [1-7].
СРСП: Составление конспекта по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [1-8]
СРС: Физические и химические свойства гидридных соединений щелочноземельных
металлов.
Литература.
Дополнительная: [1-7]
Кредит - час 2
Лекция №18
Тема Элементы главных подгрупп II и I групп.
План лекции:
1.Общая характеристика атомов элементов главной подгруппы I группы.
2. Физические и химические свойства простых веществ.
3. Щелочные металлы. Меры предосторожности при работе с ними.
4. Распространенность в земной коре.
5. Способы получения щелочных металлов.
6. Свойства, получение и применение важнейших соединений элементов: гидридов, оксидов.
Гидроксидов, пероксидов, солей
7. Щелочи. Сода.
Литература.
Основная: [1,2,3,4,5,6,7, 8]
Дополнительная: [1-7].
СРСП: Составление конспекта по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [1-8]
СРС: Методы получения сплавов элементов I и II группы.
17
Литература.
Дополнительная: [1-7]
Кредит - час 3
Практическое занятие №17
План практического занятия:
1. Рассмотреть вопросы по изучаемой теме.
2. Решение задач по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [9-13]
Кредит - час 4
Практическое занятие № 18
План практического занятия:
1. Выполнить лабораторную работу Тема: Щелочные и щелочноземельные металлы и их
соединения.
Цель: Ознакомление с основными химическими свойствами щелочных и щелочноземельных
металлов.
Основные вопросы:
1.Какие металлы называются щелочными и щелочноземельными?
2.Каковы особенности металлической связи?
3.Сравнить физические и химические свойства гидридов щелочных металлов?
Литература :
Основная:
[16, глава XXXIII опыт 2,4,8 , опыты 3(а,б) 5(а),6,7(а,б)),9(а,б,в,г )]
СРСП 1-2:
1.Решение задач.
2. Отчет по лабораторной работе.
3.Проверка домашнего задания.
4.Контрольная работа.
Литература:
Основная: [ 9-13].
СРС 1-2:
1. Выполнить домашнее индивидуальное задание.
Неделя 10
Кредит - час 1
Лекция №19
Тема Элементы главной подгруппы VIII группы. Общая характеристика свойств
элементов главных подгрупп периодической системы Д.И.Менделеева..
План лекции:
1, История открытия элементов главной подгруппы VIII группы..
2. Их место в периодической системе и электронное строении атомов
3. Невозможность существования двухатомных молекул с позиции метода МО.
4. Потенциалы ионизации.
5. Нахождение в природе, способы выделения свойства.
Литература.
Основная: [1,2,3,4,5,6,7, 8]
Дополнительная: [1-7].
СРСП: Составление конспекта по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [1-8]
18
СРС: Применение инертных газов.
.
Литература.
Дополнительная: [1-7]
Кредит - час 2
Лекция №20
Тема Элементы главной подгруппы VIII группы. Общая характеристика свойств
элементов главных подгрупп периодической системы Д.И.Менделеева..
План лекции:
1.Закономерности в изменении радиусов, энергии и ионизации, сродства к электрону, атомов
элементов в периодах и главных подгруппах
2. Соединения металлов и неметаллов с водородом. Изменение в периодах и в группах
полярности и прочности связи в соединениях элементов с водородом. Закономерности
изменения их восстановительных свойств.
3. Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов элементов главных подгрупп.
А) Оксиды . Строение , тип связи между атомами: изменение величины эффективного заряда
атомов кислорода в оксидах на примере оксидов II и III периодов и главных подгрупп I и
группы II. Изменение кислотно-основных свойств оксидов элементов в периодах и главных
подгруппах
Б) гидроксиды , зависимость характера диссоциации гидроксидов на примерах элементов
третьего периода в главных подгруппах первой, второй, пятой, шестой и седьмой групп.
4. Изменение устойчивости различных степеней окисления атомов элементов в главных
подгруппах. Окислительные свойства соединений , содержащих атомы элементов в высших
степенях окисления.
Литература.
Основная: [1,2,3,4,5,6,7 8]
Дополнительная: [1-7].
СРСП: Составление конспекта по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [1-8]
СРС: Особенности свойств металлов триады железо-кобальт-никель.
Литература.
Дополнительная: [1-7]
Кредит - час 3
Практическое занятие №19
План практического занятия:
1. Рассмотреть вопросы по изучаемой теме.
2. Решение задач по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [9-13]
Кредит - час 4
Практическое занятие № 20
План практического занятия:
1. Выполнение упражнений и задач по изучаемой теме
Литература:
Основная [9-13]
СРСП 1-2:
1.Решение задач.
2.Проверка домашнего задания.
Литература:
19
Основная: [9-13].
СРС 1-2:
1. Выполнить домашнее индивидуальное задание.
Неделя 11
Кредит - час 1
Лекция №21
Тема Общая характеристика свойств элементов побочных подгрупп периодической
системы Д.И.Менделеева.. Элементы побочной подгруппы I группы.
План лекции:
1. Особенности электронных структур атомов элементов d- и f-семейств. Их положение в
периодической системе
2. Сравнение свойств атомов, простых веществ и соединений элементов главных и побочных
подгрупп. Отличие в главных и побочных подгруппах характера изменения свойств
элементов и их соединений при возрастании зарядов ядер атомов.
3. Многообразие степеней окисления, проявляемых атомами элементов побочных подгрупп.
4.Склонность d-элементов к комплексообразованию.
Литература.
Основная: [1,2,3,4,5,6,7 8]
Дополнительная: [1-7].
СРСП: Составление конспекта по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [1-8]
СРС: История открытия меди, серебра, золота.
Литература.
Дополнительная: [1-7]
Кредит - час 2
Лекция №22
Тема Общая характеристика свойств элементов побочных подгрупп периодической
системы Д.И.Менделеева.. Элементы побочной подгруппы I группы.
План лекции:
1. Общая характеристика атомов элементов, физических и химических свойств простых
веществ.
2. Медь, серебро, золото. Нахождение в природе.
3. Способы их получения.
4. Важнейшие соединения меди, серебра, золота: оксиды, гидроксиды, соли, комплексные
соединении.
5. Окислительно-восстановительные свойства соединений меди. Серебра, золота.
6. Применение металлов и их сплавов.
7. Значение ионов меди и серебра в физиологических процессах
Литература.
Основная: [1,2,3,4,5,6,7, 8]
Дополнительная: [1-7].
СРСП: Составление конспекта по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [1-8]
СРС: Применение сплавов меди, серебра, золота.
Литература.
Дополнительная: [1-7]
20
Кредит - час 3
Практическое занятие №21
План практического занятия:
1. Рассмотреть вопросы по изучаемой теме.
2. Решение задач по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [9-13]
Кредит - час 4
Практическое занятие № 22
План практического занятия:
1. Выполнить лабораторную работу. Тема: Медь, серебро и их соединения.
Цель: Изучение основных химических свойств элементов побочной подгруппы I группы.
Основные вопросы:
1.Что общего в строении электронных оболочек атомов элементов побочной подгруппы I
группы.
2.В чем можно растворить элементы подгруппы меди ?
3. Какие степени окисления проявляет медь, серебро, золото?
4.В чем заключается сходство и отличие электронных структур и химических свойств
металлов подгруппы меди и щелочных металлов?
5. Какие координационные числа характерны для меди, серебра и золота?
Литература :
Основная
[16, глава XXXVI .опыты2(а,б),3(а,б,в),5,7,10(а) ]
СРСП 1-2:
1.Решение задач.
2. Отчет по лабораторной работе.
3.Проверка домашнего задания .
4. Коллоквиум №3
Литература:
Основная: [ 9-13].
СРС 1-2:
1. Выполнить домашнее индивидуальное задание.
Неделя 12
Кредит - час 1
Лекция №23
Тема . Элементы побочной подгруппы I I группы.
План лекции:
1. Распространенность в земной коре, изотопный состав, важнейшие природные соединения.
2.Общая характеристика атомов элементов.
3. Физические и химические свойства простых веществ
4. Общая характеристика кислородных соединений.
5. Амфотерность оксида и гидроксида цинка.
6. Гидроксоцинкаты. Физические и химические свойства .
7.Важнейшие комплексные соединения
8. Физиологическое действие соединений цинка, кадмия и ртути.
9. Использование соединений цинка, кадмия и ртути.
Литература.
Основная: [1,2,3,4,5,6,7, 8]
Дополнительная: [1-7].
СРСП: Составление конспекта по изучаемой теме.
21
Литература.
Основная: [1-8]
СРС: Комплексные соединения металлов подгруппы цинка.
Литература.
Дополнительная: [1-7]
Кредит - час 2
Лекция №24
Тема . Элементы побочных подгрупп II I, IV, V групп.
План лекции:
1. Распространенность в земной коре, изотопный состав, важнейшие природные соединения.
2.Общая характеристика атомов элементов.
3. Физические и химические свойства простых веществ
4. Общая характеристика кислородных соединений.
5. Использование соединений элементов побочных подгрупп I I I , IV и Vгруппы
Литература.
Основная: [1,2,3,4,5,6, 7,8]
Дополнительная: [1-7].
СРСП: Составление конспекта по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [1-8]
СРС: Общность и различия элементов подгруппы скандия.
Литература.
Дополнительная: [1-7]
Кредит - час 3
Практическое занятие №23
План практического занятия:
1. Рассмотреть вопросы по изучаемой теме.
2. Решение задач по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [9-13]
Кредит - час 4
Практическое занятие № 24
План практического занятия:
1. Выполнить лабораторную работу. Тема: Кадмий, цинк, ртуть и их соединения.
Цель: Ознакомление с химическими свойствами кадмия ,цинка, ртути и их соединений.
Основные вопросы:
1. сравнить химические свойства Кадмия, цинка, ртути.
Литература :
Основная:
[16, глава XXXVII ,опыты1,2,3,5,9,13(б),15,17 ;
15, Глава 22, Опыт 2(а,б,в),Опыт 4(а), Опыт 5(а,б), Опыт 6]
СРСП 1-2:
1.Решение задач.
2. Отчет по лабораторной работе.
3.Проверка домашнего задания .
4.Контрольная работа.
Литература:
22
Основная: [ 9-13].
СРС 1-2:
1. Выполнить домашнее индивидуальное задание.
Неделя 13
Кредит - час 1
Лекция №25
Тема. Элементы побочной подгруппы VI группы.
План лекции:
1.Общая характеристика атомов элементов.
2. Физические и химические свойства простых веществ
3. Хром. Природные соединения хрома.
4. Получение хрома и его соединений
5.Феррохром.
Литература.
Основная: [1,2,3,4,5,6, 7,8]
Дополнительная: [1-7].
СРСП: Составление конспекта по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [1-8]
СРС: Сплавы хрома.
Литература.
Дополнительная: [1-7]
Кредит - час 2
Лекция №26
Тема . Элементы побочной подгруппы VI группы.
План лекции:
1. Соединения хрома (II,III,VI) : оксиды, гидроксиды, соли.
2. Получение, физические и химические свойства.
3. Зависимость кислотно-основных свойств оксидов и гидроксидов хрома от величины
условных зарядов и радиусов соответствующих ионов.
4. Гидроксо- и оксохроматы(III)
5. Комплексные соединения хрома(III)
6. Хромовые кислоты, их свойства.
7. Хроматы и дихроматы
8. Соединения хрома (VI) как окислители.
Литература.
Основная: [1,2,3,4,5,6,7, 8]
Дополнительная: [1-7].
СРСП: Составление конспекта по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [1-8]
СРС: Комплексные соединения хрома.
Литература.
Дополнительная: [1-7]
Кредит - час 3
Практическое занятие №25
План практического занятия:
1. Рассмотреть вопросы по изучаемой теме.
2. Решение задач по изучаемой теме.
23
Литература.
Основная: [9-13]
Кредит - час 4
Практическое занятие № 26
План практического занятия:
1. Выполнить лабораторную работу. Тема: Хром и его соединения.
Цель: Ознакомление с физическими и химическими свойствами хрома.
Основные вопросы:
1.Написать электронную формулу хрома?
2.Как изменяется химическая природа оксидов и гидроксидов хрома.
3.Каковы условия существования в растворе хроматов и дихроматов?
Литература :
Основная:
[16, глава XXXVIII .опыты1(а,б), 4(а),6(а,б) ]
СРСП 1-2:
1.Решение задач.
2. Отчет по лабораторной работе.
3.Проверка домашнего задания.
Литература:
Основная: [ 9-13].
СРС 1-2
1. Выполнить домашнее индивидуальное задание.
Неделя 14
Кредит - час 1
Лекция №27
Тема . Элементы побочной подгруппы VII группы.
План лекции:
1.Общая характеристика атомов элементов.
2. Физические и химические свойства простых веществ
3. Марганец. Природные соединения марганца. Получение марганца из природных
соединений.
4.Сплавы марганца. Ферромарганец
Литература.
Основная: [1,2,3,4,5,6, 7,8]
Дополнительная: [1-7].
СРСП: Составление конспекта по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [1-8]
СРС: Свойства рения.
Литература.
Дополнительная: [1-7]
Кредит - час 2
Лекция №28
Тема . Элементы побочной подгруппы VII группы.
План лекции:
1. Соединения марганца: оксиды и гидроксиды.
2.Зависимость свойств соединений от степени окисления атомов марганца.
3. Соединения марганца высших степеней окисления
4. Марганцовистая и марганцевые кислоты, манганаты и перманганаты. Окислительные
свойства манганатов и перманганатов, их зависимость от рН среды.
24
Литература.
Основная: [1,2,3,4,5,6,7, 8]
Дополнительная: [1-7].
СРСП: Составление конспекта по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [1-8]
СРС: Комплексные соединения.
Литература.
Дополнительная: [1-7]
Кредит - час 3
Практическое занятие №27
План практического занятия:
1. Рассмотреть вопросы по изучаемой теме.
2. Решение задач по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [9-13]
Кредит - час 4
Практическое занятие № 28
План практического занятия:
1. Выполнить лабораторную работу. Тема: Марганец и его соединения.
Цель: Знакомство с марганцем и его соединениями
Основные вопросы:
1. Какова максимальная ковалентность марганца?
2. Какие степени окисления проявляет марганец в соединениях?
3. Как получают соединения марганца?
4. Какие соединения образуются при взаимодействии оксида
концентрированными соляной и серной кислотами?
Литература :
Основная:
[16, глава XXXIX .опыты1(а), 2(б),4,5(а,б),6(б) ]
СРСП 1-2:
1.Решение задач.
2. Отчет по лабораторной работе.
3.Проверка домашнего задания.
Литература:
Основная: [ 8, 12].
СРС 1-2:
1. Выполнить домашнее индивидуальное задание.
марганца
Неделя 15
Кредит - час 1
Лекция №29
Тема . Элементы побочной подгруппы VIII группы. Элементы f- семейства.
План лекции:
1.Общая характеристика атомов элементов.
2. Физические и химические свойства простых веществ
3.Элементы семейства железа
4.Важнейшие природные соединения
5. Важнейшие сплавы железа: чугун, сталь, легированные стали
25
с
6. Химизм производства чугуна и стали
7. Свойства соединений железа, кобальта и никеля, их получение и применение.
8. Общая характеристика свойств элементов семейства платины.
Литература.
Основная: [1,2,3,4,5,6, 7,8]
Дополнительная: [1-7].
СРСП: Составление конспекта по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [1-8]
СРС: Особенности свойств платиновых металлов.
Литература.
Дополнительная: [1-7]
Кредит - час 2
Тема . Элементы побочной подгруппы VIII группы. Элементы f- семейства.
Лекция №30
План лекции:
1. Особенности электронных структур атомов f – семейства. Возможные валентные
состояния и степени окисления атомов.
2. Лантаноиды. Нахождение в природе. Физические и химические свойства простых веществ.
Методы разделения лантаноидов. Оксиды, гидроксиды, соли.
3. Актиноиды. История открытия, Характеристика свойств простых веществ.
4. Уран. Нахождение в природе. Получение, физические и химические свойства урана.
Соединения урана.
5. Синтез новых элементов.
Литература.
Основная: [1,2,3,4,5,6,7, 8]
Дополнительная: [1-7].
СРСП: Составление конспекта по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [1-8]
СРС: Устойчивость соединений лантаноидов и актиноидов.
Литература.
Дополнительная: [1-7]
Кредит - час 3
Практическое занятие №29
План практического занятия:
1. Рассмотреть вопросы по изучаемой теме.
2. Решение задач по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [9-13]
Кредит - час 4
Практическое занятие № 30
План практического занятия:
1. Выполнить лабораторную работу. Тема: Железо и его соединения.
Цель: Ознакомление с физическими и химическими свойствами железа.
Основные вопросы:
1.Какую степень окисления проявляет железо?
2.Как в лабораторных условиях получают железо? Написать уравнения реакций?
3.Охарактеризовать свойства солей железа?
26
4.Как можно получить оксиды и гидроксиды железа написать соответствующие уравнения
реакций?
Литература :
Основная:
[16, глава XL .опыты 3, 5(а,б), 8, 9(а,б), 10(а,б,в) 12(а,б), 15(а,), 16(а,б),) 19(а,), 20, 21(а,б),
22 ]
СРСП 1-2:
1.Решение задач.
2. Отчет по лабораторной работе.
3.Проверка домашнего задания.
4. Контрольная работа.
5. Коллоквиум № 4
Литература:
Основная: [ 8, 12].
СРС 1-2:
1. Выполнить домашнее индивидуальное задание.
Литература:
Основная: [8]
Список литературы:
Основная:
1. Глинка Г.Л. Общая химия. - С.П.:.Химия, 2001. -702с.
2. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. – М.: Высшая школа, 2005. – 743 с.
3. Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия. – М.: Химия, 1992. – 592
с.
4. Угай Я.А. Неорганическая химия. – М.: Высшая школа, 1989. – 463 с.
5. Хомченко Г.П., Цитович И.К. Неорганическая химия. – М.: Высшая школа, 1987.- 464 с.
6. Спицин В.И.,Мартыненко Л.И. Неорганическая химия. –М.: Издательство Московского
университета,1991.-660с.
7. Николаев Л.А. Неорганическая химия. -М.:,Просвещение, 1982.-613с.
8. Павлов Н.Н. Общая и неорганическая химия. - М.: Дрофа, 2002.- 446с.
9. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – Л.: Химия, 1994.-265с.
10. Любимова Н.Б. Вопросы и задачи по общей и неорганической химии. - М.: Высшая
школа, 1990.-350с.
11. Лидин Р.А.,Молочко В.А., Андреева Л.Л. Задачи по неорганической химии. –М.:Высшая
школа,1990.-320с.
12. Беляева И.И., Сутягин Е.И.,Шелепина В.Л. Задачи и упражнения по общей и
неорганической химии. –М.:Просвещение,1989.-189с.
13. Сборник задач и упражнений по неорганической химии. –М.:Просвещение,1982.-207с.
14. Практикум по общей и неорганической химии. Под редакцией Павлова Н.Н. и Фролова
В.И.-М.:Дрофа,2002.15. Васильева З.Т., Грановская А.А. Лабораторные работы по общей и неорганической
химии.-Л.:Химия,1986.-287с.
16. Бабич Л.В., Балезин С.А.,Гликина Ф.Г. Практикум по неорганической химии.
М.,Просвещение, 1991.17.Лидин Р.А.,Андреева Л.Л., Молочко В.А. Справочник по неорганической химии. –
М.:Химия,1987.- 318с.
Дополнительная:
1. Полинг Л. Общая химия. -М.: Мир,1974. – 846с.
27
2. Некрасов Б.В.. Основы общей химии. Том 1. –М.: Химия,1970.-410с.
3. Некрасов Б.В.. Основы общей химии. Том 2. –М.: Химия,1970.-410с.
4. Некрасов Б.В.. Основы общей химии. Том 3. –М.: Химия,1970.-392с.
5. Коровин Н.В. Общая химия. -М.: Высшая школа, 2000. -558с.
6.Гузей Л.С.,Кузнецов В.Н.,Гузей А.С. Общая химия. –М.: Издательство Московского
университета,1999.-332с.
7.Оленин С.С.,Фадеев Г.Н. Неорганическая химия. –М.: Высшая школа,1979.-383с
8. Лидин Р.А., Аликберова Л.Ю., Логинова Г.П. Неорганическая химия в вопросах. – М.:
Химия, 1991. – 256 с.
9. Браун Т., Лемей Г. Ю. Химия – в центре наук: В 2-х частях. Пер. с англ. – М.: Мир, 1983.
Ч. 1 – 448 с. Ч 2 - 520 с.
10. Гаршин А.П.. Неорганическая химия в схемах, рисунках, формулах, химических
реакциях. – СПб.: Лань, 2000. – 288 с.
11. Фриман М. Химия в действии: В 2-х частях. Пер. с англ. – М.: Мир, 1991. Ч. 1 – 528 с. Ч 2
- 622 с.( химия элементов)
12. Ахметов Н.С., Азизова М.К., Бадыгина Л.И. Лабораторные и семинарские занятия по
общей и неорганической химии. - М.: Высшая школа, 2003. – 367 с.
13. Лабораторный практикум по общей химии. Под редакцией Таперовой А.Л.-М.:Высшая
школа,1969.-368с.
14.Тарасенко М.И.Практикум по неорганической химии. -М.:Высшая школа,1962.-220с.
15.Васильева З.Т. и др. Лабораторный практикум по общей химии. –М.:Химия,1969-304с.
16.Жарский И.М.,Комшилова О.Н.Практикум по химии.- Минск:Высшая школа,1986.-146с.
17.Гольбрайх З.Е.Практикум по неорганической химии.- М.Высшая школа,1974.-431с.
18. Практикум по общей и неорганической химии. Под редакцией Карапетьянца М.Х.М.:Высшая школа,1969. -289с.
Периодическая:
Реферативные журналы по разделам химии
Варианты домашних индивидуальных заданий.
ЛИТЕРАТУРА:
Н.Л.ГЛИНКА. ЗАДАЧИ И УПРАЖНЕНИЯ ПО ОБЩЕЙ ХИМИИ. ЛЕНИНГРАД,
«ХИМИЯ», 1986.
Н.Б.ЛЮБИМОВА. ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ ПО ОБЩЕЙ И НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ.
МОСКВА,»ВЫСШАЯ ШКОЛА»,1990.
Р.А.ЛИДИН,В.А.МОЛЧКО,Л.А.АНДРЕЕВА.
ЗАДАЧИ
ПО
НЕОРГАНИЧЕСКОЙ
ХИМИИ. МОСКВА,»ВЫСШАЯ ШКОЛА»,1990.
1
2
3
4
5
№1 781,786,791,796, 782,787,792,797
783,788,793,798
784,789,794,799 785,790,795
801,806
802,807
803
804
800,805
гл.21:8,2,9
гл.21:14,3,10,15
гл.21 5,4,11,16
гл.21.6,12,17,18 Гл.21.
7,13,19,20
№2 808,813,819,824, 809,814,820,825
810,815,821,826
811,816,822,827 812,817,823
829,
830,
831(а-е)
831(ж-м),832
828,833,
гл.22: 295,300, гл.22:296,301,305 гл.22:297,302,
гл.22:298,307
Гл.22:299,303
304,309,314,319 310,315,320
306,311,316,321
312,317,322
308,313,318
323
№3 834,839,844,849 835,840,845,850
836,841,846,851
837,842,847,852 838,843,848
854,859,860,865 855,861,866,871
856,862,867,872
857,863,868,873 853,858,864
870,875,
876,
877,
Гл.22: 235,232
869,874,
28
Гл.22:233
№4
881,885,888,893
898,903,908,938
Гл.22: 126,131
882,886,889,894
899,904,909,939
Гл.22: 127,132
№5
911,916,921,926
931,941
Гл.22: 170,175
180,185
912,917,922,927
932,942
Гл.22: 171,176
181,186
№6
943,948,953,
958,963,
Гл.22: 56,61,66
71,76
944,949,954,959
964,
Гл.22: 57,62,67
72,77
Гл.22:
235,236
878,883,890,895
879,880,891,896 884,887,892
900,905,934,
901,906,935,
897,902,907
Гл.22:123,128,133 Гл.22:124,129
936,
134
Гл.22:
125,130,135
913,918,923,928
914,919,924,929 915,920,925
933(а-г),
933(д-з),
930,940,
Гл.22:
Гл.22: 168,173
Гл.22:
167,172,177,182
178,183,188
169,174,179
187
184,189
945,950,955,960
946,951,956,961 947,952,957
965,
966,
962,967
Гл.22: 58,63,68
Гл.22: 59,64,69 Гл.22: 60,65
73,78
74,79
70,75,80
№7
757,762,767,
Гл.20: 68,73
758,763,768,
Гл.20: 69,74
759,764,
Гл.20: 65,70,75
№8
1044,1049,1054
1064
12.190, 12.195,
12.200,
968,973,978
1008,1013,1018,
1033,1043
Гл.21: 35,40
1045,1050,1055
1065
12.191, 12.196,
12.203,
969,974,979,
1004,1009,1014
1019, 1029
Гл.21: 36,41
1046,1051,1056
1066
12.192, 12.197,
12.204,
970,975,980,
1005,1010,1015
1030, 1035,
Гл.21: 37,42
№10 1109,771,776
Гл.21:
1,46,51,62,
Гл.22: 1,7,12
№11 983,1003,988
993,998,
Гл.23: 169,174
179,184,189
1110,772,777
Гл.21: 2,47,52,53
63,
Гл.22: 2,8,
984,989,994,999
Гл.23: 170,175
180,185,190,191
1111,773,779
Гл.21: 3,48,53,64
Гл.22: 3,9,14
№12 1023,1028, 1038
1059,
гл.23: 3,8,13,18
23,28,33,38
1024, 1034,1039
1060,
гл.23: 4,9,14,19,
24,29,34,39
1020,1025, 1040
1061,
гл.23: 5,10,15,20
25,30,35,40
№13 Гл.23: 43,48,53,
58,63,68,73,78
83,89,
Гл.23: 44,49,54, Гл.23: 45,50,55,
59,64,69,74,79,84 60,65,70,75,80,85
90
91
№14 Гл.23: 95,100,
105,110,115,
1097
№15 1114,1119,1027
1124,1032,1037
Гл.23: 96,101,106
111,116,
1098
1115,1120,1025
1028,1033,1038
№9
Гл.22:234
985,990,995,1000
Гл.23: 171,176
181,186,192,193
Гл.23: 97,102,107
112,117
1099
1116,1121,1026
1029,1034,1039
29
760,765,
Гл.20: 66,71,76
761,766,
Гл.20:
67,72,78
1047,1052,1057 1048,1053
1067
1063
12.193, 12.198, 12.194,12.199
12.205,
12.208,12.210
971,976,981,
972,977,982
1006,1011,1016 1007,1012,
1031,1036,
1017,1032,
Гл.21: 38,43
1037
Гл.21: 39,44
769,774.780
770,775
Гл.21: 4,49,54, Гл.21: 5,45,50
65,
55,66
Гл.22: 4,10,15
гл.22: 6,11,16
986,991,996
987,992,997
1001
1002,
Гл.23: 172,177
Гл.24: 173,
182,187,194,195 178,183,188
196,197
1021,1026, 1041 1022,1027
1062,
1042, 1058,
гл.23: 6,1,16,21 гл.23: 7,12,17
26,31,36,41
22,27,32,37,
42
Гл.23: 46,51,56 Гл.23: 47,52,
61,66,71,76,81
57,62,67,72,
86,92
77,82,87,88,
93
Гл.23: 98,103,
Гл.23: 99,104
108,113,
109,114,
1095,1100
1096,1101
1112,1117,1122 1113,1118
1030,1035,
1123,1031
Гл.23: 120,125
130,135
Гл.23: 121,126
131,136
Гл.24: 122,127
132,137
Гл.23: 118,123,
128,133,138
1036,
Гл.23:
119,124,129
134,139
3. ГРАФИК ВЫПОЛНЕНИЯ И СДАЧИ ЗАДАНИЙ ПО ДИСЦИПЛИНЕ
№
п
/
п
Вид работ
Цель и
содержан
ие
задания
1 Реферат
Основной
доклад по
теме
2 Выполнение
заданий СРСП
(всего 30
заданий)
Развитие
аналитич
еских и
познавате
льных
способно
стей
3 Выполнение
заданий СРС
(всего 30
заданий),
(домашних
заданий)
Развитие
аналитич
еских и
познавате
льных
способно
стей
Проверка
способно
сти
логическ
ий
мыслить,
проверка
базы
знаний.
Комплекс
4 Промежуточн
ый контроль в
виде
письменной
работы
(тестирование)
5 Экзамен
Рекомендуемая Продолж Баллы , %
литература
ительност
ь
выполнен
ия и дата
(неделя)
представл
ения
работы
Согласно теме Неделя 12
До 2 % согласно
доклада
темы (в составе
формы
промежуточного
контроля)
Согласно
Согласно 1 работа
изучаемой
графика
оценивается в 3 %
теме
времени
отведенн
ому на
СРСП по
теме
Согласно
изучаемой
теме
Согласно
графика
времени
отведенн
ому на
СРС по
теме
2 часа 7
неделя.
2 часа 15
неделя
1 – ая работа
согласно
темам 1-15.
2-ая работа
согласно
темам 16-29.
30
До 4 %
Форма
контроля
Реферат и
доклад на
занятий
Контрольная
работа.
Проверка
выполнения
задания,
способность
ответа на
вопросы
Проверка
выполнения
задания,
способность
ответа на
вопросы
До 10 %
Проверка
письменной
работы,
тестов,
оценка.
Тест
Тест
ная
проверка
знаний
31
4. КАРТА УЧЕБНО-МЕТОДИЧЕСКОЙ ОБЕСПЕЧЕННОСТИ
Карта обеспеченности дисциплины литературой
Кафедра Химия тьютор Ниязбекова Актоты Болатовна.
Дисциплина
Химия элементов периодической системы.
Количество кредитов: 4
Наличие
№
1
1
2
3
4
5
6
7.
8.
Название
литературы
2
Некрасов Б.В.
Основы общей
химии.В 3-х томах
М.: Химия, 1970
Павлов Н.Н..
Общая и
неорганическая
химия.
Москва,Дрофа,2002
Николаев Л.А..
Неорганическая
химия.М.:Просвеще
ние,1982
Ахметов Н.С.
Общая
неорганическая
химия. М.: Высшая
школа, 2003
Глинка Г.Л. Общая
химия.
С.П.:Химия,2003.
Карапетьянц Л.А.,
Дранин С.И. Общая
и неорганическая
химия. М.: Химия,
1992
Г.П.Хомченко,И.К.
Цитович.
Неорганическая
химия. М.:Высшая
школа,1997.
Я.А.Угай.Общая и
неорганическая
химия.М.:Высшая
школа,1997.
Обеспеченно
Электрона
сти
я версия
студентов
(%)
5
6
50
-
В
библиотеке
На
кафедре
3
3
4
-
5
-
100
-
23
-
100
-
100
-
17
-
6
-
100
-
10
-
100
-
30
-
100
-
16
-
100
-
32
Примечани
е
7
9.
10
.
11
.
12
.
13
14
15
16
Спицин В.И.,
Мартыненко Л.И.
Неорганическая
химия.М.:Изд.Моск
овского
университета.,1991.
Глинка Н.Л. Задачи
и упражнения по
общей химии
Л.:Химия1994.
Любимова Н.Б.
Вопросы и задачи
по общей и
неорганической
химии. М.: Высшая
школа,1990.
Лидин
Р.А.,Молочко В.А.,
Андреева Л.Л.
Задачи по
неорганической
химии. –М.:Высшая
школа,1990.
Беляева И.И.,
Сутягин
Е.И.,Шелепина В.Л.
Задачи и
упражнения по
общей и
неорганической
химии. –
М.:Просвещение,19
89.
Сборник задач и
упражнений по
неорганической
химии. –
М.:Просвещение
Практикум по
общей и
неорганической
химии. Под
редакцией Павлова
Н.Н. и Фролова
В.И.-М.:Дрофа,2002
Васильева З.Т.,
Грановская А.А.
Лабораторные
работы по общей и
неорганической
химии.Л.:Химия,1986
100
-
100
20
8
100
20
10
100
20
10
100
15
10
100
20
4
100
5
2
100
2
5
100
33
-
17
18
19
20
21
22
Бабич Л.В., Балезин
С.А.,Гликина Ф.Г.
Практикум по
неорганической
химии.
М.,Просвещение,
1991.Лидин
Р.А.,Андреева Л.Л.,
Молочко В.А.
Справочник по
неорганической
химии. –
М.:Химия,1987.
. Коровин Н.В.
Общая химия. -М.:
Высшая школа,
2000
Гузей
Л.С.,Кузнецов
В.Н.,Гузей А.С.
Общая химия. –М.:
Издательство
Московского
университета,1999.
Оленин
С.С.,Фадеев Г.Н.
Неорганическая
химия. –М.:
Высшая школа,1979
. Лабораторный
практикум по
общей химии. Под
редакцией
Таперовой А.Л.М.:Высшая
школа,1969
2
3
50
1
1
50
35
-
100
26
-
100
1
-
50
2
4
100
34
ГЛОССАРИЙ
Атом – наименьшая частица элемента, обладающая его химическими свойствами и неделимая
при химических реакциях.
Атомная единица массы (а.е.м) -1\12 массы атома углерода-12 (12С), т.е. 1,6666 10-27 кг.
Комплексообразователь – обычно положительно заряженный ион металла, координирующий
вокруг себя определенное число противоположно заряженных ионов или полярных молекул,
называемых лигандами.
Молекула – наименьшая частица вещества , обладающая его химическими свойствами.
Моль – единица количества вещества или системы, содержащая столько определенных
условных частиц, сколько атомов содержится в углероде-12 массой 0,012 кг, т.е 6,02 1023.
Молярная масса М вещества равна отношению массы m порции вещества к количеству n
вещества в этой порции.
Надпероксиды - ионные соединения с сильно выраженными окислительными свойствами.
Общая формула ЭО2 .
Озониды - ионные соединения, сильные окислители с общей формулой ЭО3.
Относительная атомная масса элемента (Аr) – безразмерная величина, равная отношению
средней массы атома естественного изотопического состава элемента к 1\12 массы атома
углерода-12 (12С).
Относительная молекулярная масса (Мr) простого или сложного вещества – безразмерная
величина, равная отношению средней массы естественного изотопического состава вещества
к 1\12 массы атома углерода-12 (12С).
Оксиды – соединения элементов с кислородом, в которых он проявляет степень окисления -2.
Пероксиды – бинарные соединения, содержащие два атома кислорода, связанные в
пероксидный радикал О22-. Степень окисления кислорода в пероксидах -1.
Пероксокислоты – оксокислоты, в молекулах которых содержится пероксогруппа -О-О-.
Поликислоты – оксокислоты, содержащие сложный анион, образованный из нескольких
кислотных остатков одной и той же кислоты (изополикислоты) или разных кислот
( гетерополикислоты).
Простое вещество – вещество, в состав которого входят атомы одного и того же элемента.
Сложное вещество – вещество в состав которго входят атомы разных элементов.
Сродство к электрону – это энергетический эффект , сопровождающий присоединение
электрона к свободному атому.
35
Степень окисления – понятие, определяющее число электронов , смещенных от менее
электроотрицательного к более электроотрицательному атому при образовании между ними
химической связи.
Условная частица – любой вид реальных частиц (атомы, молекулы, ионы, электроны и тп.)
Химический элемент – вид атомов, характеризующийся одинаковым зарядом ядра.
Эквивалент – реальная или условная частица, которая в кислотно-основных реакциях и
реакциях ионного обмена равноценна одному атому или одному иону водорода. В
окислительно-восстановительных реакциях эквивалент вещества – та условная частица,
которая принимает или отдает один электрон.
Электроотрицательность(ЭО) – величина , характеризующая способность данного атома
смещать на себя электронную плотность атомов других элементов, с которыми он связан в
химическом соединении.
Энергия ионизации – энергия необходимая для
невозбужденного атома.
36
отрыва
электрона от
свободного
5.КОНСПЕКТЫ ЛЕКЦИЙ.
Содержание лекции дано в программе курса.
Неделя 1
Кредит- час 1-2
Лекция №1-2
Тема Водород. Вода.
ВОДОРОД
1.1. Общая характеристика 1.1.1. Положение в Периодической системе
Особенность положения водорода в ПС состоит в том, что он находится в уникальном
первом периоде (происходит заполнение ls-уровня), который содержит только 2 элемента —
водород ,Н (1-я группа) и благородный (или инертный) газ гелий 2Не (18-я группа).
Водород обладает комплексом свойств, присущих как ЩЭ, так и галогенам. Со
щелочными элементами водород роднит степень окисления +1 (обусловленная удалением lsэлектрона), одинаковая стехиометрия многих важнейших соединений (табл. 1.2), простой
спектр излучения и способность замещать ЩЭ в их соединениях, а с галогенами —
образование устойчивой двухатомной молекулы Н2 и степень окисления —1 (обусловленная
размещением второго электрона на ls-подуровне с образованием двухэлектронной оболочки
благородного газа — гелия) . Подобно галогенам водород в молекулярной форме (Н2) имеет
низкую температуру плавления и кипения: —259,2 и — 252,8°С соответственно. Однако в
свойствах водорода и галогенов есть и существенные различия: например, потенциал
ионизации (ПИ,) водорода намного выше, чем у галогенов (см. табл. 1.1. и 17.1). Велики
различия также в свойствах водорода и ЩЭ, что обусловлено способностью водорода
образовывать преимущественно ковалентные связи в отличие от ЩЭ, соединения которых
обычно имеют ионный характер. Учитывая особенности химии водорода, Д. И. Менделеев
помещал его и в I и в VII группе короткопериодной формы ПС. Однако в длиннопериодном
варианте ПС в соответствии с используемым сейчас принципом построения таблицы — от
простой электронной конфигурации к более сложной — водород должен находиться в 1-й
группе.
1.1.2. Строение электронной оболочки, валентные состояния водорода, основные типы
химических соединений
Строение электронной оболочки изолированного атома водорода предельно простое —
Is1. Теряя электрон, атом водорода превращается в положительно заряженный ион — протон
Н+ — с радиусом около 10~5 А и сферой действия, которой условно приписывают радиус 0,38
А (КЧ = 1) и 0,18 А (КЧ = 2). Плотность положительного заряда протона Н+ и его
поляризующее действие настолько велики, что с элементами-неметаллами он образует
ковалентные связи (вода, галогеноводороды, амины, углеводороды и т. д.). Реагируя с
37
простыми веществами, прежде всего со ЩМ, водород перетягивает к себе их валентные
электроны и переходит в состояние отрицательно заряженных гидрид-ионов Н~, имеющих
очень большой радиус, равный 2,08 А.
С формальной точки зрения водород входит в состав различных соединений в форме
положительно (протон, Н+) или отрицательно (гидрид-ион, Н~) заряженных ионов, а в
ковалентных соединениях присутствует в форме незаряженного (нейтрального) атома.
Для демонстрационного опыта удобно стружки металлического кальция поместить в
марлевый мешочек и погрузить его в воду. Вода, проникая сквозь марлю, взаимодействует с
Са, и начинается бурная реакция выделения водорода. Перевернутый цилиндр с водой,
подведенный под водой к источнику его выделения, очень быстро заполняется газом. Если
затем поднести цилиндр к газовой горелке, водород вспыхивает почти без звука, так как в
цилиндре собирается достаточно чистый газ.
При реакции гидрида кальция с водой выделяется количество водорода, вдвое большее,
чем его содержится в навеске гидрида:
СаН2 + 2Н2О - Са(ОН)2 + 2Н2Т.
Долгое время широко применялся в промышленности так называемый железо-паровой
метод, который заключался во взаимодействии паров воды с раскаленным железом. Этот
эксперимент можно осуществить и в лаборатории, используя электрическую трубчатую печь,
через которую проходит подающая водяной пар трубка из нержавеющей стали, заполненная
железными стружками. При температуре около 800°С пары воды взаимодействуют с железом,
образуя оксид Fe3O4 и газообразный водород:
3Fe + 4Н2О = 4Н2Т + Fe3O4.
В
настоящее
время
в
промышленности
водород
получают
взаимодействием
углеводородов (в основном СН4), содержащихся в природном и коксовом газах и в газах
нефтепереработки, с водяным паром или их неполным окислением кислородом, а также
электролизом воды в присутствии серной кислоты или гидроксида натрия:
СН4 + Н2О = СО + ЗН2,
2СН4 + О2 = 2СО + 4Н2,
2Н2О = 2Н2Т + О2Т.
Электролиз воды используют для получения наиболее чистого водорода. При этом на
аноде выделяется кислород, а на катоде — водород в соответствии со следующими реакциями.
При использовании раствора H2SO4: катод: 2Н+ + 2е~ = Н2Т, анод: 2Н2О - 4е~ = 4Н+ + О2Т.
При использовании раствора NaOH:
катод: 2Н2О + 2е~ = 2ОН~ + Н2Т, анод: 4ОН" - 4е~ = 2Н2О + О2Т.
38
В лаборатории электролиз воды можно осуществить, используя электролизер, в
котором к воде для увеличения электропроводности добавлена щелочь, кислота или соль.
Через некоторое время после включения постоянного тока можно заметить, что объем газа,
выделившегося на катоде (водород), в два раза больше, чем объем газа, выделившегося на
аноде (кислород).Таким образом в свое время впервые был определен состав Н2О.
Высокую эффективность имеет метод получения Н2, при котором пары Н2О
пропускают через слой раскаленного угля. При этом образуется смесь двух газов — СО и Н2
(водяной газ):
Н2О + С = СОТ + Н2Т.
Оксид углерода (II) из водяного газа удаляют одним из разработанных способов,
например неполным окислением водяного газа кислородом с последующим поглощением
раствором щелочи образовавшегося СО2.
Водород Н2 применяют в промышленности для синтеза NH3 и НС1, получения
метанола и синтетического жидкого топлива, гидрогенизации отдельных нефтяных фракций,
получения жиров типа маргарина. Кислород-водородное пламя (до 2800°С) используют для
сварки и резки металлов, для создания высокотемпературного поля при выращивании
монокристаллов искусственных драгоценных камней (рубинов, изумрудов и т.д.). Водородом
восстанавливают из оксидов и фторидов вольфрам, молибден, рений (порошковая
металлургия).
1.3. Кислородные соединения водорода 1.3.1. Вода
Вода — важнейшее соединение водорода. Физические константы, характеризующие
свойства воды, приняты как эталон для сравнения свойств других веществ: Гкип = 100°С; ТПЛ
= 0°С; масса 1 мл воды при 4°С (температуре ее максимальной плотности) равна 1 г; теплота,
необходимая для нагревания 1 г Н2О на ГС, составляет 1 кал = 4,184 Дж. Жидкая вода и ее пар
бесцветны, но лед в толстых слоях имеет зеленовато-голубоватую окраску.
Вода — достаточно устойчивое в термическом отношении соединение: AfH%$ = —
285,8 кДж/моль. Прямой синтез воды из Н2 и О2 сопровождается сильным экзоэффектом, а в
определенном режиме даже взрывом, но если воду выдерживать при высокой температуре,
она в некоторой степени разлагается на водород и кислород (на 8—9 % при 2000°С и более
чем на 11 % при 2500°С).
Получающаяся при диссоциации воды смесь Н2 и О2 может быть разделена
посредством диффузии. Согласно закону Грэма, скорость
диффузии
газа обратно
пропорциональна корню квадратному из его плотности. Поскольку значения плотности Н2 и
О2 относятся как 1 : 16, скорости их диффузии будут относиться как 4:1. Используя эту
закономерность, С. Девиль во Франции в XIX в. доказал, что вода разлагается при нагревании.
39
Он пропускал пары воды через пористую трубку и обнаружил, что первым диффундирует
через поры водород, а затем, значительно медленнее, кислород.
Молекула воды имеет угловое строение:
Следствием такого строения является полярность Н2О: дипольный момент воды
достаточно велик (ц = 1,85 Д). С позиций МВС атом кислорода в Н2О находится в состоянии
5/?3-гибридизации, в которой участвуют две его неподеленные электронные пары и две
электронные пары, осуществляющие две связи Н—О. Эти четыре электронные пары
тетраэдрически
распределены
в
пространстве
вокруг
атома
кислорода.
Искажение
тетраэдрической структуры молекулы воды и отклонение валентного угла НОН от
теоретического значения (~109°), рассчитанного для правильного тетраэдра, может быть
объяснено тем, что электронные пары связи Н—О занимают в пространстве меньший объем,
чем неподеленные пары.
Другое объяснение отклонения валентного угла НОН от тет-раэдрического учитывает
образование связи О—Н за счет перекрывания 2/ьорбиталей кислорода, расположенных под
углом 90°, и ls-орбиталей водорода. Поскольку электроотрицательность кислорода больше,
чем у водорода (см. табл. 1.1, 16.1), электронная плотность связи О—Н смещена к кислороду,
а на атоме водорода возникает некоторый положительный заряд 8+. Предполагается, что
благодаря этому атомы водорода, расположенные достаточно близко, отталкиваются друг от
друга, в результате чего угол НОН увеличивается от 90 до 104,5°.
Высокая полярность воды является одной из причин ассоциации молекул воды,
которые могут комбинироваться по две, три и более вследствие взаимного притяжения
противоположно заряженных концов диполя. Однако главной причиной образования
ассоциатов (Н2О)„ являются водородные связи:
Прочность водородных связей О—Н-0 в воде составляет приблизительно 21 кДж/моль,
что существенно меньше значения 286,6 кДж/моль, характеризующего внутримолекулярную
связь
О—Н в воде. Высокая диэлектрическая проницаемость воды (е = 81) объясняется
существованием ассоциатов (группы молекул с псевдокристаллической структурой), в
которых из-за определенной ориентации связей О—Н—О появляется заметный электрический
40
момент. Физико-химическими методами установлено объединение ассоциатов в обширные
«кластеры» (130 молекул Н2О при 0°С, 90 — при 20°С, 60 — при 72°С), но время жизни таких
кластеров очень мало (10~п—10~10 с).
Ассоциация молекул воды (Н2О)„ характерна для жидкого, в меньшей степени для
твердого состояния, а в парах вода моно-мерна. По-видимому, в образовании ассоциатов
участвуют не все молекулы воды. Об этом свидетельствует слишком низкая плотность жидкой
воды (~1 г/см3) по сравнению с плотностью (1,84 г/см3), рассчитанной в предположении
плотной упаковки молекул Н2О (радиус молекулы жидкой Н2О принимается равным 1,38 А,
как у льда).
Неделя 2
Кредит - час 1-2
Лекция №1-2
Тема Элементы главной подгруппы VII группы
Фтор, хлор, бром, йод, астат групповое название элементов 7а группы – галагены. Все
элементы 7А группы – ярко выраженные неметаллы, для которых, однако, обнаруживается
монотонные повышение металлического характера от фтор к астат. Реакционная способность
галогенов по отнашению к металлом и водороду понижается от фтор к йод, по отнашению к
кислороду она уменьшается.
Фтор
Фтор впервые выделен в свободном состоянии в 1886 г. (Муассон, Франция ) при электролизе
фторида калия в жидком фтороводороде. Фтор встречается только в химически связонном
виде, главным оброзом в минералах. Фтороапатит содержится в небольших количествах в
костях и зубах. При употреблении питьевой воды, содержащей мало фтора, может развиваться
кариес зубов.
Хлор
Хлор впервые в свободном виде выделен в 1774 г. ( Шееле, Швеция ).
Хлор – одиннацатый элемент по распространенности на Земле. Встречается только в
связонном виде. Входит в состав многих минералов, содержится в виде ионов хлор. в морской
воде, из которой хлор переходит в соляные залежи.
Бром и его соединение.
Бом впервые обнаружен в морской воде в 1826 г. ( Балар, Франция). Бром в связонном виде
сопровождает хлор во всех его месторождениях. Простое вещества бром – интенсивного
темно – красного цвета жидкость, пары ее имеют резкий удушливый запах. Хорошо
растворяется в хлороформе, сероуглероде и бензоле, мало растворяется в воде.
Йод и его соединение
Йод в свободном виде был обнаружен в 1811 г. ( Куртуа, Франция) в золе морских водорослей.
Йод значительно более редкий элемент, чем другие галогены ( кроме астата). Содержится в
виде йодата в чилийской селитре, в морских водорослях и губках ( в форме органических
соединений).Йод для человека – жизненно важный элемент, при недостатке его в организме в
щитовидной железе не образуется йодсодержащий гормон тироксин, вследствие чего
развиваются специфические заболевания.
41
Неделя 3
Кредит - час 1-2
Лекция 1-2
Тема Элементы главной подгруппы VI группы
В подгруппу кислорода входят: О – кислород, S – сера, Sе – селен, Те –
теллур, Ро – полоний.
Электронные структуры элементов представлена в следующей таблице 1.
Таблица 1.
K
1s
2s
L
2p
2
2
2
2
2
2
2
2
2
2
4
6
6
6
6
3s
M
3p
3d
4s
4p
4d
4f
5s
5p
5d
5f
6s
6p
Z
O
S
Sе
Те
Ро
8
16
34
52
84
2
2
2
2
4
6
6
6
10
10
10
2
2
2
4
6
6
10
10
–
14
2
2
4
6
10
14
2
4
2s22p4
3s23p4
4s24p4
5s25p4
6s26p4
Это р – элементы, они имеют одинаковую внешнюю электронную
конфигурацию; этим объясняется сходство их химических свойств. В
нормальном состоянии валентность этих элементов равна II, так как на внешнем
энергетическом уровне они имеют два неспаренных электрона.
У кислорода иной валентности не может быть, так как у него нет d –
орбиталей, куда можно было бы возбудить спаренные электроны.
Сера, селен теллур могут проявлять переменную валентность, так как они
имеют свободную d - орбиталь.
Например, сера:
s
p
d
2
2
6
2
4
0
S 1s / 2s 2p / 3s 3p 3d
↓↑
↓↑
↑
↑
При возбуждении электроны с s и р- подуровней переходят на d-орбиталь,
и поэтому становится возможным проявление переменной валентности.
В своих соединениях S, Sе, Те могут проявлять степень окисления –2; +2;
+4; +6. Кислород может прявлять степень окисления –2, но со фтором,
электроотрицательность которого очень велика, проявляет степень окисления
(+2) OF2; (+1) O2F2
Некоторые сведения об этих элементах приведены в таблице 2.
Таблица 2.
Кажущийся атомный радиус нейтрального атома, нм
Потенциал ионизации, Э → Э+, эв
Сродство к электрону, эв
Условный радиус иона Э+6, нм
Наличие в земной коре, масса %
O
0,066
13,62
1,47
S
0,104
10,36
2,08
Se
0,114
9,75
2,02
Te
0,132
9,01
~2
–
0,029
0,035
0,056
47,2
0,05
6·10–5
1·10–6
Po
–
8,43
1,35
(~12·10–14)
Все элементы этой подгруппы обладают неметалическими свойствами и образуемые ими соединения по
характеру близки друг к другу.
42
В ряду О – S – Sе – Те – Ро – атомный радиус увеличивается и вместе с
этим увеличиваются металлические свойства; кислород, сера – типичные
неметаллы, полоний – металл, проводит электрический ток.
Эта подгруппа элементов образует кислородные соединения, где элементы
проявляют степень окисления: +4, +6.
+4
+4
+4
+6
+6
+6
SO2, SeO2, TeO2
SO3, SeO3, TeO3
Оксиды все являются кислотным и им соответствуют кислоты:
SO2 → Н2SO3
SO3 → Н2SO4
SeO2 → Н2SeO3
SeO3→ Н2SeO4
TeO2 → Н2TeO3
TeO3→ Н2TeO4
С ростом порядкого номера элемента сила кислот уменьшается.
Соединения со степенью окисления +4 проявляют окислительные и
восстановительные свойства:
2 е
4 е
2 е
Э 2 
Э 
Э 4 
Э 6
окислительные
восстановительные
Кислоты типа Н2ЭО4 проявляют только окислительные свойства.
Все халькогены (рудообразующие) образуют водородные соединения, где
проявляют степень окисления (-2).
Устойчивость водородных соединений в ряду: Н2О – Н2S – Н2Sе – Н2Те
уменьшается. Это объясняется уменьшением энергии связи между Н—Э.
Все водородные соединения (кроме Н2О) при растворении в воде образуют
кислоты. Сила кислот в ряду Н2S – Н2Sе – Н2Те увеличивается, так как
облегчается диссоциация за счет увеличения атомного радиуса или уменьшения
энергии связи Н—Э.
Открытие. Кислород впервые получен в свободном виде в 1770 г.
К.Шееле (Швеция) при разложении селитры и в 1774 г. при разложении оксида
ртути (П) Дж.Пристли (Англия). Роль кислорода в процессах горения была
объяснена А.Лавуазье (Франция).
Нахождение в природе. Кислород очень распространенный элемент, от
массы земной коры составляет 55%. В воздухе объемная доля составляет 20,94
%, массовая доля - 23,13%. Входит в состав воды, горных пород, многих
минералов, белков, жиров, углеводов, из которых состоят живые организмы.
Кислородсодержащие соединения, например вода, песок, известняк,
силикаты, боксит и гематит составляют 49% земной коры. Кислород входитв
состав сотен тысяч соединений.
Физические свойства:
1) без вкуса, запаха, цвета;
2) растворяется в воде;
3) немного тяжелее воздуха;
4) под давлением сжижается;
5) в жидком состоянии притягивается к магниту, т.е. парамагнитен. Это
указывает на наличие в молекуле кислорода двух неспаренных электронов.
Имеет три изотопа: О –16; О –17; О –18.
43
Получение.
В лаборатории получают разложением кислородосодержащих соединений:
1) хлората калия (бертолетовой соли) в присутствии катализаторапиролюзита МnО2:
2КClO3 = 2КСl + 3О2
2) перманганата калия при умеренных температурах:
2КМnО4 = К2МnО4 + МnО2 + О2
3) оксида ртути (II):
2НgО = 2Нg + O2
4) нитрата калия:
2КNO3 = 2КNO2 + О2
5) пероксидов:
2ВаО2 = 2ВаО + О2
2Н2О2 = 2Н2О + О2
В промышленности получают :
1) фракционной перегонкой сжиженного воздуха, сначала улетучивается азот
(температура кипения –195,80С), а затем кислород (температура кипения –
1830С).
2) электролизом 25 % водных растворов NаОН или КОН:
На катоде (–):
На аноде (+):
2Н++2е = Н2↑
4ОН– –4е = О2↑ + 2Н2О
Суммарная реакция: 2Н2О = 2Н2 + О2
Химические
свойства.
При
комнатной
температуре
относительно
мало
реакционноспособен; при высоких температурах активность кислорода возрастает.
Химические
строением:
свойства
2
1s
↓↑
кислорода
2
2s
↓↑
2p
↓↑
определяются
его
электронным
4
↑
↑
Следовательно, в химических реакциях он может присоединять 2
электрона, которых ему не хватает до устойчивой 8-ми электронной оболочки,
проявляя при этом степень окисления –2. Только в соединениях со фтором
проявляет степень окисления +2 (ОҒ2) и +1(О2Ғ2). В пероксидах –1 (Н2О2, ВаО2),
в остальных случаях –2, так как у кислорода нет d-орбитали.
Молекула кислорода состоит из 2-х атомов, связь ковалентная, неполярная, двойная ( одна σ, другая π –
связь):
О=О
Химическое взаимодействие кислорода называется окислением.
Окисление бывает медленным и быстрым. Медленное окисление – это
ржавление, гниение органических остатков и т.д. Быстрое окисление – это
44
горение.
1) Кислород взаимодействует практически со всеми неметаллами (за
исключением С12), образуя оксиды:
О2 + 2Н2 = 2Н2О
О2 + S = SО2
2) Взаимодействует с металлами (исключение составляют платина и золото).
2Са + О2 = 2СаО
2Сu + О2 = 2СuО
3) Взаимодействует со сложными веществами:
а) все органические вещества горят в кислороде:
СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О
б) горят и неорганические вещества:
4NН3 + 3О2 = 2N2 + 6Н2О
при t = 800°С и Рt- катализаторе:
4NH3 + 5О2 = 4NO + 6Н2О
2Н2S + O2 = 2S↓ + 2Н2O
при комнатной температуре:
2Н2S + 3O2 = 2SO2 + 2Н2O при 250-3000С
в) с сульфидами:
2ZnS + 3O2 = 2ZnО + 2SО2
4FеS2 + 11О2 = 2Fе2О3 + 8SО2
Применение:
1) Для интенсификации химических и металлургических процессов;
2) Для получения высоких температур (кислородно-ацетиленовое пламя,
кислородно-водородное пламя);
3) В медицине для облегчения дыхания;
4) Используется для дыхания при выполнении работ в условиях недостатка
кислорода;
5) Для получения НNО3, Н2SО4;
6) Жидкий кислород - для приготовления взрывчатых веществ;
7) Для пропитки различных пористых материалов: сажи, древесного угля,
торфа, которые применяются для взрывных работ.
А Л Л О Т Р О П И Я К И С Л О Р О Д А.
ОЗОН
Озон – аллотропное видоизменение кислорода. Молекула его состоит из
трех атомов (О3). Молекула имеет строение незавершенного треугольника.
Содержит ковалентные σ и π - связи.
Физические свойства – в обычных условиях газ голубоватого цвета,
обладает характерным запахом свежести. Название от греческого слова «пахну».
45
Переходит в жидкость при температуре –1120С, а затем затвердевает при
температуре –251,50С. Растворимость в воде в 15 раз выше чем у кислорода.
Химические свойства. Озон неустойчив, разлагается с выделением тепла
2О3 → 3О2 + 92,0 кДж
Один из самых сильных известных окислителей.
1) На холоду окисляет большинство металлов (за исключением Аu, Рt, Ni).
Нg + O3 → НgO + O2
2Ag + O3 → Аg2O + O2
2) является сильным окислителем
2KI + О3 + Н2О → I2 + 2КОН + О2
2I– –2е → І2
1
–2
О3 +2е → О2 + О
1
Черный сульфид свинца превращается в белый сульфат:
PbS + 4O3 → PbSO4 + 4O2
Получение:
1) Образуется в воздухе при действии ультрафиолетовых лучей солнечного
излучения и электрических разрядов в атмосфере.
2) Получают в приборах озонаторах, в которых ток О2 подвергается
электрическому разряду:
3О2 ↔ 2О3
Применение:
1) Используют для стерилизации воды, так как убивает бактерии.
2) Обеззараживания воздуха в складских помещениях.
3) Для отбеливания тканей, полотна, воска; для обработки некоторых вин,
табака.
СЕРА
Открытие: Сера известна со II в. до н.э.
Нахождение в природе: Сера в природе встречается:
1) в свободном состоянии (самородная сера);
2) в виде сульфидов:
FeS2 – пирит, серный колчедан, железный колчедан;
РbS – свинцовый блеск;
ZnS – цинковая обманка;
3) в виде сульфатов:
CaSO4 ∙ 2H2O – гипс;
BaSO4 – тяжелый шпат;
46
MgSO4 ∙ 7H2O – горькая соль;
Na2SO4 ∙ 10H2O – глауберова соль.
4) входит в состав соединений, находящихся в нефти, каменном угле, в природном газе.
Получение:
1) Выплавкой горных пород и дальнейшей возгонкой. В США серу из подземных залежей
получают с помощью процесса Фраша, в котором нагретая вода (440К, под давлением)
используется для плавления серы, а затем применяется сжатый воздух для извлечения
серы на поверхность. Этим способом получают серу 99%-ной чистоты.
Схематическое изображение процесса Фраша, используемого для извлечения природной серы из подземных
залежей. Перегретая вода плавит серу, которая затем поднимается на поверхность под давлением.
2) Нагреванием пирита при высоких температурах:
FeS2 = ҒеS + S
3) Из газов, пропуская над катализатором:
2Н2S + SО2 → 3S↓ + 2Н2О
4) Из сульфатов, прокаливая с углем; процесс протекает в несколько стадий:
4С + СаSО4 = 4СО + СаS
затем СаS разлагают оксидом углерода (IV):
СаS + СО2 + Н2О = СаСО3↓ + Н2S
Образовавшийся Н2S сжигают:
2Н2S + О2 = 2S + 2Н2О
Физические
свойства:
твердое
кристаллическое
вещество,
желтого
цвета,
нерастворимое в воде, труднорастворимое в спирте, эфире. Хорошо растворяется в
сероуглероде.
Известно несколько аллотропных модификаций:
1) ромбическая α-сера, устойчива ниже 95,6°С;
2) моноклиническая или призматическая β-сера, устойчива выше 95,6°С
47
3) аморфная.
Молекулярная сера при низких температурах имеет формулу S8. При повышении
температуры постепенно уменьшается от S8 до S6 (500°С), S2 t = 1040°С и при
температуре свыше 2000°С – S. Имеет строение венца (короны), с
Неделя 4
Кредит - час 1-2
Лекция 1-2
Тема Элементы главной подгруппы V группы
Главная подгруппа пятой группы.
К главной подгруппе V группы периодической системы принадлежат азот, фосфор, мышьяк,
сурьма и висмут.
Эти элементы, имея 5 электронов на внешней электронной оболочке атома, характеризуются в
целом как неметаллы. Благодаря наличию пяти наружных электронов, высшая положительная
степень окисления элементов этой подгруппы равна +5, а отрицательная -3. Вследствие
относительно небольшой разности электроотрицательностей связь рассматриваемых
элементов с водородом мало полярна. Поэтому водородные соединения этих элементов не
отщепляют в водном растворе ионы водорода и, таким образом, не обладают кислотными
свойствами.
У азота превалируют неметаллические свойства, ослабление этих свойств при переходе к
следующим элементам влечет за собой появление и нарастание металлических свойств.
Последние заметны уже у мышьяка, сурьма приблизительно в равной степени обладает теми и
другими свойствами, а у висмута металлические свойства преобладают над неметаллическими
Некоторые свойства элементов VА - подгруппы.
Фосфор
Мышьяк
Сурьма Висмут
Строение внешней электронной Азот
оболочки атома
2s22p3
3s23p3
4s24p3
5s25p3
6s26p3
Энергия ионизации атома, эВ
14,53
10,49
9,82
8,64
7,3
Радиус атома, пм
71
130
148
161
182
Температура плавления, 0С
-210,0
44,1*
**
630,5
271,3
0
Температура кипения, С
-195,8
257
**
1634
1550
Плотность, г/см3
0,81*** 1,83*
5,72****
6,68
9,80
*Белый фосфор.
** Сублимируется при 6150С.
*** Жидкий при -1960С.
****Серый мышьяк.
Азот.
Азот в природе. Получение и свойства азота. Название «азот» происходит от греческого
слова «азоос», что значит безжизненный. Латинское название азота - nitrogenium буквально означает «рождающий селитру». Большая часть азота находится в природе в
свободном состоянии. Свободный азот является главной составной частью воздуха,
который содержит 78,2% азот. Неорганические соединения азота не встречаются в природе
в больших количествах, если не считать натриевую селитру NaNO3, образующую мощные
пласты на побережье Тихого океана в Чили. Почва содержит незначительные количества
азота, преимущественно в виде солей азотной кислоты. Но в виде сложных органических
соединений - белков - азот входит в состав всех живых организмов. Превращения, которым
подвергаются белки в клетках растений и животных, составляют основу всех жизненных
процессов. Без белка нет жизни, а так как азот является обязательной составной частью
белка, то понятно, какую важную роль играет этот элемент в живой природе.
48
Общее содержание азота в земной коре составляет 0,04% (масс.).
В лабораториях обычно пользуются азотом, поставляемым в баллонах под повышенным
давлением или в сосудах Дьюара. Можно получить азот разложением некоторых его
соединений, например нитрита аммония NН4NО2, который разлагается с выделением азота
при сравнительно небольшом нагревании:
NН4NО2 = N2 ↑ + 2Н2О.
В молекуле азота N2 атомы связаны тройной связью. Энергия диссоциации этой молекулы
очень велика (945 кДж/моль), поэтому термическая диссоциация азота делается заметной
лишь при очень сильном нагревании (при 30000С диссоциирует около 0,1%).
Азот - бесцветный газ, не имеющий запаха и весьма мало растворимый в воде. Он немного
легче воздуха: масса 1л азота равна 1,25 г.
Молекулярный азот - химически малоактивное вещество. При комнатной температуре он
взаимодействует лишь с литием и щелочноземельными металлами. Малая активность азота
объясняется большой прочностью его молекул, обуславливающей высокую энергию
активации реакций, протекающих с участием азота. Однако при нагревании он начинает
реагировать со многими металлами - с магнием, титаном и др. С водородом азот вступает
во взаимодействие при высоких температуре и давлении в присутствии катализатора.
Реакция азота с кислородом начинается при 3000-40000С.
Основное применение азот находит в качестве исходного продукта для синтеза аммиака и
некоторых других соединений. Кроме того, он применяется для заполнения электрических
ламп, для создания инертной среды при промышленном проведении некоторых
химических реакций, при перекачке горючих жидкостей.
Оксиды азота. Азот образует с кислородом ряд оксидов; все они могут быть получены из
азотной кислоты или ее солей.
Оксид азота (I), закись азота, N2О получается при нагревании нитрата аммония:
NН4 NО3 = N2О ↑ + 2Н2О.
Оксид азота (I) представляет собою бесцветный газ со слабым запахом и сладковатым
вкусом. Он мало растворим в воде: один объем воды при 200С растворяет 0,63 объема N2О.
Оксид азота (I) - термодинамически неустойчивое соединение.
Ни с водой, ни с кислотами, ни с щелочью оксид азота (I) не реагирует.
Оксид азота (I I), или окись азота, NО представляет собой бесцветный трудно сжижаемый
газ. Жидкий оксид азота (I I) относится к числу безразличных оксидов, так как не образует
никакой кислоты.
В лаборатории оксид азота (I I) обычно получают взаимодействием 30-35%-ной азотной
кислоты с медью:
3 Сu + 8НNО3 = 3 Сu(NО3)2 + 2NО↑ + 4 Н2О.
Для оксид азота (II) характерна окислительно-восстановительная двойственность. Под
действием сильных окислителей он окисляется, а в присутствии сильных восстановителей
- восстанавливается. Например, он легко окисляется кислородом воздуха до диоксида
азота:
2NО + О2 = 2NО2.
Диоксид (или двуокись) азота NО2 - бурый ядовитый газ, обладающий характерным
запахом. Он легко сгущается в красноватую жидкость, которая при охлаждении
постепенно светлеет и при -11,20С замерзает, образуя бесцветную кристаллическую массу.
При нагревании газообразного диоксида азота его окраска, наоборот, усиливается, а при
1400С становится почти черной.
Диоксид азота - очень энергичный окислитель. Многие вещества могут гореть в атмосфере
NО2, отнимая от него кислород.
Пары NО2 ядовиты. Вдыхание их вызывает сильное раздражение дыхательных путей и
может привести к серьезному отравлению.
При растворении в воде NО2 вступает в реакцию с водой, образуя азотную и азотистую
кислоты:
49
2NО2 +Н2О = НNО3 + НNО2.
Но азотистая кислота очень нестойка и быстро разлагается:
3НNО2 = НNО3 + 2NО + Н2О.
Если растворять диоксид азота в щелочах, то образуется смесь солей азотной и азотистой
кислот, например:
2NО2 + 2NaОН = NaNО3 + NaNО2 + Н2О.
Оксид азота (III), или азотистый ангидрид, N2О3 представляет собой темно-синюю
жидкость, уже при низких температурах, разлагающуюся на NО и NО 2. Смесь равных
объемов NО и NО2 при охлаждении вновь образует N2О3:
NО + NО2  N2О3.
Оксиду азота (III) соответствует азотистая кислота НNО2.
Оксид азота (V), или азотный ангидрид, N2О5 - белые кристаллы, уже при комнатной
температуре постепенно разлагающиеся на NО2 и О2. Он может быть получен действием
фосфорного ангидрида на азотную кислоту:
2НNО3 + Р2О5 = N2О5 + 2НРО3.
Оксид азота (V) - очень сильный окислитель. Многие органические вещества при
соприкосновении с ним воспламеняются. В воде оксид азота (V) хорошо растворяется с
образованием азотной кислоты.
Азотистая кислота.
Если нагревать нитрат калия или натрия, то они теряют часть кислорода и переходят в
соли азотистой кислоты. Разложение идет легче в присутствии свинца, связывающего
выделяющийся кислород:
КNО3 + Рb = К NО2 + РbО.
Соли азотистой кислоты - нитриты - образуют кристаллы, хорошо растворимые в воде
(кроме нитрита серебра).
При действии на раствор какого-нибудь нитрита разбавленной серной кислотой получается
свободная азотистая кислота:
2 NaNО2 + Н2SО4 = Na2SО4 + 2 НNО2.
Она принадлежит к числу слабых кислот и известна только в сильно разбавленных водных
растворах. При концентрировании раствора или при его нагревании азотистая кислота
распадается:
2НNО2 = NО + NО2 + Н2О.
Степень окисления азота в азотистой кислоте равна +3, т.е. является промежуточной
между низшей и высшей из возможных значений степени окисления азота. Поэтому НNО 2
проявляет
Окислительно-восстановительную
двойственность.
Под
действием
восстановителей она восстанавливается (обычно до NО), а в реакциях с окислителями окисляется до НNО3.
2НNО2 + 2КI + Н2SО4 = 2NО↑ + I2 + К2SО4 + 2Н2О;
5НNО2 + 2КМnО4 + 3Н2SО4 = 5НNО3 + 2 МnSО4 + К2SО4 + 3Н2О.
Азотная кислота
Чистая азотная кислота НNО3 - бесцветная жидкость плотностью 1,51 г/см3, при -420С
застывающая в прозрачную кристаллическую массу. На воздухе она, подобно
концентрированной соляной кислоте, «дымит», т.к. пары ее образуют с влагой воздуха
мелкие капельки тумана.
Азотная кислота не отличается прочностью. Уже под влиянием света она постепенно
разлагается:
4НNО3 = 4NО2↑ + О2↑ + 2Н2О.
Азотная кислота принадлежит к числу наиболее сильных кислот.
Многие неметаллы легко окисляются ею, превращаясь в соответствующие кислоты.
Тлеющий уголек, погруженный в концентрированную НNО3, ярко разгорается.
Азотная кислота действует почти на все металлы, превращая их в нитраты, а некоторые
металлы - в оксиды.
50
Концентрированная НNО3 пассивирует некоторые металлы. Еще Ломоносов открыл, что
железо, легко растворяющееся в разбавленной азотной кислоте, не растворяется в
холодной концентрированной НNО3.Позже было установлено, что аналогичное действие
азотная кислота оказывает на хром и алюминий. Эти металлы переходят под действием
концентрированной азотной кислоты в пассивное состояние.
Соли азотной кислоты называются нитратами. Все они хорошо растворяются в воде, а при
нагревании разлагаются с выделением кислорода. При этом нитраты наиболее активных
металлов переходят в нитриты:
2КNО3 = 2КNО2 + О2↑.
Нитраты большинства остальных металлов при нагревании распадаются на оксид металлы,
кислород и диоксид азота. Например:
2Сu(NО3)2 = 2СuО +4NО2↑ + О2↑.
Наконец нитраты наименее активных металлов (например, серебра, золота) разлагаются
при нагревании до свободного металла:
2АgNО3 = 2 Аg + 2NО2↑ + О2↑.
Наиболее важное значение имеют нитраты натрия, калия, аммония и кальция, которые на
практике называются селитрами.
Нитрат натрия NaNО3, или натриевая селитра, иногда называемая также чилийской
селитрой, встречается в большом количестве в природе только в Чили.
Нитрат калия КNО3, или калийная селитра, в небольших количествах также встречается в
природе, но главным образом получается искусственно при взаимодействий нитрата
натрия с хлоридом калия.
Нитрат кальция Са(NО3)2, или кальциевая селитра, получается в больших количествах
нейтрализацией азотной кислоты известью; применяется как удобрение.
Промышленное получение азотной кислоты.
Современные промышленные способы получения азотной кислоты основаны на
каталитическом окислении аммиака кислородом воздуха. Но в присутствии катализаторов
окисление аммиака кислородом может протекать иначе. Если пропускать смесь аммиака с
воздухом над катализатором, то при 7500С и определенном составе смеси происходит
почти полное превращение NН3 в NО:
4NН3(г) + 5О2(г) = 4NО (г) + 6Н2О (г)
Образовавшийся NО легко переходит в NО2, который с водой в присутствии кислорода
воздуха дает азотную кислоту.
Получаемая окислением аммиака азотная кислота имеет концентрацию, не превышающую
60%. При необходимости ее концентрируют.
Неделя 5
Кредит - час 1-2
Лекция 1-2
Тема Элементы главной подгруппы V группы
Фосфор.
Фосфор в природе. Получение и свойства фосфора. Фосфор принадлежит к числу
довольно распространенных элементов; содержание его в земной коре составляет около
0,1% (масс.). Вследствие легкой окисляемости фосфор в свободном состоянии в природе
не встречается.
Из природных соединений фосфора самым важным является ортофосфат кальция
Са3(РО4)2, который в виде минерала фосфорита иногда образуется большие залежи. Часто
встречается также минерал апатит, содержащий, кроме Са3(РО4)2, еще СаF2 или СаСl2.
Сырьем для получения фосфора и его соединений служат фосфориты и апатиты.
Природный фосфорит или апатит измельчают, смешивают с песком и углем и накаливают
в печах с помощью электрического тока без доступа воздуха.
51
Фосфор образует несколько аллотропических видоизменений. Белый фосфор получается в
твердом состоянии при быстром охлаждении паров фосфора; его плотность 1,83 г/см3. В
чистом виде белый фосфор совершенно бесцветен. На холоде белый фосфор хрупок, но
при температуре выше 150С становится мягким и легко режется ножом. На воздухе белый
фосфор очень быстро окисляется и при этом светится в темноте. Отсюда произошло
название «фосфор», которое в переводе с греческого означает «светоносный». Фосфор
может и самовоспламениться на воздухе вследствие выделения теплоты при окислении.
Чтобы защитить белый фосфор от окисления, его сохраняют под водой. В воде белый
фосфор нерастворим; хорошо растворяется в сероуглероде.
Белый фосфор - сильный яд, даже в малых дозах действующий смертельно.
Если белый фосфор долго нагревать без доступа воздуха при 250-3000С, то он
превращается в другое видоизменение фосфора, имеющее красно-фиолетовый цвет и
называемое красным фосфором.
Красный фосфор по своим свойствам резко отличается от белого: он очень медленно
окисляется на воздухе, не светится в темноте, загорается только при 2600С, не растворяется
в сероуглероде и не ядовит. Плотность красного фосфора составляет 2,0 -2,4 г/см3.
При сильном нагревании красный фосфор, не плавясь, испаряется (сублимируется). При
охлаждении паров получается белый фосфор.
Черный фосфор образуется из белого при нагревании его до 200-2200С под очень высоким
давлением. По виду он похож на графит, жирный на ощупь и тяжелее других
видоизменений; его плотность равна 2,7 г/см3. Черный фосфор - полупроводник.
Применение фосфора весьма разнообразно. Большое количество его расходуется на
производство спичек.
При изготовлении спичек применяется красный фосфор: он содержится в массе, которая
наносится на спичечную коробку. Головка же спички состоит из смеси горючих веществ с
бертолетовой солью и соединениями, катализирующими распад соли (МnО2, Fе2О3 и др.).
Свободный фосфор чрезвычайно активен. Он непосредственно взаимодействует со
многими простыми веществами с выделением большого количества теплоты.
Соединения фосфора с водородом и галогенами. С водородом фосфор образует
газообразный тригидрид фосфора, или фосфин, РН3. Его можно получить кипячением
белого фосфора с раствором щелочи или действием соляной кислоты на фосфид кальция
Са3Р2:
Са3Р2 + 6НСl = 3СаСl2 + 2РН3 ↑.
фосфин - бесцветный газ с чесночным запахом, очень ядовитый. При его горении
образуется фосфорный ангидрид и вода:
2РН3 + 4О2 = Р2О5 + 3Н2О.
Оксиды и кислоты фосфора.
Оксид фосфора (III), или фосфористый ангидрид, Р2О3 получается при медленном
окислении фосфора или когда фосфор сгорает при недостаточном доступе кислорода. Это
белые кристаллы, плавящиеся при 23,80С. При действии холодной воды оксид фосфора
(III) медленно взаимодействует с ней, образуя фосфористую кислоту Н3РО3.Как оксид
фосфора (III), так и фосфористая кислота
обладают сильно выраженными
восстановительными свойствами.
Оксид фосфора (V), фосфорный ангидрид, Р2О5 образуется при горении фосфора на
воздухе или в кислороде в виде белой объемистой снегообразной массы. Плотность его
пара соответствует формуле Р4О10.
Оксид фосфора (V) жадно соединяется с водой и потому применяется как очень сильное
водоотнимающее средство. На воздухе оксид фосфора (V), притягивая влагу, быстро
превращается в расплывающуюся массу метафосфорной кислоты.
фосфорные кислоты. Оксиду фосфора (V) отвечает несколько кислот. Важнейшая из них это ортофосфорная кислота Н3РО4, называемая обычно просто фосфорной.
52
Ортофосфорная кислота Н3РО4 образует бесцветные прозрачные кристаллы, плавящиеся
при 42,350С. В воде она растворяется очень хорошо.
Nа3РО4; Са3(РО4)2 - трехзамещенные, или средние фосфаты
Nа2НРО4; СаНРО4 - двухзамещенные фосфаты, или гидрофосфаты
NаН2РО4; Са (Н2РО4)2 - однозамещенные фосфаты, или дигидрофосфаты.
Дигидрофосфаты растворимы в воде; из гидрофосфатов и средних фосфатов хорошо
растворимы лишь соли щелочных металлов и аммония.
В лаборатории фосфорную кислоту можно получать окислением фосфора 30%-ной
НNО3. Реакция протекает согласно уравнению:
3Р + 5НNО3 +2Н2О = 3Н3РО4 + 5 NО ↑.
В промышленности фосфорную кислоту получают двумя методами: экстракционным и
термическим. В основе экстракционного метода лежит обработка природных фосфатов
серной кислотой:
Са3(РО4)2 + 3Н2SО4 = 3СаSО4↓ + 2Н3РО4.
Образующуюся фосфорную кислоту отфильтровывают от сульфата кальция и
концентрируют выпариванием. Термический метод состоит в восстановлении природных
фосфатов до свободного фосфора с последующим его сжиганием и растворением
образующегося фосфорного ангидрида в воде. Получаемая по этому методу термическая
фосфорная кислота отличается более высокой чистотой и повышенной концентрацией.
Мышьяк.
Мышьяк встречается в природе большей частью в соединениях с металлами или серой и
лишь изредка в свободном состоянии. Содержание мышьяка в земной коре составляет
0,0005% (масс.).
Обычно мышьяк получают из мышьяковистого колчедана FеАsS. При его нагревании в
атмосфере воздуха образуется оксид мышьяка (III) Аs2О3, который далее восстанавливают
углем до свободного мышьяка.
Подобно фосфору, мышьяк существует в нескольких аллотропических модификациях.
Наиболее устойчив при обычных условиях и при нагревании металлический, или серый,
мышьяк. Он образует серо-стальную хрупкую кристаллическую массу с металлическим
блеском на свежем изломе. Плотность серого мышьяка равна 5,72 г/см3. Серый мышьяк
обладает металлической электрической проводимостью.
В воде мышьяк нерастворим. На воздухе при комнатной температуре он окисляется очень
медленно, а при сильном нагревании сгорает, образуя белый оксид Аs2О3 и распространяя
характерный чесночный запах. При высокой температуре мышьяк непосредственно
взаимодействует со многими элементами. Сильные окислители переводят его в
мышьяковую кислоту:
2Аs + 5Сl2 + 8Н2О = 2Н3АsО4 + 10 НСl.
Как свободный мышьяк, так и все его соединения - сильные яды.
В соединениях мышьяк проявляет степень окисления +5, +3 и -3.
Гидрид мышьяка, или арсин, АsН3 представляет собой бесцветный, очень ядовитый газ с
характерным чесночным запахом, мало растворимый в воде. Арсин образуется при
восстановлении всех соединений мышьяка водородом в момент выделения.
Аs2О3 + 6 Zn + 6Н2SО4 = 2АsН3↑ + 6 ZnSО4 + 3Н2О.
Арсин сравнительно нестоек и при нагревании легко разлагается на водорода и свободный
мышьяк.
С некоторыми металлами мышьяк образует соединения - арсениды, многие из которых
можно рассматривать как продукты замещения водорода в арсине атомами металла Сu3Аs, Са3Аs2.
С кислородом мышьяк образует два оксида: Аs2О3 и Аs2О5.
Оксид мышьяка (III) амфотерен, но у него преобладают кислотные свойства.
53
Ортомышьяковистая (или мышьяковистая) кислота Н3АsО3 в свободном состоянии не
получена и известна лишь в водном растворе, в котором устанавливается равновесие:
Н3АsО3  Н2О + НАsО2.
Это равновесие сильно смещено вправо, т.е. преобладающей формой является
метамышьяковистая кислота НАsО2. При действии щелочей на Аs2О3 получаются соли
мышьяковистой кислоты - арсениты, - например:
Аs2О3 + 6КОН = 2К3АsО3 + 3Н2О.
Соединения мышьяка (III) проявляют восстановительные свойства; при их окислении
получаются соединения мышьяка (V).
Мышьяковая кислота Н3АsО4 при обычных условиях находится в твердом состоянии; она
хорошо растворима в воде. По силе мышьяковая кислота почти равна фосфорной. Соли ее арсенаты - очень похожи на соответствующие фосфаты. Известны также мета - и
димышьяковая кислоты. При прокаливании мышьяковой кислоты получается оксид
мышьяка (V), или мышьяковый ангидрид, Аs2О5 в виде белой стеклообразной массы.
Будучи трехосновной, мышьяковая кислота образует средние (арсенаты) и кислые (гидро и дигидроарсенаты) соли.
В кислой среде мышьяковая кислота и арсенаты проявляют свойства окислителей.
Применение свободного мышьяка применяют в медицине, а также в сельском хозяйстве,
где они используются в качестве инсектицидов, т.е. средств для уничтожения вредных
насекомых.
Оксид мышьяка (III) применяется как яд для уничтожения грызунов.
Сурьма.
Сурьма обычно встречается в природе в соединении с серой - в виде сурьмяного блеска,
или антимонита, Sb2S3. Несмотря на то, что содержание сурьмы в земной коре
сравнительно невелико, сурьма была известна еще в глубокой древности. Это объясняется
распространенностью в природе сурьмяного блеска и легкостью получения из него
сурьмы. При прокаливании на воздухе сурьмяный блеск превращается в оксид сурьмы
Sb2О3, из которого сурьма получается путем восстановления углем.
В свободном состоянии сурьма образует серебристо-белые кристаллы, обладающие
металлическим блеском и имеющие плотность 6,68 г/см3. Напоминая по внешнему виду
металл, кристаллическая сурьма отличается хрупкостью и значительно хуже проводит
теплоту и электрический ток, чем обычные металлы.
Сурьму вводят в некоторые сплавы для придания им твердости. Сплав, состоящий из
сурьмы, свинца и небольшого количества олова, называется типографским металлом или
гартом и служит для изготовления типографского шрифта. Из сплава сурьмы со свинцом
(от 5 до 15% Sb) изготовляют пластины свинцовых аккумуляторов, листы и трубы для
химической промышленности. Кроме того, сурьму применяют как добавку к германию для
придания ему определенных полупроводниковых свойств.
Стибин, или гидрид сурьмы, SbН3 - ядовитый газ, образующийся в тех же условиях, что и
арсин. При нагревании он еще легче, чем арсин, разлагается на сурьму и водород.
Сурьма образует соединения с металлами - стибиды или антимониды, - которые можно
рассматривать как продукты замещения водорода в стибине атомами металла.
Оксид сурьмы (III), или сурьмянистый ангидрид, Sb2О3 - типичный амфотерный оксид с
некоторым преобладанием основных свойств. В сильных кислотах, например серной и
соляной, оксид сурьмы (III) растворяется с образованием солей сурьмы (III) растворяется с
образованием солей сурьмы (III):
Sb2О3 + 3Н2SО4 = Sb2(SО4)3 + 3Н2О.
Оксид сурьмы (III) растворяется также в щелочах с образованием солей сурьмянистой
Н3SbО3 или метасурьмянистой НSbО2 кислоты. Например:
Sb2О3 + 2NаОН = 2NаSbО2 + Н2О.
54
Сурьмянистая кислота, или гидроксид сурьмы (III), Sb(ОН)3 получается в виде белого
осадка при действии щелочей на соли сурьмы (III):
SbСl3 + 3NаОН = Sb(ОН)3 ↓ + 3NаСl.
Осадок легко растворяется как в избытке щелочи, так и в кислотах.
Соли сурьмы (III), как соли слабого основания, в водном растворе подвергаются гидролизу
с образованием основных солей:
SbСl3 + 2Н2О  Sb(ОН)2Сl + 2НСl.
Образующаяся основная соль Sb(ОН)2Сl неустойчива и разлагается с отщеплением
молекулы воды:
Sb(ОН)2Сl = SbОСl ↓ + Н2О.
В соли SbОСl группа SbО играет роль одновалентного металла; эту группу называют
антимонилом. Полученная основная соль называется или хлоридом антимонила, или
хлороксидом сурьмы.
Оксид сурьмы (V), или сурьмяный ангидрид, Sb2О5 обладает главным образом кислотными
свойствами; ему соответствует сурьмяная кислота, существующая в водном растворе в
нескольких формах. Соли сурьмяной кислоты называются антимонатами или стибатами
(V).
Висмут.
Висмут - мало распространенный в природе элемент: содержание его в земной коре
составляет 0,00002% (масс.). В природе он встречается как в свободном состоянии, так и в
виде соединений - висмутовой охры Вi2О3 и висмутового блеска Вi2S3.
В свободном состоянии висмут представляет собой блестящий розовато-белый хрупкий
металл плотностью 9,8 г/см3. Его применяют как в чистом виде, так и в сплавах. Чистый
висмут используют главным образом в энергетических ядерных реакторах в качестве
теплоносителя. С некоторыми металлами висмут образует легкоплавкие сплавы; например,
сплав висмута со свинцом, оловом и кадмием плавится при 700С. Эти сплавы применяют, в
частности, в автоматических огнетушителях, действие которых основано на расплавлении
пробки, изготовленной из такого сплава. Кроме того, они используются как припои.
На воздухе висмут при комнатной температуре не окисляется, но при сильном нагревании
сгорает, образуя оксид висмута Вi2О3. Соляная и разбавленная серная кислоты на висмут
не действуют. Он растворяется в азотной кислоте невысокой концентрации и в горячей
концентрированной серной:
Вi + 4НNО3 = Вi(NО3)3 + NО + 2Н2О;
2Вi + 6Н2SО4 = Вi2(SО4)3 + 3SО2 + 6Н2О.
Висмутин, или гидрид висмута, ВiН3 очень нестоек и разлагается уже при комнатной
температуре.
Оксид висмута (III) Вi2О3 образуется при прокаливании висмута на воздухе, а также при
разложении нитрата висмута. Он имеет основной характер и растворяется в кислотах с
образованием солей висмута (III).
Гидроксид висмута (III), или гидроокись висмута, Вi(ОН)3 получается в виде белого
осадка при действии щелочей на растворимые соли висмута:
Вi(NО3)3 + 3NаОН = Вi(ОН)3↓ + 3NаNО3.
Гидроксид висмута (III) - очень слабое основание. Поэтому соли висмута (III) легко
подвергаются гидролизу, переходя в основные соли, мало растворимые в воде.
Пентагидрат нитрата висмута, Вi(NО3)3*5Н2О, выкристаллизовывается из раствора,
получающегося в результате взаимодействия висмута с азотной кислотой. Он растворяется
в небольшом количестве воды, подкисленной азотной кислотой. При разбавлении раствора
водой происходит гидролиз, и выпадают основные соли, состав которых зависит от
условий. Часто образуется соль состава ВiОNО3. Радикал ВiО - висмутил - играет роль
одновалентного металла:
Вi(NО3)3 + Н2О ВiОNО3 + 2НNО3.
55
Хлорид висмута ВiСl3 - гигроскопичные кристаллы, гидролизующиеся водой до хлорида
висмутила ВiОСl.
Сульфид висмута Вi2S3 образуется в виде черно-бурого осадка при действий сероводорода
на растворы солей висмута. Осадок не растворяется в сульфидах щелочных металлов и
аммония: в отличие от мышьяка и сурьмы, висмут не образует тиосолей.
Соединения висмута (III) применяются в медицине и ветеринарии
Неделя 6
Кредит - час 1-2
Лекция 1-2
Тема Элементы главной подгруппы IV группы
Общая характеристика четвертой группы главной подгруппы:





а) свойства элементов с точки зрения строения атома;
б) степени окисления;
в) свойства оксидов;
г) свойства гидроксидов;
д) водородные соединения.
а) Углерод (С), кремний (Si), германий (Ge), олово (Sn), свинец (РЬ) — элементы 4 группы
главной подгруппы ПСЭ. На внешнем электронном слое атомы этих элементов имеют 4
электрона: ns2np2. В подгруппе с ростом порядкового номера элемента увеличивается атомный
радиус, неметаллические свойства ослабевают, а металлические усиливаются: углерод и
кремний - неметаллы, германий, олово, свинец — металлы.
б) Элементы этой подгруппы проявляют как положительную, так и отрицательную степени
окисления: —4, +2, +4.
в) Высшие оксиды углерода и кремния (С02, Si02) обладают кислотными свойствами, оксиды
остальных элементов подгруппы - амфотерны (Ge02, Sn02, Pb02).
г) Угольная и кремниевая кислоты (Н2СО3, H2SiO3) — слабые кислоты. Гидроксиды германия,
олова и свинца амфотерны, проявляют слабые кислотные и основные свойства: H2GeO3=
Ge(OH)4, H2SnO3 = Sn(ОН)4, Н2РЬО3 = Pb(OH)4.
д) Водородные соединения:
СН4; SiH4, GeH4. SnH4, PbH4. Метан — CH4 — прочное соединение, силан SiH4 - менее
прочное соединение.
Схемы строения атомов углерода и кремния, общие и отличительные свойства.
С lS22S22p2;
Si 1S22S22P63S23p2.
Углерод и кремний - это неметаллы, так как на внешнем электронном слое 4 электрона. Но так
как кремний имеет больший радиус атома, то для него более характерна способность отдавать
56
электроны, чем для углерода. Углерод — восстановитель:
Кроме того, из графита можно получить алмаз при нагревании под высоким давлением.
Следовательно, в состав и графита, и алмаза входит только углерод. Различие в свойствах
графита и алмаза объясняется различием в строении кристаллической решетки.
В кристаллической решетке алмаза каждый атом углерода окружен четырьмя другими. Атомы
расположены на одинаковых расстояниях друг от друга и очень прочно связаны между собой
ковалентны-ми связями. Этим объясняется большая твердость алмаза.
У графита атомы углерода расположены параллельными слоями. Расстояние между соседними
слоями гораздо больше, чем между соседними атомами в слое. Это обусловливает малую
прочность связи между слоями, и поэтому графит легко расщепляется на тонкие чешуйки,
которые сами по себе очень прочные.
Соединения с водородом, образующие углерод. Эмпирические формулы, вид гибридизации
атомов углерода, валентность и степени окисления каждого элемента.
Степень окисления водорода во всех соединениях равна +1.
Валентность водорода равна единице, валентность углерода равна четырем.
Формулы угольной и кремниевой кислот, их химические свойства по отношению к
металлам,оксидам,основаниям, специфические свойства.
Н2СО3 — угольная кислота,
Н2SiO3 — кремниевая кислота.
Н2СО3 — существует только в растворе:
Н2С03 = Н2О + С02
Н2SiO3— твердое вещество, практически нерастворимо в воде, поэтому катионы водорода в
воде практически не отщепляются. В связи с этим такое общее свойство кислот, как действие
на индикаторы, Н2SiO3 не обнаруживает, она еще слабее угольной кислоты.
Н2SiO3 — непрочная кислота и при нагревании постепенно разлагается:
Н2SiO3 = Si02 + Н20.
Н2CO3 реагирует с металлами, оксидами металлов, основаниями:
а) Н2CO3 + Mg = MgCO3 + Н2
б) Н2CO3 + СаО = СаСO3
+ Н20
в) Н2CO3 + 2NaOH = Na2CO3 + 2Н20
57
Чтобы не исключать из рассмотрения все редкие элементы, проведем несколько опытов с
полупроводником германием. Германий стоит на границе между металлами и неметаллами.
Он является полупроводником, и это свойство обуславливает его сегодняшнее широкое
применение. Небольшие, специально обработанные кусочки германия используются в диодах
для выпрямления электрического тока и в транзисторах в качестве усилителей тока и
напряжения. Для опытов возьмем два или три испорченных германиевых диода или
транзистор из негодного радиоприемника. Так как в последнее время в полупроводниковых
элементах стали использовать неметалл кремний, необходимо посоветоваться со
специалистом и убедиться, что наша проба действительно содержит германий. Осторожно
вскроем клещами оболочку элемента. В глубине мы увидим блестящий кристаллик германия.
Извлечем его тонкой отверткой. С одним или несколькими такими кристаллами проведем
следующие реакции.
Опустим германий в пробирку с 5—8 мл 3%-ного раствора пероксида водорода, в который
добавим несколько капель гидроксида аммония и за несколько минут доведем раствор до
кипения. Германий быстро растворится, причем образуется, в основном, оксид германия (IV)
GeO2.
Раствор разделим на три части. К первой порции осторожно добавим несколько капель
азотной кислоты (до появления отчетливой кислой реакции). Затем вольем 5 %-ный раствор
молибдата аммония и будем нагревать в течение нескольких минут. В результате образуется
германиевомо-либденовая кислота лимонно-желтого цвета. Мешает этой реакции присутствие
большого количества селена, мышьяка, фтора или органических кислот.
Другую часть раствора, содержащего германий, подкислим соляной кислотой и подействуем
на раствор сероводородной водой. (Осторожно! Яд!) В противоположность другим элементам,
в сильнокислом растворе выпадает белый осадок сульфида германия или наблюдается
помутнение раствора в результате образования тонкодисперсного сульфида.
Третью пробу прежде всего нейтрализуем разбавленной уксусной кислотой. После этого
будем добавлять соляную кислоту до тех пор, пока величина рН не достигнет значения между
4 и 5, в чем убедимся с помощью универсальной индикаторной бумаги. Если мы добавили
слишком много кислоты, прибавим немного гидроксида аммония для частичной
нейтрализации.
Далее приготовим раствор из 1 г таннина (природного продукта, применяемого для дубления)
в 10 мл горячей воды. При взаимодействии растворов, содержащих германий и таннин,
выпадает коричневато-белый осадок. Эта реакция очень чувствительна и, что еще важней, при
соблюдении определенных условий специфична для данного элемента.
Наверное, у многих читателей возникнет вопрос, каким образом пришли к использованию
столь разнообразных препаратов.
Химики должны неустанно и как можно более полно исследовать свойства и реакции
различных веществ. В ходе тысяч дипломных, диссертационных и других исследовательских
работ изучается поведение элементов и соединений по отношению к различным реагентам.
58
Реакции обнаружения почти всегда являются результатом длинного ряда опытов, в котором
только один приносит счастливый результат.
рН — водородный показатель, равный отрицательному логарифму концентрации ионов
водорода. Нейтральной среде (чистой воде) соответствует рН = 7. Большей кислотности среды
соответствует меньшая величина рН.
Неделя 7
Кредит - час 1-2
Лекция 1-2
Тема Общие свойства и способы получения металлов
Особое значение приобретают данные о влиянии ряда металлов на течение различных
процессов в больном и здоровом организме. Современные исследования показывают, что уже
незначительные изменения концентрации металлов, и тем более металлов чуждых организму,
приводят к появлению болезней. Такого рода болезни присущи уже не отдельным людям, а
большинству людей Земного шара.
Все больше накапливается данных о взаимосвязи между содержанием в организме
химических веществ, в том числе и ионов металлов, и возникновением и развитием таких
болезней времени, как онкологические и сердечно-сосудистые.
В настоящее время годовое производство многих металлов равно или превосходит их
естественное содержание в годовом приросте биомассы. Это нарушает естественный
круговорот металлов, вызывает загрязнение атмосферы, почвенных, грунтовых,
континентальных вод в целом (рек, водоемов, и т.п.), а также самих почв. Такое нарушение
круговоротов токсичных металлов зарегистрировано во многих больших промышленных
регионах. Например, в стоках рек США оказалось свинца в 2 раза, ртути в 18 раз, никеля в 5
раз больше, чем в продуктах выветривания горных пород и эрозии почвенного покрова.
На территории Казахстана сформировалось несколько искусственных биогеохимических
провинций, где под воздействием промышленных комплексов произошли необратимые
изменения в природе.
Так, в Восточном Казахстане искусственная биогеохимическая провинция возникла за
счет комплекса предприятий по цветной металлургии. Для Западного Казахстана характерны
загрязнения, связанные с Актюбинским промышленным комплексом в Алге и добычей и
производством хрома. Существуют подобные проблемы и в Павлодарском узле.
Все это понижает сопротивляемость организма внешнему воздействию и повышает
заболеваемость. Национальная Программа «Здоровье народа» выявила, что в связи с
существующей ситуацией, Восточному Казахстану принадлежит 1-е место по онкологическим
заболеваниям, а 2 место занимает Северный Казахстан.
Отношение химических веществ к классам опасности и их особенности приведены в
таблицах 16.2.1 и 16.2.2.
Таблица 16.2.1
Отношение химических веществ, попадающих в почву из выбросов, сбросов,
отходов к классам опасности
Классы
Опасности
Химическое вещество
I
As, Cd, Hg, Se, Pb, Zn, F, бензоперен
59
II
B, Co, Ni, Mo, Cu, Sb, Cr
III
Ba, V, W, Mn, Sr, ацетофенон
Таблица 16.2.2
Характеристики классов опасности химических веществ
Показатели
Токсичность, ЛД50*
Персистентность в почве, мес. **
ПДК в почве, мг/кг
Миграция
Нормы для классов опасности
I
II
III
До 200
От 200 до
Свыше 1000
1000
Свыше 1200
От 6 до 12
Менее 6
<0,2
От 0,2 до 0,5
>0,5
Мигрируют
Слабо
Не
мигрируют
мигрируют
3и>
От 1 до 3
< 1 месяца
Персистентность в растениях,
мес.
Влияние на пищевую ценность
с/х.
Сильное
Умеренное
Нет
продукции
*ЛД50 – летальная доза химического вещества, вызывающего при введении в организм
гибели 50% животных мг/кг живого веса.
**Персистентность в почве – продолжительность сохранения биологической активности
загрязняющего почву химического вещества, характеризующая степень его устойчивости к
процессу разложения (США).
В приведенных ниже таблицах 16.2.3 и 16.2.4 рассмотрены 9 из числа токсичных
элементов. Они отобраны по двум причинам: их производится или очень много, или они
обладают высокой токсичностью и поэтому могут представлять опасность для человека,
животных и экосистем в целом.
Таблица 16.2.3
Оценка добычи и содержание в годовом приросте биомассы токсичных металлов, а
также их ПДК в воздухе и питьевой воде.
Cr
Mn
Годовая
103 104
добыча, тыс. т
Содержание в
годовом
приросте
103 104
биомассы, тыс.
Ni
7*102
102
Cu
Zn
1,5*103 6*103
103
60
103
Cd
2*102
1
Hg
Pb
4*103
10
1
10
As
40
1
т
ПДК в воздухе,
мг/м3
0,2 0,01
0,5
1
6
0,1
0,01
0,01
0,2
ПДК в питьевой
воде
0,1
0,1
1,0
5,0
0,01
0,005
0,03
0,05
1
В таблице 16.2.4 показан характер токсичного действия этих металлов на человека.
Таблица 16.2.4
Токсичные действия некоторых металлов на организм человека
Металл
Вид заболевания или поражаемая система организма
Cr
Канцерогенные, мутагенные действия, аллергия
Mn
Центральная нервная система
Ni
Нервная система, кишечник, почки, рак дыхательных путей, печень
Cu
Печень, почки, некоторые злокачественные образования
Zn
Почки, оказывает канцерогенные действия, отравления
Cd
Hg
Рак, тяжелое поражение нервной системы, органы дыхания, сердечнососудистая
система
Почки, нервная система, изменение состава крови
Pb
Нервная система, почки, печень, кишечник, сердечная мышца
Вегетативная нервная система, паралич, рак, дыхательные пути, глаза, сосудистая
система
Токсичность переходных и тяжелых металлов обусловлена их способностью участвовать
в комплексообразовании.
Полагают, что обычное содержание катионов Cr3+, Mn2+, Co2+, Ni2+, Zn2+ и Pb2+ приводит
к замещению ими других катионов в активных центрах ферментов. Катионы Co2+, Ni2+, Cu2+ и
Pb2+ образуют прочные связи с содержащими донорными группами ферментов, вытесняя
менее связанные катионы. В обоих случаях ферменты ингибируются. Помимо этого известно,
что многие из перечисленных катионов способны связываться с азотистыми основаниями
ДНК и фосфатными группами различных биоактивных молекул. Они изменяют
проницаемость мембран, сильно затрудняют окислительное фосфорилирование и синтез
белковых молекул. У растений эти воздействия приводят к резкому снижению фотосинтеза и
биомассы.
Замещение ионов Са2+ в организме ионами элементов Mn2+, Cd2+ и особенно стронция
приводит к тяжелым заболеваниям. Ионы Ca2+, Sr2+ сходны по размерам атомных радиусов.
Особенно опасен стронций, дающий обмен с кальцием в костных тканях организма. Извлечь
стронций из костей практически невозможно. Повышение радиоактивного фона биосферы
может вызвать появления в атмосфере продуктов деления тяжелых элементов - 90Sr. Оседая в
костях, он облучает костный мозг и проявляет канцерогенную активность. В 80-х годах 20
века было проведено исследование влияния концентрации селена на возникновение раковых
заболеваний. Отмечено, что там, где содержание селена в пищевых продуктах снижено,
As
61
наблюдается повышенная смертность от рака грудной железы у женщин. Так в США из 100
тыс. населения от этого заболевания умирало 22 женщины, в то время как в Японии, где
традиционна пища из продуктов моря содержит в 2 раза больше селена, лишь 4 женщины.
Снижение содержания селена в сельскохозяйственных культурах в промышленно
развитых странах обусловлено способностью серы вытеснять родственный ей элемент селен.
Серосодержащие газы, образующиеся в результате сгорания нефти и угля, являются,
очевидно, главной причиной снижения содержания селена в сельскохозяйственных культурах
– главного источника селена для организма. Ежедневный селеновый рацион американца (как
очевидно и европейца) составляет 0,1 – 0,2 мг селена, в то время как у японцев он достигает
0,3 – 0,5 мг. Увеличения селенового рациона добиться большим потреблением рыбы,
пшеничного хлеба грубого помола, печени, почек и ограничением потребления сахара и
жиров.
Железные руды разделяются на следующие промышленные типы:
1. Бурые железняки - руды водной окиси железа (главный минерал - гидрогетит), 30-55%
железа.
2. Красные железняки, или гематитовые руды (главный минерал - гематит, иногда с
магнетитом), 51-66% железа.
3. Магнитные железняки (главный минерал - магнетит), 50-65% железа.
4. Сидеритовые или карбонатные осадочные руды, 30-35% железа.
5. Силикатные осадочные железные руды, 25-40% железа.
Техногенные источники поступления железа в окружающую среду.
В зонах металлургических комбинатов в твердых выбросах содержится от 22000 до 31000
мг/кг железа.
Содержание железа в составе сырого осадка, выпадающего в первичных отстойниках
крупного промышленного города может достигать 1428 мг/кг.
Пыль железа или его оксидов образуется при заточке металлического инструмента, очистке
деталей от ржавчины и т.д.
Пирит - обычный примесный компонент угольных месторождений, и его выщелачивание
приводит к закислению шахтных вод. По одной из оценок, в 1932 г. в реку Огайо (США) с
шахтными водами поступило около 3 млн. тонн Н2SО4.
Химические свойства железа, его основные соединения.
По химическим свойствам железо как переходный элемент близок к соседним элементам той
же группы периодической системы - никелю, кобальту.
Для высших валентных состояний железа характерны кислотные свойства. Железо, особенно
3-х валентное, склонно к комплексообразованию. В химическом отношении железо -= металл
средней активности. В сухом воздухе при нагревании до 150-2000 на поверхности компактного
железа образуется тонкая защитная окисная пленка, предохраняющая его от дальнейшего
окисления.
В воде железо интенсивно корродирует.
При взаимодействий железа с галогенами или галогеноводородами образуются галогениды
железа.
Основные соединения железа (II)
Железный купорос - FeSО4*7Н2О - светло-зеленые кристаллы, хорошо растворимые в воде.
Гидроксид железа (II) - Fe(ОН)2 - белый осадок, который на воздухе вследствие окисления
быстро принимает зеленоватую, а затем бурую окраску, переходя в Fe(ОН)3.
Оксид железа FeО, черный, легко окисляющийся порошок.
Карбонат железа FeСО3. При действий воды, содержащей СО2, карбонат железа, подобно
карбонату кальция, частично переходит в более растворимую кислую соль Fe(НСО3)2.
Соли железа (II) легко могут быть переведены в соли железа (III) действием различных
окислителей.
Основные соединения железа (III).
Хлорид железа FeСl3- темно-коричневые с зеленым отливом кристаллы.
62
Сульфат железа Fe2(SО4)3 - очень гигроскопичные, расплывающиеся на воздухе белые
кристаллы. Образуют кристаллогидрат Fe(SО4)3*9Н2О (желтые кристаллы).
Железо-аммонийные квасцы (NН4) Fe(SО4)2*Н2О - хорошо растворимые в воде светлофиолетовые кристаллы.
Цианистые соединения железа.
Гексациано (II) феррат калия К4[Fe(СN)6]*3Н2О - светло-желтые кристаллы. Эта соль
называется желтой кровяной солью.
Гексациано (III) феррат калия К3[Fe(СN)6] - красная кровяная соль, темно красные кристаллы
(безводные).
Вредные соединения железа.
В воздух рабочей зоны на металлургических, металлообрабатывающих предприятиях
поступает пыль, аэрозоли из частиц железа и его соединений. При воздействий на кожу
возможны аллергические дерматиты, при вдыхании такого воздуха происходит раздражение
дыхательных путей, разрушение легких, плевры. Поэтому установлено ПДК (Предельно
Допустимая Концентрация) для железосодержащих частиц в воздухе рабочей зоны в
зависимости от типа частиц от 2 до 4мг/м3.
Сульфаты и хлориды железа являются наиболее токсичными вредными примесями. ПДК для
сульфата в атм. воздухе - 0,007 мг/м3, для хлорида - 0,004 мг/м3.
ПДК железа в питьевой воде 0,3 мг/л.
Получение железа и его основных соединений, их практическое использование.
Основным промышленным способом получения железа служит производство его в виде
различных сплавов с углеродом - чугунов, углеродистых сталей. Чугуны получают доменным
процессом, а стали - мартеновским, конверторным и электроплавильным процессами.
Чистое железо получают в виде порошка восстановлением его оксидов водородом или
термическим разложением карбонила (Fe(СО)5.
Железо и его сплавы составляют основу современной техники. Значение железных сплавов
для техники следует из того, что 95% всей металлической продукции составляет чугун и
только 5% - сплавы остальных металлов.
Соединение железа.
Железный купорос Fe SО4*7Н2О получают путем растворения обрезков стали в 20-30% - ной
серной кислоте. Железный купорос - светло-зеленые кристаллы, хорошо растворимые в воде.
При действий на железный купорос щелочи образуются гидроксиды железа Fe(ОН) 2 и
Fe(ОН)3.
Природный гидроксид железа Fe S2 (пирит) служит сырьем для получения серной кислоты,
серы и железа.
Ферриты - при сплавлении оксида железа (III) с карбонатами натрия или калия образуются
ферриты - соли не полученной в свободном состоянии железистой кислоты Н FeО2.
Соединения железа (VI)
Если нагревать стальные опилки или Fe2О3 с нитратом и гидроксидом калия, то образуется
сплав, содержащий феррат калия К2FО4 - соль железной кислоты - Н2FeО4, которая в
свободном виде не получена.
Все ферраты - очень сильные окислители, более сильные чем КМnО4.
Карбонилы железа.
Железо образует летучие соединения с окисью углерода, называемые карбонилами железа.
Пентакарбонил железа Fe(СО)5 разлагается на железо и СО.
Сплавы железа.
До начала XIX века к сплавам железа относили преимущественно Fe-С (с примесями Si, Мn, S,
Р), получившие название сталей и чугунов.
Чугун отличается от стали более высоким содержанием углерода и своими свойствами. Он
хрупок, но обладает хорошими литейными свойствами. Чугун дешевле стали.
Из медно-никелевых сталей (мельхиор и другие) изготавливают монеты, украшения, предметы
домашнего обихода.
63
Кобальтосодержащие сплавы используются как вязкая составная часть металлорежущего
инструмента, в которую вкраплен исключительно твердые карбиды МоС и WС.
Гальванические покрытия металлов никелем предают им красивый внешний вид.
Неделя 8
Кредит - час 1-2
Лекция 1-2
Тема Элементы главной подгруппыIII группы.
64
65
66
67
68
69
70
71
72
Неделя 9
Кредит - час 1-2
Лекция 1-2
Тема Элементы главных подгрупп I и II групп.
Щелочные металлы
Металлы главной подгруппы первой группы - литий, натрий, калий, рубидий, цезий и
франций - называются щелочными металлами. Это название связано с тем, что гидрооксиды
двух главных представителей этой группы - натрия и калия - издавна были известны под
названием щелочей. Из этих щелочей, подвергая их в расплавленном состоянии электролизу,
Г.Дэви в 1807 году впервые получил свободные калий и натрий.
Во внешнем электронном слое атомы щелочных металлов имеют по одному электрону. Во
втором снаружи электронном слое, у атома лития содержатся два электрона, а у атомов
остальных щелочных металлов - по 8 электронов. Имея во внешнем электронном слое только
по одному электрону, находящемуся на сравнительно большом удалении от ядра, атомы этих
элементов довольно легко отдают этот электрон, т.е. характеризуются низкой энергией
ионизации. Образующиеся при этом однозарядные положительные ионы имеют устойчивую
электронную структуру соответствующего благородного газа (ион лития - структуру атома
гелия, ион натрия - атома неона и т.д.) Легкость отдачи внешних электронов характеризует
рассматриваемые элементы как наиболее типичные представители металлов, кроме лития,
обусловливает большое сходство свойств этих элементов. В то же время увеличение заряда
ядра и общего числа электронов в атоме при переходе сверху вниз по подгруппе создает
некоторые различия в их свойствах. Как и в других группах, эти различия проявляются
главным образом в увеличении легкости отдачи валентных электронов и усиления
металлических свойств с возрастанием порядкового номера.
Вследствие легкой окисляемости щелочные металлы встречаются в природе
исключительно в виде соединений.
Все щелочные металлы кристаллизуются в кубической объемно-центрированной решетке.
Они обладают металлическим блеском, который можно наблюдать на свежем разрезе металла.
Щелочные металлы характеризуются незначительной твердостью, малой плотностью и
низкими температурами плавления и кипения. Наименьшую плотность имеет литий, самую
низкую температуру плавления - франций.
Щелочные металлы принадлежат к числу наиболее активных в химическом отношений
элементов. Их высокая химическая активность обусловлена в первую очередь низкими
значениями энергии ионизации их атомов - легкостью отдачи ими валентных электронов. При
этом энергия ионизации уменьшается при переходе от лития к цезию. Ясно, что химическая
активность при этом возрастает.
Все щелочные металлы энергично соединяются с кислородом.
Не менее энергично, чем с кислородом, взаимодействуют щелочные металлы с галогенами,
особенно с хлором и фтором.
Большинство солей щелочных металлов хорошо растворимы в воде.
Если внести в пламя газовой горелки соль щелочного металла, то она разлагается, и пары
освободившегося металла окрашивают пламя в характерный для данного металла цвет.
Щелочные металлы и их соединения широко используются для изготовления
фотоэлементов.
Однако наиболее практическое значение имеют натрий, калий и их соединения.
Натрий.
Металлический натрий получают электролизом расплава хлорида натрия, к которому для
снижения температуры плавления добавляют хлорид кальция.
Натрий представляет собой серебристо-белый металл. Он настолько мягок, что легко
режется ножом. Вследствие легкой окисляемости на воздухе натрий хранят под слоем
керосина.
73
Важнейшие области применения натрия - это атомная энергетика, металлургия,
промышленность органического синтеза.
С ртутью натрий образует твердый сплав - амальгаму натрия, которая иногда используется
как более мягкий восстановитель вместо чистого металла.
Важнейшее соединение натрия с кислородом - оксид натрия Na2O и пероксид натрия Na2O2
.
Гидроксид натрия NaOН образует твердые белые, очень гидроксичные кристаллы,
плавящиеся при 3200С. Ввиду сильного разъедающего действия на ткани, кожу, бумагу он
называется едким натром.
Калий.
По внешнему виду, а также по физическим свойствам калий очень похож на натрий, но
обладает еще большей активностью. Подобно натрию, он имеет серебристо-белый цвет,
быстро окисляется на воздухе и бурно реагирует с водой с выделением водорода.
Калий принадлежит к числу элементов, необходимых в значительном количестве для
питания растений.
Калий содержится во всех тканях организма человека. Но в преобладающем количестве
находится внутри клеток.
Элементы и их свойства : береллий Ве ,магний Mg , кальций Ca , стронций Sr, барий Ba,
радий Ra;последний элемент радиоактивен.Групповое название –щелочноземельные
металлы- относится только к кальций Ca , Sr, Ba, Ra .
Свойства.Несколько более тяжелые и твердые ,плавящиеся при более высокой тепературе
и менее реакционноспособные металлы по сравнению со щелочными
металлами.Химическая активность увеличивается с повышением прояткового номера .Так,
бериллий и магний устойчивы по отношению к воде ,а щелочноземельные металлы
реагируют с ней :
M + 2H2O= M(OH)2= H2
(M= Ca-Ra)
Все металлы этой группы обладают большим сродством к кислороду и образуют уст.ие
оксиды.
Гидроксиды проявляют основные свойства за иск.ем гидроксида бериллия который
амфотерн.Гидроксид бария вследствие его хорошей растворимости в воде относят к щелочам.
Соли ( карбонаты,сульфиты,сульфаты и соли других кислородсодержащих кислот) легче и
при более низких температурах разлагаются на соответствующие оксиды, чем соли щелочных
элементов. Растворимость в воде солей элементов IIA группы различна есть хорошо
растворимые соли –хлориды, бромиды, иодиды, сульфиды (Ca –Ra), нитраты, нитриты,
цианиды (Mg-Ra),ацетаты (Mg-Ra) и малорастворимые и практически нерастворимые соли –
фториды (кроме Be), сульфаты (кроме Be и Mg), ортофосфаты ,карбонаты,силикаты и бораты
.
Катионы металлов IIA группы бесцветны и кристаллах и в водном растворе ( окраска
некоторых солей объясняется цветном аниона).Восстановление кататионов М2+ до металла
можно провести элнктролизом и в водном растворе с применением только ртутного катода,
в неводной среде или в расплаве.
Бериллий
Получение. 1. Электролиз раплава галогенидных комплнксов бериллия, например
тетрафторобериллиата (II) натрия Na2[Be F4 ].
2. термическое востоновление фторида бериллия Be F2 кальциием в вакууме .
Сврйства . светло –серый металл,очень твердый ,при наличии примесей -хрупкий . Устойчив
в сухом воздухе. Реагирует с горячей водой В раствор переводится кислотоми –
некислителями , кислотами –окислителями ( HNO3 при нагревании) и концентрированные
растворами щелочей,.
Магний
74
Получение.Электролиз расплава MgCl2 (в смеси с другими хлоридами) при 7400 С с
применением стального катода и угольного анода. Реакция на катоде Mg2+ +2е- =Mg.
Образующийся магнии всплывает на поверхность расплава.
Сворйства .Серебристо-белый металл, очень легкий , мягкий и пластичный, плохо поддается
литью, сварке в пайка. На воздухе поверхность металла покрывается защитным слоем
оксидной пленки.При поджиганий сгорает яркой вспышкой и образует оксид MgO .
Неделя 10
Кредит - час 1-2
Лекция 1-2
Тема Элементы главной подгруппы VIII группы. Общая характеристика свойств
элементов главных подгрупп периодической системы Д.И.Менделеева..
Неделя 11
Кредит - час 1-2
Лекция 1-2
75
Тема Общая характеристика свойств элементов побочных подгрупп периодической
системы Д.И.Менделеева.. Элементы побочной подгруппы I группы.
К df-элементам относятся все элементы побочных групп
Периодической системы,
включая лантаноиды и актиноиды.
Степень окисления. Элементы побочных групп в своих соединениях проявляют, как
правило, разнообразные положительные степени окисления, за редкими исключениями. Как и
для элементов главных групп, максимальное положительное значение степень окисления
определяется номером группы однако есть два важных исключения.
1.Для элементов 1Б группы Cu, Ag, Au характерна степень окисления
более по –
видимому, потому что не только электроны внешнего энергетического уровня участвуют в
образовании химических связей.
2. Из элементов 8 Б группы степень окисления достигается только в соединениях
рутения и осмия остальные элементы проявляют более низкие степени окисления.
Степень окисления: Для меди характерны степени окисления (+1) и (+2) ,степень окисления
(+2) более устойчива. Серебро в большинстве своих соединений проявляет степень окисления
(+1), известны некоторые своих соединений проявляет степень окисления (+1), иззвестны
некоторые соединения серебра (+2). Для золта характерны степни окисления (+1) и (+3).
Медь. Самородная медь встечается редко, в основном медь находится в земной коре в
виде сульфидов. Медистые песчаники и сланцы не представляют собой одной конкретной
руды, они являются битумообразным мергелем, в котором равномерно распределено
несколько различных руд меди.
Плоучение. 1. Восстановление оксидных руд коксом.
2. Из сульфидных руд металлургический процесс состоит в следующем.
Сульфидные руды переплавляют в шахтных печах на медный штейн. Из него производят
черновую медь:
Cu2S+ O 2= 2Cu + SO2
Физические свойства. Блестящий, мягкий металл, имеющий красноватую окраску.
Хорошо подвергается ковке, после ковки становится твердым, а после закалки – мягким.
Медь- второй металл по тепло и электропроводимости. Имеет хорошие литейные свойства,
76
однако процессы сварки и литья на воздухе затрудняются из-за легкости окисления меди
кислородом.
Химические свойства. При прокаливании на воздухе медь образует черный хрупкий
оксид меди (2); зеленый налет (платина) на медных изделиях и крышах отвечает гидросидусульфату меди.
Оксид меди – красный порошок, выпадает в осадок из фелинговой жидкости при
обнаружении альдегидов. Ранее применяли для изготовления выпрямителей, сегодня
используется только для окраски стекла и эмалей.
Серебро встречается в самородном виде, но редко, чаще – в виде сульфида как спутник
свицового блеска и медног коледана.
Серебро белый с харктерным серебрисным отливом мягкий пластичный металл. Из
всех
металловобладает
наилучшей
электро
и
теплопроводностью.
Реалигирует
с
сероюодородом с образованием черного сульфида серобро :
4 Ag + 2 H2 S + O2 = 2 Ag2S + 2 H2O
Этой реакций объясняется потемнение серебряных изделий на воздухе потемнение
серебряных изделий можно предотвратить гальваническим покрытием родием.
Золото встречается преимущественно в виде самородков. Рудное золото находится в
первичных месторождениях, а россыпное золото во вторичных месторождениях. В морской
воде содержится только 10 мг/м3
золота, промышленная добыча золота из этого источника пока не выгодна.
Получение. 1. Промывка породы, содержащей золото.
2. Извлечение из породы цианидным способом. Породу обрабатывают
раствором цианида натрия при подаче кислорода , при этом золото переходит в раствор в виде
комплексной соли:
4Au + 8NaCN + 2H2O + O2 +4NaAu(CN)2 +4NaOH
Своиства:
Желтый
мягкий
металл
с
очень
хорошей
электрической
и
тепловой
проводимостью. Самый ковкий и пластичный металл может быть прокатан в фольгу до
толщины 0,1 мкм .
Неделя 12
Кредит - час 1-2
Лекция 1-2
77
Тема . Элементы побочной подгруппы II группы. Элементы побочных подгрупп II I, IV,
V групп.
78
79
80
81
82
83
Чтобы не исключать из рассмотрения все редкие элементы, проведем несколько опытов с
полупроводником германием. Германий стоит на границе между металлами и неметаллами.
Он является полупроводником, и это свойство обуславливает его сегодняшнее широкое
применение. Небольшие, специально обработанные кусочки германия используются в диодах
для выпрямления электрического тока и в транзисторах в качестве усилителей тока и
напряжения. Для опытов возьмем два или три испорченных германиевых диода или
транзистор из негодного радиоприемника. Так как в последнее время в полупроводниковых
элементах стали использовать неметалл кремний, необходимо посоветоваться со
специалистом и убедиться, что наша проба действительно содержит германий. Осторожно
вскроем клещами оболочку элемента. В глубине мы увидим блестящий кристаллик германия.
Извлечем его тонкой отверткой. С одним или несколькими такими кристаллами проведем
следующие реакции.
Опустим германий в пробирку с 5—8 мл 3%-ного раствора пероксида водорода, в который
добавим несколько капель гидроксида аммония и за несколько минут доведем раствор до
кипения. Германий быстро растворится, причем образуется, в основном, оксид германия (IV)
GeO2.
Раствор разделим на три части. К первой порции осторожно добавим несколько капель
азотной кислоты (до появления отчетливой кислой реакции). Затем вольем 5 %-ный раствор
молибдата аммония и будем нагревать в течение нескольких минут. В результате образуется
германиевомо-либденовая кислота лимонно-желтого цвета. Мешает этой реакции присутствие
большого количества селена, мышьяка, фтора или органических кислот.
84
Другую часть раствора, содержащего германий, подкислим соляной кислотой и подействуем
на раствор сероводородной водой. (Осторожно! Яд!) В противоположность другим элементам,
в сильнокислом растворе выпадает белый осадок сульфида германия или наблюдается
помутнение раствора в результате образования тонкодисперсного сульфида.
Третью пробу прежде всего нейтрализуем разбавленной уксусной кислотой. После этого
будем добавлять соляную кислоту до тех пор, пока величина рН не достигнет значения между
4 и 5, в чем убедимся с помощью универсальной индикаторной бумаги. Если мы добавили
слишком много кислоты, прибавим немного гидроксида аммония для частичной
нейтрализации.
Далее приготовим раствор из 1 г таннина (природного продукта, применяемого для дубления)
в 10 мл горячей воды. При взаимодействии растворов, содержащих германий и таннин,
выпадает коричневато-белый осадок. Эта реакция очень чувствительна и, что еще важней, при
соблюдении определенных условий специфична для данного элемента.
Наверное, у многих читателей возникнет вопрос, каким образом пришли к использованию
столь разнообразных препаратов.
Химики должны неустанно и как можно более полно исследовать свойства и реакции
различных веществ. В ходе тысяч дипломных, диссертационных и других исследовательских
работ изучается поведение элементов и соединений по отношению к различным реагентам.
Реакции обнаружения почти всегда являются результатом длинного ряда опытов, в котором
только один приносит счастливый результат.
рН — водородный показатель, равный отрицательному логарифму концентрации ионов
водорода. Нейтральной среде (чистой воде) соответствует рН = 7. Большей кислотности среды
соответствует меньшая величина рН.
Неделя 13
Кредит - час 1-2
Лекция 1-2
Тема. Элементы побочной подгруппы VI группы.
Металлы побочной подгруппы VI группы твердые, хрупкие; для них характерна очень
высокая температура плавления; при взаимодействии с кислородом они образуют кислоты,
соли
которых
называют
хроматы,
молибдаты
и
т.
д.
Благодаря защитной пленке оксида хром чрезвычайно коррозионно стоек, поэтому его
применяют для получения защитных и декоративных покрытий. Хром и молибден относятся к
важнейшим компонентам сплавов и легированных сталей, которым они придают высокую
коррозионную стойкость и механическую прочность. Молибден и вольфрам плавятся при
2600 и 3370 °С соответственно; поэтому из них изготовляют нити накаливания и их держатели
в лампах, а также сетки и аноды в электронных трубках. Наконец, уран нашел применение в
85
качестве
ядерного
горючего
в
атомных
реакторах.
Металлы этой подгруппы могут проявлять в соединениях самую различную степень
окисления, но самые важные, конечно, +III и +VI..
Цветные осадки с хромом
Почти все соединения хрома и их растворы интенсивно окрашены. Имея бесцветный раствор
или белый осадок, мы можем с большой долей вероятности сделать вывод об отсутствии
хрома. Соединения шестивалентного хрома чаще всего окрашены в желтый или красный цвет,
а для трехвалентного хрома характерны зеленоватые тона. Но хром склонен еще и к
образованию комплексных соединений, а уж они окрашены в самые разные цвета. Запомним:
все
соединения
хрома
ядовиты.
Дихромат калия К2Сr2O7 - самое, пожалуй, известное из соединений хрома и получить его
всего легче. Красивый красно-желтый цвет свидетельствует о наличии хрома(+VI). Проведем
с ним или с очень похожим на него дихроматом натрия несколько опытов. Сильно нагреем в
пламени бунзеновской горелки на фарфоровом черепке (кусочке тигля) такое количество
дихромата калия, которое поместится на кончике ножа. Соль не выделит кристаллизационной
воды, а расплавится при температуре около 400 °С с образованием темной жидкости.
Прогреем ее еще несколько минут на сильном пламени. После охлаждения на черепке
образуется
зеленый
осадок.
Часть его растворим в воде (она приобретет желтый цвет), а другую часть оставим на черепке.
Соль при нагревании разложилась, в результате образовался растворимый желтый хромат
калия К2СrО4, зеленый оксид хрома(III) и кислород:
2K2Cr2O7 = 2K2CrO4 + Cr2O3 + 3/2O2.
Благодаря своей склонности к выделению кислорода дихромат калия является сильным
окислителем. Его смеси с углем, сахаром или серой энергично воспламеняются при
соприкосновении с пламенем горелки, но не дают взрыва; после сгорания образуется
объемистый слой зеленой - благодаря присутствию оксида хрома(III) - золы. (Осторожно!
Сжигать не более 3-5 г на фарфоровом черепке, иначе горячий расплав может начать
разбрызгиваться.
Держать расстояние и надеть защитные очки!)
Соскребем золу, отмоем ее водой от хромата калия и высушим оставшийся оксид хрома.
Приготовим смесь, состоящую из равных частей калийной селитры (нитрата калия) и
кальцинированной соды, добавим ее к оксиду хрома в соотношении 1 : 3 и расплавим
86
полученный состав на черепке или на магнезиевой палочке. Растворив остывший расплав в
воде, получим желтый раствор, содержащий хромат натрия. Таким образом, расплавленная
селитра окислила трехвалентный хром до шестивалентного. С помощью сплавления с содой и
селитрой можно перевести все соединения хрома в хроматы.
Для следующего опыта растворим 3 т порошкообразного дихромата калия в 50 мл воды. К
одной части раствора добавим немного карбоната калия (поташа). Он растворится с
выделением CO2, а окраска раствора станет светло-желтой. Из дихромата калия образуется
хромат. Если теперь по порциям добавить 50%-ный раствор серной кислоты (Осторожно!), то
снова появится красно-желтая окраска дихромата.
Нальем в пробирку 5 мл раствора дихромата калия, прокипятим с 3 мл концентрированной
соляной кислоты под тягой или на открытом воздухе. Из раствора выделяется желто-зеленый
ядовитый газообразный хлор, потому что хромат окислит НСl до хлора и воды. Сам хромат
превратится в зеленый хлорид трехвалентного хрома. Его можно выделить выпариванием
раствора, а потом, сплавив с содой и селитрой, перевести в хромат.
В другой пробирке осторожно добавим к дихромату калия (в количестве, умещающемся на
кончике ножа) 1-2 мл концентрированной серной кислоты. (Осторожно! Смесь может
разбрызгиваться! Надеть защитные очки!)
Смесь сильно нагреем, в результате выделится коричневато-желтый оксид хрома(VI) СrO3,
который плохо растворяется в кислотах и хорошо в воде. Это ангидрид хромовой кислоты,
однако иногда как раз его называют хромовой кислотой. Он является сильнейшим
окислителем. Смесь его с серной кислотой (хромовая смесь) используется для обезжиривания,
так как жиры и другие трудно устранимые загрязнения переводятся в растворимые
соединения.
Внимание! Работать с хромовой смесью надо чрезвычайно осторожно! При разбрызгивании
она может вызвать тяжелые ожоги! Поэтому в наших экспериментах откажемся от
применения ее в качестве средства для очистки.
Наконец, рассмотрим реакции обнаружения хрома(VI). Поместим в пробирку несколько
капель раствора дихромата калия, разбавим его водой и проведем следующие реакции. При
добавлении раствора нитрата свинца (Осторожно! Яд!) выпадает желтый хромат свинца
(пигмент "хромовый желтый"); при взаимодействии с раствором нитрата серебра образуется
красно-коричневый осадок хромата серебра.
Добавим пероксид водорода (пергидроль -- 30%-ный раствор H2O2) и подкислим раствор
серной кислотой. Раствор приобретет глубокий синий цвет благодаря образованию пероксида
хрома. Пероксид при взбалтывании с некоторым количеством эфира (Осторожно! Опасность
воспламенения!) перейдет в органический растворитель и окрасит его в голубой цвет.
87
Последняя реакция специфична для хрома и очень чувствительна. С ее помощью можно
обнаружить хром в металлах и сплавах. Прежде всего необходимо растворить металл. Но,
например, азотная кислота не разрушает хром, как мы можем легко убедиться, используя
кусочки поврежденного хромового покрытия. При длительном кипячении с 30%-ной серной
кислотой (можно добавить соляную кислоту) хром и многие хромсодержащие стали частично
растворяются. Полученный раствор содержит сульфат хрома(III). Чтобы можно было провести
реакцию обнаружения, сначала нейтрализуем его едким натром. В осадок выпадет серозеленый гидроксид хрома (III), который растворится в избытке NaOH и образует зеленый
хромит натрия. Профильтруем раствор и добавим 30 %-ный пероксид водорода (Осторожно!
Яд!).
При нагревании раствор окрасится в желтый цвет, так как хромит окислится до хромата.
Подкисление приведет к появлению голубой окраски раствора. Окрашенное соединение
можно экстрагировать, встряхивая с эфиром.
Вместо описанного выше способа можно тонкие опилки металлической пробы сплавить с
содой и селитрой, промыть и отфильтрованный раствор испытать пероксидом водорода и
серной кислотой.
Наконец, проведем пробу с перлом. Следы соединения хрома дают с бурой яркую зеленую
окраску.
Обнаружение молибдена и вольфрама
Из вольфрама, который имеет самую высокую среди металлов температуру плавления (3370
°С), изготавливают нити накаливания в электрических и радиолампах. Молибденовую
проволоку используют для изготовления держателей нитей накаливания в электрических
лампах. Сетки электронных ламп также состоят чаще всего из молибдена, а аноды - из
молибдена или никеля. Мы можем использовать в качестве исследуемых образцов
рассматриваемых металлов детали из нескольких испорченных ламп накаливания или
радиоламп. Кроме того, молибден и вольфрам - важные компоненты высококачественных
специальных
сталей
и
сплавов.
Растворим кусочки вольфрамовой или молибденовой проволоки в азотной кислоте, к которой
осторожно добавим концентрированный раствор пероксида водорода. (Осторожно! Жидкость
может разбрызгиваться! Выделение ядовитых паров! Работать только под тягой или на
открытом
воздухе
на
некотором
расстоянии!)
И вольфрам, и молибден окислятся, образуя оксиды шестивалентных металлов WO3 и MoO3.
Оксид вольфрама образует желтый осадок, а оксид молибдена частично растворится в избытке
кислоты
с
появлением
88
красной
окраски.
В щелочном растворе эти оксиды переходят в соли молибденовой или вольфрамовой кислоты.
Молибдаты и вольфраматы можно также получить непосредственно с помощью сплавления
кусочков
металла
с
содой
и
селитрой
и
промывания
водой.
Для обнаружения вольфрама выпарим досуха несколько капель азотнокислого раствора на
фарфоровом черепке (на открытом воздухе, находясь на надлежащем расстоянии!).
К остатку добавим разбавленной соляной кислоты и снова высушим, выпарив раствор. Затем
добавим несколько капель соляной кислоты и крохотный кусочек олова или крупинку хлорида
олова(II)
(подойдет
также
кусочек
белой
жести
от
старой
консервной
банки).
При наличии вольфрама появится голубая окраска. Эта реакция очень чувствительна, она
позволяет обнаружить уже 0,0001 мг вольфрама. С помощью этой реакции можно доказать,
что даже такой чрезвычайно труднолетучий металл, как вольфрам, при длительном
употреблении
электрической
лампочки
немного
испаряется.
Для
этого
разобьем
перегоревшую после долгой эксплуатации лампочку большой мощности. Растворим осевший
на
внутренней
стороне
колбы
металл
и
проведем
реакцию
определения.
Для обнаружения молибдена проделаем следующие реакции. Несколько капель азотнокислого
раствора исследуемого металла выпарим досуха. (Осторожно! Работать только под тягой или
на
открытом
воздухе!
Пары
не
вдыхать!)
К остатку добавим по капле концентрированных растворов аммиака и пероксида водорода.
(Осторожно!)
Появится
А
если
розовато-желтая
остаток
после
выпаривания
или
осторожно
вишневая
нагреть
с
несколькими
окраска.
каплями
концентрированной серной кислоты, то в присутствии молибдена появится голубое
окрашивание.
Внимание: при нагревании концентрированной серной кислоты обязательно повернуть
отверстие пробирки в сторону от лица. Надеть защитные очки и держаться на нужном
расстоянии! Пробирку рассматривать только после охлаждения!
Неделя 14
Кредит - час 1-2
Лекция 1-2
Тема . Элементы побочной подгруппы VII группы.
89
90
91
92
Неделя 15
Кредит - час 1-2
Лекция 1-2
Тема . Элементы побочной подгруппы VIII группы. Элементы f- семейства.
93
94
95
96
97
98
99
100
101
102
6. Семинарские (практические) занятия не запланированы.
7. Методические указания по изучению дисциплины для лабораторных
Лабораторное занятие №1
План лабораторного занятия:
3. Правила техники безопасности при работе в химической лаборатории. Правила
оказания первой медицинской помощи. Химическая посуда и обращение с ней.
4. Знакомство с посудой и оборудованием химической лаборатории.
Задания:
2. Законспектировать в тетрадь для лабораторно-практических занятий (ЛПЗ) правила
техники безопасности.
Лабораторное занятие №2
План лабораторного занятия:
1. Выполнить лабораторную работу № 1 Тема: Водород.
1.Переписать лабораторную работу
2.Ответить на вопросы:
1. Укажите все известные лабораторные и промышленные способы получения водорода.
2. Чем отличаются свойства молекулярного водорода от атомарного? Приведите примеры.
3. Применение водорода.
4. Охарактеризуйте физические и химические свойства водорода?
5. В чем состоит различие в природе химической связи в водородных соединениях металлов и
неметаллов?
Лабораторное занятие №3
План лабораторного занятия:
1. Рассмотреть вопросы по изучаемой теме.
2. Решение задач по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [9-13]
Кредит - час 4
Лабораторное занятие №4
План лабораторного занятия:
1. Выполнить лабораторную работу № 2 Тема: Хлор и хлороводород.
Цель: Ознакомление с получением, физическими и физическими свойствами водорода.
Основные вопросы:
1.Получение хлора.
2.Взаимодействие хлора с металлами.
3.Хлорная вода и ее свойства
4.Получение хлороводорода и его свойства.
Литература :
Основная:[16, глава XX .опыты1(а),6 Глава XXI опыты 5(а,г) Глава XXII опыты
2(а,б.в),3(а),4,6, 7 ]
Лабораторное занятие №5
План лабораторного занятия:
1. Рассмотреть вопросы по изучаемой теме.
2. Решение задач по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [9-13]
Кредит - час 4
Лабораторное занятие №6
План лабораторного занятия:
103
1. Переписать и подготовиться к лабораторной работе.
2.Подготовить ответы:
1. Укажите все известные лабораторные и промышленные способы получения кислорода?
2. Какие степени окисления имеет кислород? Применение кислорода?
3. Напишите электронную формулу атомов элементов главной подгруппы 6 группы.
4. Перечислите аллотропные модификации серы. Какая из них наиболее устойчива?
5. Исходя из электронной структуры атома серы, объясните, почему она может проявлять
окислительные и восстановительные свойства?
6. Как получается сероводород в лаборатории? Почему его называют газом месторождений?
7. Можно ли применять азотную кислоту для получения сероводорода из сульфидов? Почему?
8. Составьте уравнения реакций горения сероводорода при избытке и недостатке кислорода.?
9. Почему сероводород может быть только восстановителем, В то время как оксид серы (IV)
может служить и окислителем и восстановителем?
10. Составьте уравнение реакции взаимодействия сероводорода с оксидом серы (IV)?
11. Какими способами можно получить оксид серы (IV) в лабораторных и промышленных
условиях?
12. Применение серы и ее соединений?
13. Применение селена, теллура, полония ?
Лабораторное занятие №7
План лабораторного занятия:
1. Рассмотреть вопросы по изучаемой теме.
2. Решение задач по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [9-13]
Кредит - час 4
Лабораторное занятие №8
План лабораторного занятия:
1. Выполнить лабораторную работу Тема: Азот и его водородные соединения.
Цель: Изучить свойства азота, свойства азотной кислоты, разбавленной и концентрированной.
Основные вопросы:
1.Какую максимальную ковалентность, и какие степени окисления проявляет азот в
соединениях.
2.Написать электронную формулу азота.
3.Объяснить строение молекулы аммиака с позиции метода ВС.
4.Из каких веществ, и при каких условиях получают азот в лаборатории.
Литература :
Основная:
[16, глава XXVI .опыты2(б),3(б),4(а),5,8(а,б) Глава XXVII опыты 5(а,),8(а,б) ,11(б,вг,д,ж)]
Лабораторное занятие №9
План лабораторного занятия:
1. Рассмотреть вопросы по изучаемой теме.
2. Решение задач по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [1,2,3,4,5,6,7, 8]
Дополнительная: [1-7].
Кредит - час 4
Лабораторное занятие №10
План лабораторного занятия:
1. Выполнить лабораторную работу. Тема: Мышьяк, сурьма, висмут и их соединения
Цель: Ознакомление со свойствами элементов подгруппы мышьяка и их соединений.
Основные вопросы:
1.Написать электронные формулы атомов мышьяка, сурьмы и висмута?
104
2.Каковы кислотно-основные свойства и способы получения оксидов и гидроксидов мышьяка
и сурьмы?
3.Каково отношение мышьяка, сурьмы и висмута к воде, разбавленным растворам серной и
соляных кислот. Написать уравнения реакций?
Лабораторное занятие №11
План лабораторного занятия:
1. Рассмотреть вопросы по изучаемой теме.
2. Решение задач по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [1,2,3,4,5,6, 7,8]
Дополнительная: [1-7].
Кредит - час 4
Лабораторное занятие №12
План лабораторного занятия:
2. Выполнить лабораторную работу .Тема: Углерод, кремний и их свойства.
Цель: Ознакомление с химическими свойствами углерода и кремния и их соединений.
Основные вопросы:
1.к какому типу относятся оксида углерода, диоксид углерода?
2.Как получается кремний в лаборатории?
3.Какова формула поликремневых кислот?
4.Написать электронную формулу углерода?
5.Какую степень окисления проявляет атом углерода в соединениях?
Литература :
Основная
[16, глава XXX .опыты 2(а,б),3,7(а,б,в),9(а),10,11(а,б)Глава XXXI опыты 3(а), 4(а),5(а)
7(а),9(б),13,14,15 ]
Лабораторное занятие №13
План лабораторного занятия:
1. Рассмотреть вопросы по изучаемой теме.
2. Решение задач по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [9-13]
Кредит - час 4
Лабораторное занятие №14
План лабораторного занятия:
1. Выполнение упражнений и решение задач
2. Выполнение лабораторной работы № 6
Литература :
Основная:
[14, Глава 9,Лабораторная работа 15,Опыт 15.1, Лабораторная работа 16, Опыты
16.1,16.2,16.3,16.4,16.5 ]
Лабораторное занятие №15
План лабораторного занятия:
1. Рассмотреть вопросы по изучаемой теме.
2. Решение задач по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [9-13]
Кредит - час 4
105
Лабораторное занятие №16
План лабораторного занятия:
2. Выполнить лабораторную работу Тема: Бор , алюминий и их строения.
Цель: Ознакомление с химическими свойствами алюминия и бора.
Основные вопросы:
1.Как изменяются атомный радиус и энергия ионизации в ряду?
2.Какие продукты образуются при гидролизе буры?
3.Написать электронные формулы атомов бора и албминия?
4.Каково отношение алюминия в воде , кислороду и щелочам?
5. Сравнить химические свойства бора и алюминия?
Литература :
Основная:
[16, глава XXXV .опыты2(а,б,в),3(а),4,5,7(а,б,в),8(а,б) ]
Лабораторное занятие №17
План лабораторного занятия:
1. Рассмотреть вопросы по изучаемой теме.
2. Решение задач по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [9-13]
Кредит - час 4
Лабораторное занятие №18
План лабораторного занятия:
2. Выполнить лабораторную работу Тема: Щелочные и щелочноземельные металлы и их
соединения.
Цель: Ознакомление с основными химическими свойствами щелочных и щелочноземельных
металлов.
Основные вопросы:
1.Какие металлы называются щелочными и щелочноземельными?
2.Каковы особенности металлической связи?
3.Сравнить физические и химические свойства гидридов щелочных металлов?
Лабораторное занятие №19
План лабораторного занятия:
1. Рассмотреть вопросы по изучаемой теме.
2. Решение задач по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [9-13]
Кредит - час 4
Лабораторное занятие №20
План лабораторного занятия:
1. Выполнение упражнений и задач по изучаемой теме
Литература:
Основная [9-13]
Лабораторное занятие №21
План лабораторного занятия:
1. Рассмотреть вопросы по изучаемой теме.
2. Решение задач по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [9-13]
Кредит - час 4
106
Лабораторное занятие №22
План лабораторного занятия:
2. Выполнить лабораторную работу. Тема: Медь, серебро и их соединения.
Цель: Изучение основных химических свойств элементов побочной подгруппы I группы.
Основные вопросы:
1.Что общего в строении электронных оболочек атомов элементов побочной подгруппы I
группы.
2.В чем можно растворить элементы подгруппы меди ?
3. Какие степени окисления проявляет медь, серебро, золото?
4.В чем заключается сходство и отличие электронных структур и химических свойств
металлов подгруппы меди и щелочных металлов?
5. Какие координационные числа характерны для меди, серебра и золота?
Лабораторное занятие №23
План лабораторного занятия:
1. Рассмотреть вопросы по изучаемой теме.
2. Решение задач по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [9-13]
Кредит - час 4
Лабораторное занятие №24
План лабораторного занятия:
1.Выполнить лабораторную работу. Тема: Кадмий, цинк, ртуть и их соединения.
Цель: Ознакомление с химическими свойствами кадмия ,цинка, ртути и их соединений.
Основные вопросы:
1. Сравнить химические свойства Кадмия, цинка, ртути.
Лабораторное занятие №25
План лабораторного занятия:
1. Рассмотреть вопросы по изучаемой теме.
2. Решение задач по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [9-13]
Кредит - час 4
Лабораторное занятие №26
План лабораторного занятия:
2. Выполнить лабораторную работу. Тема: Хром и его соединения.
Цель: Ознакомление с физическими и химическими свойствами хрома.
Основные вопросы:
1.Написать электронную формулу хрома?
2.Как изменяется химическая природа оксидов и гидроксидов хрома.
3.Каковы условия существования в растворе хроматов и дихроматов?
Лабораторное занятие №27
План лабораторного занятия:
1. Рассмотреть вопросы по изучаемой теме.
2. Решение задач по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [9-13]
Кредит - час 4
Лабораторное занятие №28
План лабораторного занятия:
2. Выполнить лабораторную работу. Тема: Марганец и его соединения.
Цель: Знакомство с марганцем и его соединениями
107
Основные вопросы:
5. Какова максимальная ковалентность марганца?
6. Какие степени окисления проявляет марганец в соединениях?
7. Как получают соединения марганца?
8. Какие соединения образуются при взаимодействии оксида марганца с
концентрированными соляной и серной кислотами?
Лабораторное занятие №29
План лабораторного занятия:
1. Рассмотреть вопросы по изучаемой теме.
2. Решение задач по изучаемой теме.
Литература.
Основная: [9-13]
Кредит - час 4
Лабораторное занятие №30
План лабораторного занятия:
2. Выполнить лабораторную работу. Тема: Железо и его соединения.
Цель: Ознакомление с физическими и химическими свойствами железа.
Основные вопросы:
1.Какую степень окисления проявляет железо?
2.Как в лабораторных условиях получают железо? Написать уравнения реакций?
3.Охарактеризовать свойства солей железа?
4.Как можно получить оксиды и гидроксиды железа написать соответствующие уравнения
реакций?
Методические указания по изучению дисциплины
Практическое занятие №1
План практического занятия:
1.Правила техники безопасности при работе в химической лаборатории. Правила оказания
первой медицинской помощи. Химическая посуда и обращение с ней.
2.Знакомство с посудой и оборудованием химической лаборатории.
Методические рекомендации:
Законспектировать в тетрадь для лабораторно-практических занятий (ЛПЗ) правила
техники безопасности.
Практическое занятие №2
План практического занятия:
1. Выполнить лабораторную работу № 1 Тема: Водород.
1.Переписать лабораторную работу
Методические рекомендации:
1. Укажите все известные лабораторные и промышленные способы получения водорода.
2. Чем отличаются свойства молекулярного водорода от атомарного? Приведите примеры.
3. Применение водорода.
4. Охарактеризуйте физические и химические свойства водорода?
5. В чем состоит различие в природе химической связи в водородных соединениях металлов и
неметаллов?
Практическое занятие №3
План практического занятия:
1. Рассмотреть вопросы по изучаемой теме.
2. Решение задач по изучаемой теме.
108
Методические рекомендации: Выполнить индивидуальные задания, ответь на поставленные
вопросы.
Практическое занятие № 4
План практического занятия:
1. Выполнить лабораторную работу № 2 Тема: Хлор и хлороводород.
Цель: Ознакомление с получением, физическими и физическими свойствами водорода.
1.Получение хлора.
2.Взаимодействие хлора с металлами.
3.Хлорная вода и ее свойства
4.Получение хлороводорода и его свойства.
Методические рекомендации:
1.Переписать лабораторную работу по данной теме.
2. Какие основные способы получения хлора.
Практическое занятие №5
План практического занятия:
1. Рассмотреть вопросы по изучаемой теме.
2. Решение задач по изучаемой теме.
Методические рекомендации: Сделать соответствующие записи.
Практическое занятие № 6
План практического занятия:
1. Переписать и подготовиться к лабораторной работе.
2.Подготовить ответы:
1. Укажите все известные лабораторные и промышленные способы получения кислорода?
2. Какие степени окисления имеет кислород? Применение кислорода?
3. Напишите электронную формулу атомов элементов главной подгруппы 6 группы.
4. Перечислите аллотропные модификации серы. Какая из них наиболее устойчива?
5. Исходя из электронной структуры атома серы, объясните, почему она может проявлять
окислительные и восстановительные свойства?
6. Как получается сероводород в лаборатории? Почему его называют газом месторождений?
7. Можно ли применять азотную кислоту для получения сероводорода из сульфидов? Почему?
8. Составьте уравнения реакций горения сероводорода при избытке и недостатке кислорода.?
9. Почему сероводород может быть только восстановителем, В то время как оксид серы (IV)
может служить и окислителем и восстановителем?
10. Какими способами можно получить оксид серы (IV) в лабораторных и промышленных
условиях?
11. Применение серы и ее соединений?
12. Применение селена, теллура, полония ?
Методические рекомендации:
Законспектировать в тетрадь для лабораторно-практических занятий (ЛПЗ) практическую
работу.
Составьте уравнение реакции взаимодействия сероводорода с оксидом серы (IV)?
Практическое занятие №7
План практического занятия:
1. Рассмотреть вопросы по изучаемой теме.
2. Решение задач по изучаемой теме.
109
Методические рекомендации:
Выполнить индивидуальные задания по данной теме.
Практическое занятие № 8
План практического занятия:
1. Выполнить лабораторную работу Тема: Азот и его водородные соединения.
Цель: Изучить свойства азота, свойства азотной кислоты, разбавленной и концентрированной.
Основные вопросы:
1.Какую максимальную ковалентность, и какие степени окисления проявляет азот в
соединениях.
2.Написать электронную формулу азота.
3.Объяснить строение молекулы аммиака с позиции метода ВС.
4.Из каких веществ, и при каких условиях получают азот в лаборатории.
Методические рекомендации: Выполнить индивидуальные задания, ответь на поставленные
вопросы.
Практическое занятие №9
План практического занятия:
1. Рассмотреть вопросы по изучаемой теме.
2. Решение задач по изучаемой теме.
Методические рекомендации: Выполнить индивидуальные задания, ответь на поставленные
вопросы.
Практическое занятие № 8
План практического занятия:
Выполнить лабораторную работу. Тема: Мышьяк, сурьма, висмут и их соединения
Цель: Ознакомление со свойствами элементов подгруппы мышьяка и их соединений.
Основные вопросы:
1.Написать электронные формулы атомов мышьяка, сурьмы и висмута?
2.Каковы кислотно-основные свойства и способы получения оксидов и гидроксидов мышьяка
и сурьмы?
3.Каково отношение мышьяка, сурьмы и висмута к воде, разбавленным растворам серной и
соляных кислот. Написать уравнения реакций?
Методические рекомендации:
1.Законспектировать в тетрадь для лабораторно-практических занятий (ЛПЗ)
план
практической работы.
2.Сравнить кислотно-основные свойства и окислительно-восстановительные свойства
оксидов,гидроксидов,солей мышьяка, сурьмы и висмута.
3.Написать уравнения реакций получения гидроксидов мышьяка (III), сурьмы(III) и
висмута (III).
Практическое занятие №11
План практического занятия:
1. Рассмотреть вопросы по изучаемой теме.
2. Решение задач по изучаемой теме.
Методические рекомендации: Выполнить индивидуальные задания, ответь на поставленные
вопросы.
Практическое занятие № 12
План практического занятия:
Выполнить лабораторную работу .Тема: Углерод, кремний и их свойства.
110
Цель: Ознакомление с химическими свойствами углерода и кремния и их соединений.
Основные вопросы:
1.к какому типу относятся оксида углерода, диоксид углерода?
2.Как получается кремний в лаборатории?
3.Какова формула поликремневых кислот?
4.Написать электронную формулу углерода?
5.Какую степень окисления проявляет атом углерода в соединениях?
Методические рекомендации:
1.Законспектировать в тетрадь для лабораторно-практических занятий (ЛПЗ)
план
практической работы.
2. Как в лаборатории получают гель кремневой кислоты.
3.Что такое «растворимое» стекло. Где оно применяется.
Практическое занятие №13
План практического занятия:
1. Рассмотреть вопросы по изучаемой теме.
2. Решение задач по изучаемой теме.
Методические рекомендации: Выполнить индивидуальные задания, ответь на поставленные
вопросы.
Практическое занятие № 14
План практического занятия:
1. Выполнение упражнений и решение задач
2. Выполнение лабораторной работы № 6
Методические рекомендации: Сделать соответствующие
экспериментам.
записи
по
выполненным
Практическое занятие №15
План практического занятия:
1. Рассмотреть вопросы по изучаемой теме.
2. Решение задач по изучаемой теме.
Методические рекомендации: Выполнить индивидуальные задания, ответь на поставленные
вопросы.
Практическое занятие № 16
План практического занятия:
Выполнить лабораторную работу Тема: Бор , алюминий и их строения.
Цель: Ознакомление с химическими свойствами алюминия и бора.
Основные вопросы:
1.Как изменяются атомный радиус и энергия ионизации в ряду?
2.Какие продукты образуются при гидролизе буры?
3.Написать электронные формулы атомов бора и алюминия?
4.Каково отношение алюминия в воде , кислороду и щелочам?
5. Сравнить химические свойства бора и алюминия?
Методические рекомендации:
111
1.Законспектировать в тетрадь для лабораторно-практических занятий (ЛПЗ)
план
практической работы.
2.Какие свойства проявляют гидратные формы оксида бора.
3.какие соединения бора можно получить, имея бор, магний, соляную кислоту.
Практическое занятие №17
План практического занятия:
1. Рассмотреть вопросы по изучаемой теме.
2. Решение задач по изучаемой теме.
Методические рекомендации: Выполнить индивидуальные задания, ответь на поставленные
вопросы.
Практическое занятие № 18
План практического занятия:
Выполнить лабораторную работу Тема: Щелочные и щелочноземельные металлы и их
соединения.
Цель: Ознакомление с основными химическими свойствами щелочных и щелочноземельных
металлов.
Основные вопросы:
1.Какие металлы называются щелочными и щелочноземельными?
2.Каковы особенности металлической связи?
3.Сравнить физические и химические свойства гидридов щелочных металлов?
Методические рекомендации:
Законспектировать в тетрадь для лабораторно-практических занятий (ЛПЗ)
план
практической работы.
Практическое занятие №19
План практического занятия:
1. Рассмотреть вопросы по изучаемой теме.
2. Решение задач по изучаемой теме.
Методические рекомендации:
Выполнить индивидуальные задания.
Практическое занятие № 20
План практического занятия:
Выполнение упражнений и задач по изучаемой теме
Методические рекомендации: Сделать соответствующие записи.
Практическое занятие №21
План практического занятия:
1. Рассмотреть вопросы по изучаемой теме.
2. Решение задач по изучаемой теме.
Методические рекомендации: Выполнить индивидуальные задания, ответь на поставленные
вопросы.
Практическое занятие № 22
План практического занятия:
3. Выполнить лабораторную работу. Тема: Медь, серебро и их соединения.
112
Цель: Изучение основных химических свойств элементов побочной подгруппы I группы.
Основные вопросы:
1.Что общего в строении электронных оболочек атомов элементов побочной подгруппы I
группы.
2.В чем можно растворить элементы подгруппы меди ?
3. Какие степени окисления проявляет медь, серебро, золото?
4.В чем заключается сходство и отличие электронных структур и химических свойств
металлов подгруппы меди и щелочных металлов?
5. Какие координационные числа характерны для меди, серебра и золота?
Методические рекомендации:
1.Законспектировать в тетрадь для лабораторно-практических занятий (ЛПЗ)
план
практической работы.
2.Составить схему электролиза раствора сульфата меди (II) на инертных электродах.
Практическое занятие №23
План практического занятия:
1. Рассмотреть вопросы по изучаемой теме.
2. Решение задач по изучаемой теме.
Методические рекомендации: Выполнить индивидуальные задания, ответь на поставленные
вопросы.
Практическое занятие № 24
План практического занятия:
Выполнить лабораторную работу. Тема: Кадмий, цинк, ртуть и их соединения.
Цель: Ознакомление с химическими свойствами кадмия ,цинка, ртути и их соединений.
Основные вопросы:
1.Сравнить химические свойства Кадмия, цинка, ртути.
Методические рекомендации: Законспектировать лабораторную работу. Выполнение
лабораторных экспериментов.
Практическое занятие №25
План практического занятия:
1. Рассмотреть вопросы по изучаемой теме.
2. Решение задач по изучаемой теме.
Методические рекомендации: Выполнить индивидуальные задания, ответь на поставленные
вопросы.
Практическое занятие № 26
План практического занятия:
Выполнить лабораторную работу. Тема: Хром и его соединения.
Цель: Ознакомление с физическими и химическими свойствами хрома.
Основные вопросы:
1.Написать электронную формулу хрома?
2.Как изменяется химическая природа оксидов и гидроксидов хрома.
3.Каковы условия существования в растворе хроматов и дихроматов?
Методические рекомендации: Ознакомится с химическими свойствами хрома, вольфрама и
молибдена.
113
Практическое занятие №27
План практического занятия:
1. Рассмотреть вопросы по изучаемой теме.
2. Решение задач по изучаемой теме.
Методические рекомендации: Выполнить индивидуальные задания, ответь на поставленные
вопросы.
Практическое занятие № 28
План практического занятия:
Выполнить лабораторную работу. Тема: Марганец и его соединения.
Цель: Знакомство с марганцем и его соединениями
Основные вопросы:
1.Какова максимальная ковалентность марганца?
2.Какие степени окисления проявляет марганец в соединениях?
3.Как получают соединения марганца?
4.Какие соединения образуются при взаимодействии оксида марганца
концентрированными соляной и серной кислотами?
Методические рекомендации: Ответить на вопросы и сделать соответствующие записи.
с
Практическое занятие №29
План практического занятия:
1. Рассмотреть вопросы по изучаемой теме.
2. Решение задач по изучаемой теме.
Методические рекомендации: Выполнить индивидуальные задания, ответь на поставленные
вопросы.
Практическое занятие № 30
План практического занятия:
Выполнить лабораторную работу. Тема: Железо и его соединения.
Цель: Ознакомление с физическими и химическими свойствами железа.
Основные вопросы:
1.Какую степень окисления проявляет железо?
2.Как в лабораторных условиях получают железо? Написать уравнения реакций?
3.Охарактеризовать свойства солей железа?
4.Как можно получить оксиды и гидроксиды железа написать соответствующие уравнения
реакций?
Методические рекомендации: Ознакомиться с химическими свойствами железа и выполнить
химические эксперименты.
8. Методические рекомендации и указания по типовым расчетам, выполнению
расчетно-графических, курсовых проектов (работ). Не запланированы
9. Материалы для самостоятельной работы обучающегося: .
Темы контрольных работ
1. Водород .Вода. Элементы главной подгруппы VII группы Элементы главной подгруппы VI
группы
2. Элементы главной подгруппы V группы Элементы главной подгруппы IV группы Общие
свойства и способы получения металлов
3. Рубежная контрольная
4. Элементы главной подгруппы III группы . Элементы главной подгруппы I и II группы.
5.Элементы главной подгруппы VIII группы Обзор свойств элементов главных подгрупп
114
Общая характеристика свойств элементов побочных подгрупп периодической системы.
Элементы побочной подгруппы I группы Элементы побочной подгруппыII группы . Элементы
побочных подгрупп III, IV и V групп
6. Элементы побочной подгруппы VI группы Элементы побочной подгруппы VII группы.
Элементы побочной подгруппы VIII группы Элементы f семейства.
Темы коллоквиумов
1. Водород . Вода. Элементы главной подгруппы VII группы. Элементы главной подгруппы VI
группы.
2.Элементы главной подгруппы V группы. Элементы главной подгруппы IV группы
3.Общие свойства и способы получения металлов Элементы главной подгруппы III группы
Элементы главной подгруппы I и II группы Элементы главной подгруппы VIII группы Обзор
свойств элементов главных подгрупп Общая характеристика свойств элементов побочных
подгрупп периодической системы. Элементы побочной подгруппы I группы Элементы
побочной подгруппыII группы
4. Элементы побочных подгрупп III, IV и V групп Элементы побочной подгруппы VI группы
Элементы побочной подгруппы VII группы . Элементы побочной подгруппы VIII группы
Элементы f семейства.
Тематика индивидуальных письменных работ
Темы рефератов
1. Роль кремния в построение земной коры.
2. Применение соединений азота.
3. Использование азотной кислоты.
4. Нитраты, их получение и свойства.
5. Азотные удобрения.
6. Применение соединений фосфора.
7. Минеральные удобрения.
8. Фосфорные удобрения.
9. Калийные удобрения.
10. Химия платиновых металлов.
11. Химия галогенов.
12. Химия лантанойдов.
13. Химия актинойдов.
14. Химия инертных газов.
11. МАТЕРИАЛЫ ДЛЯ КОНТРОЛЯ ЗНАНИЙ.
Информация по оценке знаний
Получение высокого балла по курсу предполагает постоянную и напряженную работу
студента в течение всего семестра. 70% суммарного балла формируется на протяжении всего
семестра. Все виды текущего и промежуточного контроля: коллоквиумы, контрольные и
индивидуальные задания, рефераты, отчетности по ЛПЗ должны сдаваться в срок, строго по
графику. Задания для промежуточного контроля включают теоретические и практические
вопросы (решение упражнений и задач).
Выполнение самостоятельной работы оценивается максимальным баллом.
За контрольные, индивидуальные, домашние задания, самостоятельные работы, рефераты,
обзоры по темам, сданные позже обозначенного срока снимаются баллы.
Максимальная оценка за все виды работ ставится только при условии правильных,
четких, полных ответов на поставленные вопросы, задачи решены, верно, работы выполнены
115
аккуратно, в полном объеме. Высшими баллами оценивается полное и прочное знание
учебного материала в пределах требуемого программой объема. При этом устные ответы
должны быть изложены грамотно и логически обоснованно, а письменные ответы не должны
содержать ошибок.
Пересдача промежуточного и финального экзаменов не допускается.
Бонусы за активность - 1-5 % (на усмотрение преподавателя).
Многобальная система оценки представлена на схеме
Проценты
95-100
90-94
85-89
80-84
75-79
70-74
65-69
60-64
55-59
50-54
0-49
Балл
4,0
3,67
3,33
3,0
2,67
2,33
2,0
1,67
1,33
1,0
0
Шкала
А
АВ+
В
ВС+
С
СД+
Д
F
Оценка
Отлично
Хорошо
Удовлетворительно
Неудовлетворительно
Политика и процедура курса
«Неуспевающие и неспособные к успехам не должны, по моему крайнему разумению,
иметь никакого касательства до высших учебных заведений, которые ни под каким видом
нельзя, для общего блага, смешивать с благотворительными учреждениями»
Д.И. Менделеев
«Всякая школа славна не числом, а славою своих учеников»
Н.И.Пирогов
Для успешного усвоения курса является обязательным требование подготовки к каждому
занятию!
Пропуск занятий по неуважительным причинам не допускается. Если занятия пропущены
по уважительным причинам (болезнь, семейные обстоятельства), то отчетности за время
отсутствия должны быть сданы в течение одной недели с момента выхода на учебу.
Списывание с чужой работы наказывается путем лишения баллов за данный вид работы.
Опоздавшие студенты в аудиторию не допускаются, Причины и объяснения – после
занятий.
Сотовые телефоны во время занятий должны быть отключены. Не выполнившие данное
требование студенты будут отстранены от занятий.
Не допускается неуважительное отношение к преподавателям и студентам! Нельзя жевать
жевательные резинки во время занятий.
Необходимо иметь:
- тетрадь для записи лекций;
- тетрадь для лабораторно-практических занятий;
- тетрадь для семинарских занятий;
- тетрадь для домашнего задания;
- калькулятор;
- ручки;
- линейку, карандаш, ластик.
116
На лабораторно-практические занятия необходимо надевать белые халаты.
Основные принципы системы рейтинговой оценки:
Для определения рейтинга вводятся обязательные и дополнительные баллы:
- обязательными баллами оцениваются ответы на занятиях, выполнение домашних
заданий, индивидуальных заданий, сдача зачетов по лабораторным работам, сдача
коллоквиумов, решение контрольных работ.
- дополнительные баллы используются для поощрения студентов при выполнении ими
творческих заданий ( участие в олимпиадах, конференциях, решение задач повышенной
сложности ,курсовые работы);
- дополнительными баллами также поощряется своевременное и досрочное выполнение
учебных и контрольных заданий, а также активное участие в практических и семинарских
занятиях.
Вопросы к рубежному контролю.
1.Чему равна плотность хлора по воздуху:
2. При разложении СаСО3 выделилось 11,2 л СО2 . Чему равна масса КОН , необходимая для
связывания выделившегося газа в карбонат :
3. Ангидридом какой кислоты можно считать Cl2O7 :
4. Атом азота имеет конфигурацию:
5. Формула летучего водородного соединения теллура
6.Формула высшего оксида элемента с электронной формулой 1s22s22p63s23p64s23d104p4
7. Формула теллуровой кислоты Н6ТеО6 . Этой кислоте соответствует оксид с формулой84.
Иону Al3+ соответствует электронная формула
8.Наименьшим значением энергии ионизации обладает атом следующего щелочноземельного
металла:
9.Радиус атома элементов в ряду Na – Mg – Al – Si
10.Высшая степень окисления атомов в ряду Te – Sb – Sn – In
11. В присутствии катализатора протекает реакция, уравнение которой:
а) S + O2 = SO2
б) 2H2S + SO2 = 3S + 2H2O
в) 2SO2 + O2 = 2SO3
г) 2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O
12. Степень окисления углерода в соединении Н – С = О
\
ОН
13. Степень окисления углерода в соединении Н – С = О
\
Н
14. Степень окисления углерода в соединении СН3 - ОН
15. Степень окисления углерода в соединении СН4
16. Степень окисления кислотообразующего элемента в ионе Cr2O7217. Степень окисления кислотообразующего элемента в ионе SO32-18. Степень окисления кислотообразующего элемента в ионе P2O7419. Степень окисления селена в ионе HSe20. Степень окисления селена в ионе SeO4221. Степень окисления селена в ионе SeO3222. Укажите соединение, в котором марганец проявляет нечетную степень окисления:
23. При электролизе раствора нитрата меди (II) с медными электродами на аноде будет
происходить:
24. При электролизе раствора сульфата цинка с инертным и электродами на аноде будет
выделяться:
117
25. Сера проявляет следующие степени окисления в соединениях:
26. Вычислить эквивалентную массу угольной кислоты, если в реакции участвуют два иона
водорода
27. При помощи какой реакции можно получить гидроксид меди (II)
28. Какова природа химической связи в молекуле водорода?
29.Какой тип химической связи характерен для металлов?
30. Какую кристаллическую решетку имеют галогены?
31. Какой тип химической связи в молекуле кислорода
32. Какой объем занимает 16 г кислорода при нормальных условиях?
33. Какое водородное соединение наиболее устойчивое
34. Чему равна масса серной кислоты количеством вещества 2 моль?
35. Какой из металлов встречается в земной коре в свободном состоянии?
36. Конфигурация валентных электронов атома неметалла имеет вид 4s24p3. Формулы
высшего оксида и водородного соединения этого элемента:
37. Атом азота проявляет отрицательную степень окисления в веществе с формулой:
38. При растворении в воде металлического натрия получается раствор:
39. Ангидридом какой кислоты является Р2О5?
40. Какое основание является наиболее сильным?
41. Водород интенсивно выделяется при взаимодействии
42. Бесцветный газ пропускают через раствор гидроксида кальция, при этом выпадает белый
осадок. Этим бесцветным газом является
43. Какой металл взаимодействует с разбавленной серной кислотой с выделением водорода
44. Взаимодействие концентрированной азотной кислоты с медной стружкой приводит к
образованию газа
12. Программное и мультимедийное сопровождение учебных занятий (в
зависимости от содержания дисциплины). В УМКД указываются выходные данные и
местонахождение – библиотека, кафедра и т.д.
Электронный учебник по химии элементов корпус № 5.
13. Перечень специализированных аудиторий, кабинетов и лабораторий.
Корпус № 5 , аудитория № 13.
118
119