|
Читайте также: |
МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ І НАУКИ, МОЛОДІ ТА СПОРТУ УКРАЇНИ
ОДЕСЬКИЙ ТЕХНІЧНИЙ КОЛЕДЖ
ОДЕСЬКОЇ НАЦІОНАЛЬНОЇ АКАДЕМІЇ ХАРЧОВИХ ТЕХНОЛОГІЙ
Методичні вказівки та запитання
Для підготовки студентів І курсу
до семінарських занять з предмету:
“Хімія”
М. Одеса - 2011
Автор: Дьякова Т.В., викладач коледжу
Відповідальний за випуск: Стрельнікова І.А., методист коледжу
Оператор: Кутіян К.Б.
МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ І НАУКИ, МОЛОДІ ТА СПОРТУ УКРАЇНИ
ОДЕСЬКИЙ ТЕХНІЧНИЙ КОЛЕДЖ ОНАХТ
ЗАТВЕРДЖУЮ
заст. директора з НР
____________ В.І.Уманська
"___" ___________20__ р.
Методичні вказівки та запитання
Для підготовки студентів І курсу
до семінарських занять з предмету:
“Хімія”
Викладач Дьякова Т.В.
РОЗГЛЯНУТО
предметною комісією
протокол №
від “ ___ ” ________ 20__ р.
Голова комісії Швець Л. І.
2011р.
ВСТУП
При вивченні хімії студенти І курсу зустрічаються з проблемою при підготовці до семінарських занятть в зв’язку з переходом до лекціонно-семінарського методу навчання. Семінарські заняття включають об’ємні теми, які частично вивчаються студентами самостійно.
Методичні вказівки містять основну інформацію з вивчаємих тем, що дає можливість студентам І курсу більш досконало підготуватися до семінарського заняття, а перелік питань дає можливість студентам перевірити свої знання з вивчаємої теми.
Методичні вказівки також містять ряд запитань для розвитку логічного мислення студентів та вміння розв’язувати проблемні питання.
Семінар № 1.
Тема: Найважливіші класи неорганічних сполук. Періодичний закон і періодична система Д.І.Менделеєва.
Мета: Закріпити знання студентів про класифікацію неорганічних сполук. Поглибити знання студентів про властивості неорганічних сполук: оксидів, килот, основ, солей. Повторити стуктуру періодичної системи. Закріпити навички студентів складати рівняння реакцій; характеризувати елементи за його положенням в періодичній системі; складати електронні формули елементів; розв’язувати задачі за рівняннями хімічних реакцій.
Література: 1. М.В. Горский “Обученые основам общей химии” М. Просвещение 1991.
2. І.Г. Хомченко “Загальна хімія” Київ “Вища школа” 1993 р.
Методичні вказівки.
Неорганічні сполуки поділяються на наступні класи: оксиди, гідроксиди, солі, кислоти.
Оксиди. По міжнародній номенклатурі сполуки елементів з киснем називаються оксидами; при позначенні цих сполук рядом з формулою або назвою в дужках вказують ступінь окислення елемента, наприклад FeO – оксид заліза (ІІ). Оксиди поділяються на солетворні і несолетворні. Солетворні в свою чергу поділяються на кислотні, основні і амфотерні.
Кислотними (СО2) називають такі оксиди, які утворюють солі з основами або основними оксидами, наприклад: SO2 + NaOH = Na2SO3 + H2O
Основними ( FeO) називають такі оксиди, які утворюють солі з кислотами або кислотними оксидами, наприклад: CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O
Амфотерними називаються оксиди металів, які утворюють солі при взаємодії як з кислотами (кислотними оксидами), так із основами (основними оксидами), наприклад: ZnO + 2HCI = ZnCI2 + H2O
Кислоти.Число атомів водню, які мають властивість заміщати метали з утворенням солей, визначають основність кислоти. Розрізняють кислоти одноосновні (наприклад НСІ), двухосновні (H2SO4), трьохосновні (H3PO4).
По хімічному складу кислоти поділяються на безкисневі (НСІ) і кисневмісні (H2SO4).
Більшість кислотних оксидів утворюють шляхом приєднання води. Кислотні оксиди називають ангидридами кислот. Молекули деяких ангидридів можуть приєднувати різні кількості молекул води. При цьому утворюються метакислоти, які містять найменшу кількість води, і ортокислоти, які містять найбільшу кількість води. Наприклад:
P2O5 + H2O = 2HPO3 – метафосфорна кислота
P2O5 + 2H2O = H4P2O7– пирофосфорна кислота
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4 – ортофосфорна кислота
Основи. В залежності від числа гідроксильних груп основи бувають однокислотні (КОН, NaOH) і багатокислотні (Са(ОН)2). Основи, які розчиняюиться в воді, називаються лугами. До них відносяться основи, які утворені лужними або лужноземельними металами, і гідроксид амонія.
Амфотерні гідроксиди. Гідрати амфотерних оксидів, так як і самі оксиди, проявляють амфотерні властивості. З кислотами вони взаємодіють як основи:
Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O
з основами – як кислоти: H2ZnO2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2H2O
Солі. Солі поділяють на середні (наприклад, Na2SO4), кислі (NaHSO4) і основні (NiOHNO3).
По міжнародній номенклатурі назву середніх і кислих солей отримують від назви кислот і металів, які їх утворюють. Так: CuSO4 – сульфат міді, NaHSO3 – гідросульфіт натрія, NaH2PO4 – дигідрофосфат натрія.
Основні солі називають гідроксосолями, наприклад: NiOHNO3 – нітрат гідроксонікеля, AIOHSO4 - сульфат гідроксоалюмінія.
Електронна будова атомів. Атомні радіуси. Утворення іонів.
Ядро атомів складається із протонів і нетронів. Число протонів в ядрі атома дорівнює порядковому номеру елемента в періодичній системі і дорівнює числу електронів в атомі. Число нейтронів в ядрі атома дорівнює різниці між відносною атомною масою хімічного елемента і числом протонів. Так як заряд протона по абсолютній величині дорівнює заряду електрона, то атом кожного хімічного елемента зображує собою складну електронейтральну систему, яка складається із позитивно заряженого ядра і електронної оболочки з числом електронів, які дорівнюють числу протонів в ядрі.
Електрони в атомі володіють різною енергією і розміщаються на енергетичних рівнях і підрівнях в залежності з принципом Паулі, правилом Хунда і правилом Клечковського.
Принцип Паулі: в атомі не може бути двух електронів з однаковими значеннями всіх чотирьох квантових чисел. Квантові числа позначаються буквами: n, l, m, s, де n – головне квантове число, яке характеризує запас енергії певного електрона, розмір його електронної хмари; l – орбітальне квантове число, яке характеризує енергетичний стан електрона, форму електронної хмари; m – магнітне квантове число, визначає орієнтацію атомних орбіталів просторі відносно зовнішнього магнітного або електричного поля (m залежить від – l, змінюється від – l до l; кожному заченню l відповідає 2l + 1стану електрона); s – спине квантове число, яке вказує напрям руху електрона біля його осі (приймають рівним +1/2 і –1/2).
Число електронів на зовнішньому енергетичному рівні в атомі будь-якого елемента не перевищує вісім. В межах підрівня електрони заповняють максимальне число орбіталей – правило Хунда.
Періодична система складається із семи періодів і восьми груп.
Запитання до семінару
1. На які класи поділяються неорганічні сполуки?
2. Які оксиди називаються основними, кислотними?
3. Які оксиди називаються амфотерними? Наведіть приклади амфотерних оксидів.
4. Як, користуючись періодичною системою елементів, визначити характер оксида, гідроксида?
5. Як практичним шляхом довести амфотерність AI(OH)3? Напишіть рівняння реакції.
6. Назвіть наступні оксиди: N2O, SO2, Mn2O7, HMnO4.
7. Яка основність оцтової кислоти СН3СООН, фосфористої кислоти Н3РО3?
8. Які сполуки називаються лугами?
9. Як визначити кислоту і луг за допомогою індикаторів?
10. Назвіть види солей?
11. Чим відрізняється середня сіль від кислої?
12. Як називається сіль складу KAI(SO4)2?
13. Складіть формули середніх і кислих барієвих солей наступних кислот: H2SO4, H2S, H3PO4.Назвіть їх.
14. Назвіть основні солі: AI(OH)CI2, Cu2(OH)2CO3, Bi(OH)2NO3, ZnOHCI.
15. Складіть формули наступних солей: дигідрофосфат кальція, гідрокарбонат кальція, сульфат гідроксоалюмінія, сульфат барія.
16. Які оксиди зустрічаються в природі?
17. Чому оксиди калія, натрія не можуть зустрічатися в природних умовах?
18. Закінчіть рівняння наступних реакцій:
а) MgO + SO2 ® в) Na2O + P2O5 ®
б) CuO + SO3 ® г) SiO2 + FeO ®
19. Напишіть рівняння реакцій гідратації наступних оксидів: N2O5, P2O3, CaO, K2O, NO2.
20. З якими із перерахованих нижче речовин буде реагувати соляна кислота: мідь, алюміній, оксид міді (ІІ), гідроксид алюмінія, карбонат кальція? Напишіть рівняння реакцій.
21. Які оксиди можна отримати, розкладом при нагріванні наступних речовин: Fe(OH)3, Cr(OH)3, Pb(NO3)2, H2SiO3, H2SO4. Напишіть рівняння реакцій.
22. З якими з перечислених нижче оксидів буде реагувати соляна кислота: SiO2, CuO, SO2, Fe2O3, CdO, P2O5, CO2, ZnO, NO?
23. Напишіть рівняння реакцій для наступних перетворень:
Zn ® ZnSO4 ® Zn(OH)2 ® Na2ZnO2 ® ZnCI2 ® ZnCO3 ® ZnO.
24. Напишіть електронні формули атомів елементів з порядковими номерами 17 і 29, якщо у останього на 4 енергетичному рівні один s-електрон. До яких груп і періодів відноситься кожний з цих елементів?
25. Які елементи в періодичній системі називають s-, p-, d- і f-елементами?
26. В яких групах і підгрупах періодичної системи знаходяться s-елементи? Назвіть їх.
27. Складіть електронні формули атомів елементів, розміщених: а) в 3 періоді, VI групі; б) в 4 періоді, ІV групі, V ряду; в) в 4 періоді, ІV групі, ІV ряду; г) в 5 періоді, VІІ групі, VІІ ряду. До якого сімейства відносяться кожний із цих елементів? Дайте загальну характеристикукожного елемента.
28. Обчисліть відносну атомну масу елемента, якщо найвищий оксид його відповідає формулі RO3. З воднем даний елемент утворює газоподібну сполуку, яка містить 0,024 масових часток водню. Напишітьйого електронну формулу. Дайте загальну характеристику елемента.
29. Прізвище вченого, ім’ям якого названо періодичний закон.
30. Який елемент утворює амфотерні сполуки?
31. Який вчений запропонував планетарну модель будови атомів?
32. Прізвище вченого, який вивчав явище радіоактивного розпаду.
33. Яка кислота утворює сильні солі?
34. Яка кислота утворює кмслі солі?
35. Обчисліть ступінь окиснення сульфуру в в алюміній сульфаті АІ2(SO4)3.
36. Закінчіть рівняння наступних реакцій:
а) CH3COOH + NaOH ® в) SO3 + H2O ®
б) Cu + HNO3 ® г) CH3COOH + C2H5OH ®
37. Закінчіть рівняння наступних реакцій:
а) H2SO4 + NaOH ® в) CO2 + H2O ®
б) Fe + H2SO4 ® г) HCOOH + C2H5OH ®
38. Напишіть якісну реакцію на сульфат-іони.
39. Які речовини можна віднести до кристалогідратів?
40. Яким символом позначається масова частка речовини?
41. Обчисліть та вкажіть число електронів, що віддає атом сульфуру при окисненні натрій сульфіту.
42. Обчисліть та вкажіть число електронів, що віддає один атом фосфору при згорянні фосфіну РН3 у надлишку кисню.
Семінар № 2
Тема: Загальні відомості про неметали.
Мета: Закріпити знання студентів про положення неметалів у періодичній системі. Поглибити знання студентів про фізичні та хімічні властивості неметалів. Закріпити навички студентів складати рівняння реакцій; розв’язувати задачі за рівняннями хімічних реакцій.
Література: 1. М.В. Горский “Обученые основам общей химии” М. Просвещение 1991.
2. І.Г. Хомченко “Загальна хімія” Київ “Вища школа” 1993 р.
Методичні вказівки.
До головної підгрупи 7 групи періодичної системи и елементів Д.І. Менделєєва входять фтор F, хлор CІ, бром Br, йод I та астат At. Загальна назва цієї групи елементів – галогени.
Атом і галогени мають на останньому енергетичному рівні сім електронів: ns2 np5.
З галогенів у земній корі найпоширеніші хлор і фтор. Астат трапляється в дуже незначних кількостях у продуктах розпаду природних радіоактивних речовин.
У вільному стані галогени утворюють прості речовини, що складаються з двохатомних молекул: фтор F2, хлор CІ2, бром Br2, йод I2. При кімнатних умовах (нормальний тиск і температура ~ 20oС) фтор – світло-жовтий газ, хлор – жовто-зелений газ, бром – червоно-бура рідина, йод – темно-фіолетова рідина, йод – темно-фіолетова кристалічна речовина. Вона має різкий запах.
Хлор, бром і йод розчиняються у воді, взаємодіючи з нею. Фтор розкладає воду з вибухом. Розчин хлору у воді називається хлорною водою, брому – бромною водою, йоду – йодною водою. Бром і йод добре розчиняються в органічних розчинниках – спирті, бензолі тощо.
Галогени – отруйні речовини. Вдихання їхньої пари викликає подразнення органів дихання, а у великих кількостях вони можуть викликати ядуху. Газоподібний фтор і рідкий бром викликають сильні опіки шкіри. При роботі з галогенами слід дотримуватись застережних заходів.
Галогени мають високу хімічну активність, яка послаблюється в ряду F2 – CІ2 –Br2 – I2.
Галогени утворюють з воднем такі сполуки: фтороводень HF, хлороводень HCІ, бромоводень HBr, йодоводень HI.
Фтороводень – це безбарвна рідина з температурою кипіння 19,5оС. Решта галагеноводнів за звичайних умов - безбарвні гази.
Головну підгрупу VI групи періодичної системи елементів Д. І. Менделеєва становлять оксиген О, сульфур S, селен Se, телур Te і полоній Po. Загальна назва елементів цієї підгрупи – халькогени.
В атомах халькогенів на останьому енергетичному рівні перебуває по шість електронів: ns2, np4.
Головну підгрупу пятої групи періодичної системи Д. І. Менделєєва складають нітроген N, фосфор P, миш’як Az, сурма Sb і вісмут Bi.
Електронна конфігурація останього енергетичного рівня атомів елементів цієї підгрупи; ns2 np3, тобто вони мають п’ять валентних електронів і можуть виявляти ступені окислення від – 3 до +5.
У вільному стані нітроген утворює одну просту речовину -молекулярний азот N2. В молекулі азоту утворюються три хімічних зв’язки: один σ– і два π-зв’язки, що зображують так:
N ≡ N
Це так званий потрійний зв'язок.
Амоніак – безбарвний газ з різким запахом. При температурі, нижчій за 33,40С, він переходить у рідкий стан. Для амоніаку характерні реакції приєднання і окислення.
Амоніак енергійно взаємодіє з водою. Водний розчин амоніаку має лужну реакцію. Індикатор фенолфталеїн викликає появу малинового забарвлення розчину. Лужна реакція розчину амоніаку пояснюється наявністю гідроксид-іонів у рівноважній системі: NH3 × H2O = NH4+ + OH-.
Водний розчин амоніаку прийнято називати гідроксидом амонію. Йому умовно приписують формулу NH4OH. А також його називають аміачною водою, а в медицині розчин з масовою часткою NH3 - 10% нашатирним спиртом – застосовують у медицині.
Нітроген утворює такі оксиди: N2O - оксид нітрогену (I), або оксид діазоту; NO- оксид нітрогену (II), або монооксид азоту; N2O3 - оксид нітрогену (III), або триоксид діазоту; NO2 - оксид нітрогену (IV), або діоксид азоту; N2O4 - тетроксид діазоту; N2O5 - оксид нітрогену (V), або пента-оксид діазоту.
Нітритна кислота є слабкою одноосновною кислотою. ЇЇ солі називаються нітритами, наприклад NаNO2 – нітрит натрію.
Білий фосфор – м’яка кристалічна речовина. Складається з молекул P4. Плавиться при температурі 44,1 0С.
Дуже добре розчиняється в сірковуглеці CS2. Надзвичайно отруйний і легко займається.
Під час нагрівання білого фосфору утворюється червоний фосфор. Він є сумішшю кількох модифікацій, що мають різну довжину молекул. Колір червоного фосфору залежно від способу та умов добування може змінюватися від світло-червоного до фіолетового і темно – коричневого. Темперетура його плавлення 585 – 600 0С.
Чорний фосфор – найстійкіша модифікація. За зовнішнім виглядом він подібний до графіту. На відміну від білого фосфору червоний і чорний фосфор не розчиняються в сірковуглеці, вони не отруйні і не вогненебезпечні.
Фосфор хімічно активніший, ніж азот. Хімічна активність фосфору залежить від алотропічної модифікації, в якій він перебуває. Так, найактивніший білий фосфор, а найменш активний – чорний фосфор.
При наявності домішок технічний фосфор має жовте забарвлення, в промисловості його називають жовтим фосфором.
Оксид фосфору (ІІІ) – біла кристалічна речовина. Отруйна. У воді розчиняється з утворенням фосфористоїкислоти:
P2O3 + 3H2O = 2H3PO3
Фосфориста кислота та її солі – фосфіти – являються сильними відновниками.
Ортофосфорна кислота – найпоширеніша з усіх кислот фосфору, звичайно її називають просто фосфорною кислотою.
Фосфорна кислота – тверда біла речовина, температура плавління 42,40С. Змішується з водою у будь-яких співвідношеннях. У водних розчинах є трьохосновною кислотою середньої сили.
Середні солі фосфорної кислоти називаються ортофосфатами або фосфатами, наприклад К3PO4 – фосфат (ортофосфат) калію. Як трьохосновна кислота H3PO4 утворює два типи кислих солей, наприклад К2НPO4 – гідрофосфат калію і КН2PO4 – дигідрофосфат калію.
Головну підгруну ІV групи періодичної системи Д.І. Менделєєва складають карбон С, сіліцій Si, германій Ge, олово Sn і свинець Pb.
У атомів цих елементів на останньому енергетичеому рівні є вільна р- орбіталь, тому що s – електрон останнього енергетичногорівня може переходити на цю орбіталь (збуджений атом). Відповідно до такої електронної будови атомів елементи головної підгрупи ІV групи виявляють у сполуках ступені окислення – 4, -2, +4.
Карбон утворює три алотропні видозміни: алмаз, графіт і вугілля.
Алмаз – це безбарвна кристалічна речовина. Його властивості визначаються будовою кристалу. Кристалічна орешітка алмазу побудована так, що кожен атом карбону знаходиться в центрі тетраедра, вершини якого утворюють чотири найближче розташовані атоми. Кожний атом сполучений з чотирма сусідніми атомами міцними рівноцінними ковалентними зв’язками. Така структура алмазу зумовлює його високу твердість. Алмаз практично не проводить електричний струм.
Графіт – це кристалічна речовина сірого кольору з металевим блиском.
Крім розглянутих вище основних алотропних видозмін, карбон існує ще в кількох формах. Це так звані вуглецеві матеріали. До них належить вугілля (кокс, деревне вугілля), технічний карбон (сажа), склокарбон.
Вугілля – це речовина чорного кольору, що містить карбон у вигляді подрібненого графіту. Вугілля утворюється при термічному розкладанні сполук, що містять карбон. Під час нагрівання деревини при недостатній кількості кисню утворюється деревне вугілля. При термічному розкладанні багатьох вуглевмісних речовин, наприклад природного газу, утворюється – сажа. Сажа – це тонкодисперсний чорний порошок, що також складається з сильно подрібненого графіту.
Склокарбон – це твердий матеріал, в його структурі без певного порядку сполучені структурні залишки алмазу, графіту і карбону. Він має ряд цінних властивостей: малу густину, високу механічну міцність, тугоплавкість, хорошу електропровідність.
Адсорбція – це концентрування різних речовин на поверхні поділу двох систем (тверда речовина – рідина, тверда речовина – газ, рідина – газ, рідина - рідина). Речовина, що утворює на своїй поверхні частки, називається адсорбентом. Речовина, що адсорбується називається адсорбатом. Адсорбція може супроводжуватися хімічною реакцією між адсорбентом та адсорбатом. Такий процес називається хемосорбцією.
Карбонати – білі кристалічні речовини. Більшість з них мало розчиненні у воді, лише деякі, наприклад карбонат натрію, калію та амонію, добре розчиняються у воді. Розчини карбонатів мають лужну реакцію.
На відміну від карбонатів усі гідрокарбонати добре розчиняються у воді.
Сіліцій – другий хімічний елемент після кисню за поширеністю на Землі, його масова частка у земній корі становить 27,6 %. Найпоширенішою кремнієвмісною речовиною є оксид сіліцію (ІV) (кремнезем) SiO2. У природі вона трапляється у вигляді мінералу кварцу і багатьох його різновидів (кварцовий пісок, гірський кришталь, кремінь, яшма, агат, опал тощо). Кремнезем – основний компонент будь-якого піску.
Запитання до семінару
1. Який відсоток складає вміст кисню в атмосфері Землі?
2. Напишіть формулу калій пероксиду.
3. Яке має співвідношення водень з киснем у суміші “гримучий газ”?
4. Назві та напишіть тип кристалічної гратки кисню.
5. Назвіть фізичні властивості кисню.
6. Напишіть формули речовин, в яких оксиген виявляє ступінь окиснення –2.
7. Обчисліть та вкажіть масу калій перманганату, що містить 1,25% домішок, необхідну для добування 2,24л кисню.
8. Які властивості характерні для сірководню?
9. Напишіть формулу піриту.
10. Напишіть ступінь окиснення сульфуру у сполуці, що утворюється при згорянні сірководню в надлишку кисню.
11. Напишіть ступінь окиснення сульфуру у сполуці, що утворюється при взаємодії сульфур (ІV) оксиду з киснем в присутності каталізатора.
12. Обчисліть та вкажіть масу (в кг) сульфатної кислоти, яку можна добути,використовуючи 0,4т піриту, що містить 25% домішок.
13. Які властивості виявляє сульфур триоксид?
14. Напишіть рівняння реакції взаємодії сульфур триоксиду з водою.
15. Який тип зв’язку існує в молекулі сульфур триоксиду?
16. Який тип зв’язку існує в молекулі сульфур (ІV) оксиду?
17. Назвіть фізичні властивості сульфур диоксиду.
18. Обчисліть та вкажіть масу (в грамах) сульфур (VІ) оксиду, який можна добути з сульфур (ІV) оксиду об’ємом 112л, якщо вихід продукту реакції від теоретично можливого складає 90%.
19. Напишіть рівняння реакції взаємодії концентрованої сульфатної кислоти з міддю.
20. Напишіть рівняння реакції взаємодії сульфатної кислоти з карбонатом натрію.
21. Яка супінь окиснення сульфуру у сульфатній кислоті?
22. Напишіть рівняння реакції взаємодії концентрованої сульфатної кислоти з ортофосфатною кислотою.
23. Яку роль відіграє сульфатна кислота у окисно-відновних реакціях?
24. Які гази можна сушити пропусканням через концентровану сульфатну кислоту?
25. Яка речовина використовується для лабораторного добування азоту?
26. Напишіть формулу калійної силітри.
27. За допомогою, яких речовин можна добути в лабораторних умовах амоніак?
28. Назві та напишіть тип кристалічної гратки азоту.
29. Назвіть фізичні властивості азоту.
30. Яку ступінь окиснення можуть виявляти атоми нітрогену?
31. Обчисліть та вкажіть масу амоніаку (в грамах), який можна добути з 448л азоту, якщо вихід продукту реакції від теоретично можливого складає 62,5%.
32. Яка ступінь окиснення нітрогену в сполуці, що утворюється при згорянні амоніаку в надлишку кисню у присутності каталізатора?
33. Який ступінь окиснення виявляє нітроген у оксидах?
34. Назвіть фізичні властивості нітроген діоксиду.
35. Який ступінь окиснення має нітроген в нітратній кислоті?
36. Напишіть рівняння реакції взаємодії нітратної кислоти з концентрованою сульфатною кислотою.
37. Яку роль відіграє нітратна кислота у окисно-відновних реакціях?
38. Якого кольору набуває лакмус у присутності амоніаку?
39. Яка ступінь окиснення атому нітрогену в амоніаку?
40. Тривіальна назва водного розчину амоніаку.
41. В якому агрегатному стані за звичайних умов існує амоніак?
42. Назвіть фізичні властивості амоніаку.
43. Які властивості характерні для фосфору?
44. Алотропна модифікація, утворена фосфором, що займається на повітрі.
45. Алотропна модифікація, утворена фосфором, що уявляє собою воскоподібну речовину.
46. Назві та напишіть тип кристалічної гратки білого фосфору.
47. Напишіть формулу преципітату.
48. Назвіть фізичні властивості білого фосфору.
49. Які властивості характерні для карбону?
50. Напишіть формулу питної соди.
51. Назвіть фізичні властивості алмазу.
52. Обчисліть та вкажіть масу осаду (в грамах), що випадає при змішуванні розчину натрій силікату об’ємом 200 мл з масовою часткою солі 21,35% та розчину ферум (ІІ) сульфату об’ємом 0,5л з масовою часткою солі 6,08%.
53. В якому агрегатному стані за звичайних умов існує силіцій оксид?
54. Назвіть властивості кремнію, що широко використовуються у електротехніці.
55. Обчисліть та вкажіть об’єм вуглекислого газу (в літрах), який можна добути з вапняку масою 500г, що містить 10% домішок.
Семінар № 3
Тема: Загальні відомості про метали.
Мета: Закріпити знання студентів про положення металів у періодичній системі. Поглибити знання студентів про фізичні та хімічні властивості металів. Закріпити навички студентів складати рівняння реакцій; розв’язувати задачі за рівняннями хімічних реакцій.
Література: 1. М.В. Горский “Обученые основам общей химии” М. Просвещение 1991.
2. І.Г. Хомченко “Загальна хімія” Київ “Вища школа” 1993 р.
Методичні вказівки.
Із 110 відомих хімічних елементів 88 є металами. Елементи першої – третьої групи (крім водню та бору), а токаж елементи побічних підгруп четвертої – восьмої груп – метали. У головній підгрупі четвертої групи більшість елементів (за винятком кремнію та вуглецю) теж є металами. У головній підгрупі п’ятої групи знаходяться два метали (сурма та вісмут), а у головній підгрупі шостої групи – один (полоній).
Метали в твердому стані – кристалічні речовини з металічним типом зв’язку. У перехідних металах зв’язок між атомами частково є ковалентним.
У природі метали існують переважно у вигляді сполук – оксидів (Fe3O4, Fe2O3), сульфідів (ZnS, PbS, FeS2), сульфатів (CaSO4, BaSO4), хлоридів (KCl, NaCl), карбонатів (CaCO3, FeCO3, ZnCO3), фосфатів (Ca3(PO4)2) і нітратів (NaNO3, KNO3).
Дата добавления: 2015-12-01; просмотров: 51 | Нарушение авторских прав