РОЗЧИНИ. Загальна характеристика галогенів, їх властивості, добування та застосування

МЕТАЛИ

НЕМЕТАЛИ

8.1. НЕМЕТАЛИ СЬОМОЇ ГРУПИ

Загальна характеристика галогенів, їх властивості, добування та застосування.

Сполуки галогенів з гідрогеном, їх добування, властивості та застосування.

Загальна характеристика оксигеновмісних сполук Хлору.

8.2. НЕМЕТАЛИ ШОСТОЇ ГРУПИ

Загальна характеристика властивостей неметалів шостої групи на основі їх положення в періодичній системі елементів та будови електронних оболонок атома. Ступінь окислення.

Сульфур, його властивості, застосування.

Сірководень, добування, властивості, застосування. Відновні властивості сірководню. Сульфіди, їх властивості.

Сульфур (ІV) оксид, його добування, властивості, застосування.

Сульфітна кислота. Відновні та окисні властивості сульфітної кислоти.

Сульфатна кислота, її фізичні та хімічні властивості, добування. Солі сульфатної кислоти, їх властивості, застосування.

8.3. НЕМЕТАЛИ П’ЯТОЇ ГРУПИ

Загальна характеристика властивостей елементів головної підгрупи V групи на основі положення в періодичній системі та будови їх атомів.

Нітроген, азот. Властивості, добування та застосування азоту в промисловості.

Амоніак, його добування, властивості, застосування. Амоній гідроксид. Солі амонію, їх властивості, застосування.

Коротка характеристика оксидів Нітрогену.

Нітритна кислота, її окисні та відновні властивості. Солі нітритної кислоти.

Нітратна кислота, її добування, властивості, добування, застосування. Солі нітратної кислоти, їх властивості, застосування. Вплив нітратів та нітритів на якість харчових продуктів.

Фосфор. Алотропні видозміни фосфору, їх властивості. Хімічні властивості фосфору: взаємодія з металами, киснем, галогенами. Добування та застосування фосфору.

Фосфор (V) оксид та фосфорні кислоти. Ортофосфатна кислота, її солі. Застосування солей ортофосфатної кислоти

8.4. НЕМЕТАЛИ ЧЕТВЕРТОЇ ГРУПИ

Загальна характеристика елементів головної підгрупи четвертої групи на основі положення в періодичній системі та будови електронних оболонок їх атомів.

Карбон, знаходження в природі. Фізичні та хімічні властивості алотропних видозмін Карбону.

Карбон (ІІ) оксид та карбон (ІV) оксид, їх властивості, добування, застосування.

Карбонатна кислота, її солі. Застосування солей карбонатної кислоти.

Силіцій. Добування та властивості силіцію. Силіцій (ІV) оксид та силікатні кислоти.

9.1. ЗАГАЛЬНІ ВЛАСТИВОСТІ МЕТАЛІВ

Загальні відомості про метали. Розміщення металів в періодичній системі.

Будова електронних оболонок атомів металів малих і великих періодів.

Фізичні та хімічні властивості металів. Ряд напруг металів. Форми існування та поширення металів у природі. Найважливіші способи добування металів.

9.2. МЕТАЛИ ГОЛОВНИХ ПІДГРУП

Метали головної підгрупи І групи. Загальна характеристика властивостей металів головної підгрупи І групи на основі положення в періодичній системі та будови електронних оболонок їх атомів. Лужні метали в природі. Фізичні та хімічні властивості лужних металів (натрію, калію), їх добування, застосування.

Метали головної підгрупи ІІ групи, їх характеристика на основі положення в періодичній системі та будови електронних оболонок атомів.

Магній і кальцій. Природні сполуки. Хімічні властивості, добування, застосування. Твердість води та методи їх усунення.

Загальна характеристика властивостей металів головної підгрупи ІІІ групи на основі будови електронної оболонки їх атомів та положення в періодичній системі. Алюміній, фізичні та хімічні властивості, застосування. Амфотерність оксиду та гідроксиду алюмінію.

9.3. МЕТАЛИ ПОБІЧНИХ ПІДГРУП

Метали побічних підгруп на основі будови їх атомів та положення в періодичній системі.

Метали побічної підгрупи VІ групи. Загальна характеристика та властивості металів підгрупи Хрому на основі будови їх атомів та положення в періодичній системі.

Хром, фізичні та хімічні, добування хрому, застосування. Сполуки хрому. Амфотерний характер оксиду і гідроксиду хрому (ІІІ). Хром (VІ) оксид. Хроматна і дихромат на кислоти. Хромати і дихромати, їх застосування.

Метали побічної підгрупи VІІ групи, їх загальна характеристика на основі положення в періодичній системі та будови їх атомів.

Манган, добування, фізичні та хімічні властивості. Сполуки Мангану. Окисні властивості перманганатів, їх застосування.

Метали побічної підгрупи VІІІ групи, їх загальна характеристика на основі положення в періодичній системі та будови їх атомів.

Ферум, фізичні та хімічні властивості. Сполуки феруму (ІІ) і феруму (ІІІ). Використання сполук феруму.

Метали побічної підгрупи І групи, їх загальна характеристика на основі положення в періодичній системі та будови їх атомів.

ЛІТЕРАТУРА

1. Басов В.П., Юрченко О.Г. Хімія. Навчальний посібник. – К.: Каравела, 2001.

2. Глінка М.Л. Загальна хімія /За ред.. В.А. Рабиновича/. – К.: Вища школа, 1982.

3. Загальна та неорганічна хімія: Методичні вказівки до виконання лабораторних робіт з елементами неорганічного синтезу, теми семінарів та контрольні завдання для студентів напряму 0916 “Хімічна технологія та інженерія” для денної форми навч. /Упор.: Осадчий В.Д. та ін../ - К.: КНУТД, 2004.

4. Котур Б.Я. Хімія. Практикум: навч. Посібник. Львів: видавничий центр ЛНУ ім. Івана Франка, 2004.

5. Луцевич Д.Д. Задачі та їх розв’язок: Навчальний посібник для студентів фарм. факультетів. – Вінниця, 2003.

6. Рейтер Л.Г., Степаненко О.М., Басов В.П. Теоретичні розділи загальної хімії. Навчальний посібник. – К.: Каравела, 2003.

7. Романова Н.В. загальна та неорганічна хімія. – К.: Вища школа, 1988.

8. Середа І.П. Хімія: Методика складання рівнянь окисно-відновних реакцій. – К.: Либідь – Партнер, 1999.

9. Скопенко В.В., Григооєва В.В. Найважливіші класи неорганічних сполук. Навчальний посібник для студентів хімічних спеціальностей вищих навчальних закладів. – К.: Либідь, 1996.

10. Степаненко О.М., Рейтер Л.Г., Ледовський В.М., Іванов С.В. Загальна та неорганічна хімія. Ч.1. – К.: Педагогічна преса, 2002.

11. Цвєткова Л.Б. неорганічна хімія: теорія і задачі: Навчальний посібник – 2-ге вид., виправлене і доповнене. – Львів: Магнолія плюс; видавець СПД ФО В.М. Піча, 2006.

1. БУДОВА АТОМА ТА ПЕРІОДИЧНА СИСТЕМА Д.І. МЕНДЕЛЄЄВА

Будова атома.

Енергетичний стан електрона в атомі. Головне квантове число. Форми та просторова орієнтація електронних хмар. Магнітне і спінове квантові числа. Багато електронні атоми. Електронні формули. Принцип Паулі. Правило Гунда. Перше і друге правила Клечковського. Електронні структури атомів.

Періодичний закон, періодична система елементів Д.І. Менделєєва. Характеристика елементів за положенням у періодичній системі та у світлі вчення про будову атома.

Література

Л-1, с. 101-149, Л-2, с. 52-59, Л-5, с. 17-37.

Методичні вказівки

Студент повинен засвоїти будову періодичної системи Д.І. Менделєєва, зміни властивостей залежно від положення в періодичній системі.

Уміти описати чотири квантові числа, розуміти принцип Паулі, правило Гунда. Уміти побудувати електронні формули елементів малих періодів, знати особливості будови атомів елементів великих періодів, порядок заповнення електронних орбіталей.

Знати, де розміщені в періодичній системі S – елементи, Р – елементи, d – елементи і f – елементи; визначати кількість електронів, протонів, нейтронів в атомі. Щоб визначити кількість нейтронів в ядрі атома певного елемента, необхідно від атомної маси цього елемента відняти кількість протонів. Кількість протонів дорівнює номеру елемента, тобто заряду ядра.

Питання для самоперевірки

1. Яка будова періодичної системи?

2. Де розташовані в періодичній системі метали, неметали?

3. Побудувати електронну формулу атома скандію ₊₂₁ Sc.

4. Назвати квантові числа. Що вони характеризують?

5. Де розміщені d – елементи в періодичній системі, який елемент має

формулу 3d⁶?

6. Наукове і філософське значення періодичного закону Д.І. Менделєєва

2. ТИПИ ХІМІЧНИХ ЗВ’ЯЗКІВ

Типи хімічних зв’язків, їх утворення. Ковалентний зв’язок (полярний і неполярний). Донорно-акцепторний зв’язок. Метод валентних зв’язків. Механізм утворення ковалентного зв’язку. Йонний зв’язок. Металічний зв’язок.

Література

Л-1, с. 101-149, Л-2, с. 52-59, Л-5, с. 17-37.

Методичні вказівки

Треба засвоїти види хімічного зв’язку: йонний, ковалентний неполярний і полярний, водневий, координаційний (донорно – акцепторний)

на прикладі амоніаку, металів та інші.

Вміти пояснити валентність з точки зору вчення про будову атома.

Розуміти електронегативність та ступінь окиснення елементів у сполуках. Ступінь окиснення буває позитивним, негативним і нульовим.

Н⁺¹Сl ­^-1, K⁺¹ Mn⁺⁷ O₄^-2, H₂⁰, Fe ⁰.

Питання для самопідготовки

1. Назвати види хімічних зв’язків.

2. Охарактеризувати ковалентний хімічний зв’язок.

3. Дати поняття про Ϭ - і π - зв’язки.

4. Що таке електронегативність?

5. Визначити ступінь окиснення Сульфуру в сульфатній кислоті.

6. Визначити ступені окиснення Мангану в сполуках:

K₂MnO₄ , KMnO₄.

3. КЛАСИФІКАЦІЯ НЕОРГАНІЧНИХ СПОЛУК

Речовини прості та складні.

Оксиди, їх номенклатура, класифікація, способи добування, властивості.

Кислоти, їх номенклатура, класифікація, способи добування, властивості.

Основи, їх номенклатура, класифікація, способи добування, властивості.

Амфотерні оксиди та гідроксиди.

Солі, їх класифікація, номенклатура, способи добування, властивості.

Література

Л-1, с. 37-46.

Методичні вказівки

Необхідно знати найважливіші класи неорганічних сполук: оксиди, основи, кислоти, солі та їх склад, одержання, класифікацію.

Наприклад:

Na₂CO₃ – cередня сіль;

NaHCO₃ – кисла сіль;

AlOHCl₂ – основна сіль.

Оксиди бувають основні, кислотні, амфотерні.

Необхідно розуміти зв’язок між класами неорганічних сполук.

Питання для самопідготовки

1. Як класифікують оксиди?

2. Навести приклади основних, кислотних і амфотерних оксидів.

3. Методи одержання основ.

4. Як записати хімічними реакціями амфотерність алюміній гідроксиду?

5. Навести приклади оксигеновмісних та безоксигенових кислот, сильних і слабких кислот.

6. Хімічні властивості кислот.

7. Способи одержання солей.

8. Написати приклади сульфатів, сульфідів, сульфітів, розставити ступені окислення над елементами (особливо Сульфуру).

4. ЗАКОНОМІРНОСТІ ПЕРЕБІГУ ХІМІЧНИХ РЕАКЦІЙ

Швидкість хімічних реакцій. Залежність швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин. Закон діючих мас. Вплив температури на швидкість реакції. Правило Вант-Гоффа. Каталіз.

Незворотні та зворотні реакції. Хімічна рівновага. Константа хімічної рівноваги. Зміщення хімічної рівноваги при зміні концентрації реагуючих реагуючих речовин, температури, тиску. Принцип Ле-Шательє.

Література

Л-1, с. 158-192, Л-5, с. 37-58.

Методичні вказівки.

Необхідно розуміти основні закономірності перебігу хімічних реакцій. Звернути увагу на те, що тепловий ефект реакцій буває позитивним (екзотер –

мічні реакції), які відбуваються з виділенням енергії, і негативним (ендотер –

мічні реакції), які відбуваються з поглинанням енергії. Швидкість реакцій залежить від багатьох факторів: температури, концентрації речовини, а також від наявності каталізатора.

Питання для самопідготовки.

1. Поняття теплового ефекту реакцій.

2. Що називається швидкістю хімічної реакції?

3. Від яких факторів залежить швидкість реакцій?

4. Що таке константа швидкості реакції?

5. Наведіть приклади гомогенного і гетерогенного каталізу. Поясніть механізм дії каталізатора в обох випадках.

6. Охарактеризуйте стан хімічної рівноваги. Зміна яких факторів викликає зміщення хімічної рівноваги?

7. Як змінюється швидкість реакцій з підвищенням температури на кожні 10⁰ С?

Розчини. Природа розчинів. Гідратна теорія розчинів Д.І.Менделєєва. розчини в природі. Класифікація розчинів.

Концентрація розчинів: масова частка (у відсотках), молярна концентрація, молярна концентрація еквівалента (нормальна концентрація). Перехід від однієї форми виразу концентрації до іншої.

6. ТЕОРІЯ ЕЛЕКТРОЛІТИЧНОЇ ДИСОЦІАЦІЇ

Механізм розчинення у воді речовин з різним характером зв’язків.

Теорія електролітичної дисоціації. Дисоціація основ, кислот, солей. Ступінчата дисоціація.

Ступінь дисоціації. Сильні та слабкі електроліти. Константа дисоціації. Реакції обміну між електролітами.

Гідроліз солей. Поняття про ступінь гідролізу. Роль гідролізу в харчовій промисловості.

Література

Л-1, с. 197-249, Л-2, с. 68-89, Л-5, с. 58-70.

Методичні вказівки

Важливе значення мають основні положення гідратної теорії розчинів Д.І.Менделєєва. Від механічних сумішей розчини відрізняються своєю однорідністю.

За своїм агрегатним станом розчини можуть бути поділені на газові (га-

зові суміші),рідкі та тверді. До твердих розчинів належать сплави.

Зверніть увагу на те, що масова частка розчиненої речовини найчастіше виражається у відсотках, є відношенням маси розчиненої речовини до загальної маси розчину і показує, скільки відсотків розчиненої речовини міститься в 100 г розчину: m_A

W_A = ── 100%

m

де m_A – маса розчиненої речовини А у грамах, m – загальна маса розчину. Розчинність твердих речовин залежить від температури, а розчинність газів – від тиску і температури.

Необхідно засвоїти способи вираження концентрації розчинів. Концентрація буває молярна, масова і об’ємна, це фізичні величини. Важливим поняттям є еквівалент.

Вивчіть основні положення теорії електролітичної дисоціації, механізм розчинення у воді речовин з різним характером зв’язку.

Треба засвоїти типи гідролізу.

Питання для самоперевірки

1. Що таке гідратація, сольватація?

2. Класифікація розчинів.

3. Назвати види концентрації.

4. Як визначити еквівалент кислоти, основи, солі?

5. Дані речовини: NaOH, H₂SO₄, NH₄OH, H₂CO₃. Які з них належить до сильних електролітів?

6. Що називається розчинністю, від чого вона залежить у різних речовинах, які утворюють розчини?

7. Як можна визначити вміст розчиненої речовини в розчині?

8. Написати ступінчасту електролітичну дисоціацію ортофосфатної кислоти.

9. Назвати типи гідролізу солей і написати гідроліз солі Na₂CO₃ за першим ступенем.

7. ОКИСЛЮВАЛЬНО-ВІДНОВНІ РЕАКЦІЇ

Окислювально-відновні реакції, їх класифікація. Складання рівнянь окислювально-відновних реакцій методом електронного балансу.

Найважливіші окисники та відновники, їх використання. Використання окислювально-відновних процесів у харчовій промисловості.

Література

Л-1, с. 225-295, Л-2, с. 64-67.

Методичні вказівки

Студент повинен знати, що таке окислення, відновлення, що при окисленні йде втрата атомом (йоном) одного або декількох електронів, а при відновленні – придбання електронів. При складанні окисно – відновних реакцій позначається ступінь окислення елементів реакцій, записується електронний баланс, ставляться коефіцієнти.

Треба мати поняття про реакції самоокислення, самовідновлення.

Знати суть електролізу, звернути увагу, які процеси відбуваються на катоді

(негативно зарядженому електроді) і на аноді (позитивно зарядженому електроді), а також на позитивно заряджені йони – катіони та негативно заряджені йони – аніони.

Питання для самоперевірки

1. Скласти реакції окислення – відновлення:

Zn + HCl =

Mg + O₂ =

Дописати результати реакцій, розставити ступінь окислення над елементами, скласти електронний баланс, розставити коефіцієнти, що одержані.

2. Що називається окисленням, відновленням, окислювачем, відновником?

3. Що таке електроліз? Суть електролізу.

4. Які процеси відбуваються на катоді, аноді?

5. Записати відповідні реакції при електролізі солі купрум (ІІ) хлориду.

Дата добавления: 2014-11-29