Міністерство аграрної політики україни рогатинський державний аграрний коледж неорганічна хімія

Посібник для виконання лабораторних робіт та самопідготовки з дисципліни “Неорганічна хімія”. Викладено теоретичні основи загальної та неорганічної хімії. Зібрані рекомендації по підготовці до лекційних, лабораторно-практичних занять, самостійного вивчення дисципліни, тести для самоконтролю.

Рекомендовано для студентів денної та заочної форм навчання з спеціальності 5.05170109 “Зберігання, консервування та переробка м’яса”.

Розглянуто і затверджено на засіданні

циклової комісії природничо-математичних

дисциплін.

Протокол №____ від _______ 2010р.

Голова комісії __________ М.О. Лукаш

• 
  найважливіші закони та теорії хімії;
  
• 
  фізичні властивості та характерні зовнішні ознаки вивчених речовин;
  
• 
  зв’язок між складом, будовою, фізичними та хімічними властивостями речовин, способами їх добування, галузями застосування;
  
• 
  якісні та основні хімічні реакції, що характеризують катіони, аніони, що містяться в розчині;
  
• 
  індикаторні реакції на різні середовища розчину;
  
• 
  періодичну систему хімічних елементів Д.І. Менделєєва, ряд електрохімічної активності металів, таблицю розчинності, передбачати властивості речовин;
  
• 
  стандартні та специфічні способи одержання класів неорганічних сполук;
  
• 
  визначення понять “ступінь окислення” , “окисник”, “відновник” та розуміти, які зміни відбуваються під час окислювально-відновних реакцій;
  
• 
  основні положення теорії електролітичної дисоціації; розуміти суть процесів, які відбуваються в розчині;
  
• 
  якісні реакції на вивчені речовини;
  
• 
  хімічну суть генетичного зв’язку між різними класами неорганічних сполук;
  
• 
  бути обізнаними з деякими екологічними проблемами, пов’язаними з хімією; розуміти роль хімії у розв’язанні глобальних проблем людства.
  

• 
  володіти хімічною мовою, користуватися назвами і символами хімічних елементів, назвами простих та складних речовин;
  
• 
  складати хімічні формули, рівняння хімічних реакцій;
  
• 
  розв’язувати розрахункові та експериментальні задачі;
  
• 
  порівнювати властивості елементів та речовин;
  
• 
  узагальнювати знання про хімічні властивості та способи добування для встановлення генетичних зв’язків між металами, неметалами та різними класами неорганічних сполук;
  
• 
  здійснювати хімічні реакції з метою взаємних перетворень неметалів і сполук неметалічних елементів та спостереження за наслідками цих перетворень;
  
• 
  прогнозувати послідовність реакцій, що дозволяють ілюструвати генетичний зв’язок та взаємоперетворення класів неорганічних сполук;
  
• 
  поводитися з хімічним посудом, обладнанням, реактивами;
  
• 
  проводити хімічні операції розчинення, нагрівання, фільтрування, випарювання, розділення;
  
• 
  складати з готових деталей прилади для одержання газів;
  
• 
  експериментально визначати гази;
  
• 
  розпізнавати розчини кислот, лугів, солей;
  
• 
  спостерігати за хімічними явищами;
  
• 
  дотримуватись правил техніки безпеки, чистоти й порядку на робочому місці;
  
• 
  оформляти роботу.
  

ПРОГРАМА

Предмет, завдання та методи хімії. Роль хімії в розвитку галузей промисловості та сільського господарства. Роль вітчизняних вчених у розвитку хімічної науки.

Значення атомно-молекулярного вчення як фундаменту сучасної хімії.

Основні закони хімії: закон збереження маси речовин, закон кратних відношень, закон еквівалентів, закон сталості складу сполук. Закон Авогадро.

Розрахунки за хімічними формулами та рівняннями.

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

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.

2. 
   ТИПИ ХІМІЧНИХ ЗВ’ЯЗКІВ
   

3. 
   КЛАСИФІКАЦІЯ НЕОРГАНІЧНИХ СПОЛУК
   

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.

4. 
   ЗАКОНОМІРНОСТІ ПЕРЕБІГУ ХІМІЧНИХ РЕАКЦІЙ
   

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

5. 
   РОЗЧИНИ
   

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
   

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.

7. 
   ОКИСЛЮВАЛЬНО-ВІДНОВНІ РЕАКЦІЇ
   

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

8. 
   НЕМЕТАЛИ
   

Загальна характеристика галогенів, їх властивості, добування та застосування.

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

Загальна характеристика оксигеновмісних сполук Хлору.

2. 
   НЕМЕТАЛИ ШОСТОЇ ГРУПИ
   

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.

2. 
   НЕМЕТАЛИ П’ЯТОЇ ГРУПИ
   

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

2. 
   НЕМЕТАЛИ ЧЕТВЕРТОЇ ГРУПИ
   

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. 
   МЕТАЛИ
   

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.

2. 
   МЕТАЛИ ГОЛОВНИХ ПІДГРУП
   

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.

2. 
   МЕТАЛИ ПОБІЧНИХ ПІДГРУП
   

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.

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
   

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

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
   

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

2. 
   ТИПИ ХІМІЧНИХ ЗВ’ЯЗКІВ
   

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 :
   

3. 
   КЛАСИФІКАЦІЯ НЕОРГАНІЧНИХ СПОЛУК
   

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.

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
   

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 ?
   

5. 
   РОЗЧИНИ
   

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
   

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 .

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.

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
   

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 :
   

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.
   

Загальна характеристика галогенів, їх властивості, добування та застосування.

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

Загальна характеристика оксигеновмісних сполук Хлору.

Література

Л-1, с. 338-359 , Л-2, с. 92-102.

Методичні вказівки

Необхідно вміти дати загальну характеристику галогенів за їх положенням у періодичній системі Д.І. Менделєєва.

Засвоїти властивості хлору, звернути увагу на якісну реакцію на хлорид-іон.

Якісна реакція на Сl⁻ - солі арґентуму (І) : Сl⁻ + Ag⁺↓― білий осад.

Вміти коротко характеризувати фтор, бром, йод.
Питання для самоперевірки

1. 
   Побудувати електронно-графічну формулу атома хлору.
   
2. 
   Порівняти відновні властивості галогеноводнів (відновлення сульфатної кислоти бромідом натрію, йодидом калію).
   
3. 
   Порівняти окисні властивості галогенів, у тому числі Фтору, брому, йоду.
   

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.

Література

Л-1, с. 359-383 , Л-2, с. 102-114 .

Методичні вказівки

Сульфур ( ІV ) оксид S⁺⁴O₂^-2 ( діоксид сірки ).

Сульфур ( VІ ) оксид S⁺⁶O₃^-2 ( триоксид сірки ).

Сульфатна кислота Н₂SO₄ , у ній Сульфур має ступінь окислення +6.

При розчиненні сульфур ( VІ ) оксиду у воді утворюється сульфатна кислота :

SO₃ + H₂O = H₂SO₄ + 79 кДж.

Студент повинен засвоїти контактний спосіб виробництва сульфатної кислоти.

При вивченні властивостей сульфатної кислоти слід звернути увагу на особливості властивостей розведеної та концентрованої кислоти. Не можна доливати воду до концентрованої кислоти, треба доливати кислоту у воду.

1. 
   Будова атомів Оксигену та Сульфуру.
   
2. 
   Алотропія кисню. Озон.
   
3. 
   Одержання сульфатної кислоти та її застосування.
   
4. 
   Написати гідроліз солі сульфіду натрію.
   
5. 
   Написати реакцію взаємодії магнію з концентрованою сульфатною кислотою з утворенням сірководню.
   

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

Література

Л-1, с. 383-417 , Л-2, с. 115-132 .

Методичні вказівки

Необхідно знати будову молекули амоніаку, тип хімічного зв’язку. Зверніть увагу на лужні властивості гідроксиду амонію.

Засвоїти ступінчату дисоціацію ортофосфатної кислоти.

Питання для самоперевірки

1. 
   Як одержати амоніак у лабораторних умовах, у промисловості?
   
2. 
   Який тип хімічного зв’язку в молекулі амоніаку?
   
3. 
   Навести приклади солей амонію.
   
4. 
   Яка якісна реакція на йон амонію?
   
5. 
   Назвати алотропні модифікації фосфору.
   
6. 
   Написати формули фосфатних добрив та застосування в промисловості.
   

4. 
   НЕМЕТАЛИ ЧЕТВЕРТОЇ ГРУПИ
   

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.
Література

Л-1, с. 417-434 , Л-2, с. 136-158 .

Методичні вказівки
З’ясуйте фізичні властивості алмазу та графіту. Зверніть увагу на те, що атоми Карбону в алмазі знаходяться на однаковій відстані один від одного, тому алмаз – найтвердіша в природі речовина.

У графіті атоми Карбону розміщені шарами. Зв’язки між атомами двох шарів менш міцні, ніж між атомами одного шару.

У 1968 році в лабораторії російського вченого А. Сладкова синтезували третю видозміну вуглецю – карбін, який має лінійну структуру. Густина та твердість карбіну більша ніж графіту, але менша ніж алмазу. Карбін – речовина білого кольору, напівпровідник.

Зверніть увагу на явище адсорбції – поглинання однієї речовини поверхнею іншої.

Речовини, на поверхні яких відбувається поглинання, називаються адсорбентами. Адсорбційна здатність адсорбента залежить від площі його поверхні. Для збільшення адсорбційної здатності вугілля його активують – діють перегрітою водяною парою.

Вивчаючи хімічні властивості Карбону, необхідно виділити відновні та окисні властивості. Карбон (ІV) оксид розчиняється у воді з утворенням карбонатної кислоти. Зверніть увагу, що всі солі карбонатної кислоти в результаті нагрівання (крім солей лужних металів) розкладаються з виділенням вуглекислого газу.

Звичайне віконне або пляшкове скло виробляють, сплавляючи силіцій (ІV) оксид у вигляді кварцу або піску з кальцій карбонатом (вапняк, мармур) і натрій карбонатом (сода). Склад скла, що утворюється, можна описати приблизно формулою: Na₂O ∙ CaO ∙ 6SiO₂.

Питання для самоперевірки

1. 
   Що таке адсорбція?
   
2. 
   Як одержати кальцій карбід?
   
3. 
   Яка речовина та за яких умов утворюється при взаємодії графіту з воднем?
   
4. 
   Написати реакцію відновлення міді з її оксиду за допомогою карбон (ІІ) оксиду.
   
5. 
   Який оксид карбону бере участь у фотосинтезі?
   
6. 
   Написати реакцію одержання магній силіциду.
   
7. 
   Які природні сполуки силіцію використовують для виробництва скла, фарфору, керамічних виробів?
   

9. 
   МЕТАЛИ
   

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.

Л-1, с. 513-550 , Л-2, с. 164-180 , Л-5, с. 92-112.

Методичні вказівки
Під час розгляду питання про положення металів у періодичній системі зверніть увагу на те, що d-елементи в таблиці Д.І. Менделєєва є металами.

Необхідно засвоїти загальні фізичні властивості металів та специфічні фізичні властивості.

Атоми металів, як правило, мають у зовнішньому електронному шарі один або два електрони. Атоми металів мають низькі значення потенціалів іонізації, тому легко віддають свої електрони і перетворюються у позитивно заряджені йони.

Атоми металів побічних підгруп мають, як правило, у зовнішньому електронному шарі 1-2 електрони, а в передостанньому – більше восьми електронів. Значення потенціалів іонізації атомів цих металів вищі, а їх активність із збільшенням порядкових номерів зменшується. Так, найактивнішим металом побічної підгрупи І групи є Купрум, найменш активним – Аурум.

1. 
   Знаходження металів у періодичній системі елементів.
   
2. 
   Що характерно для будови зовнішнього енергетичного рівня атомів металів?
   
3. 
   Назвати загальні фізичні властивості металів.
   
4. 
   Назвати специфічні фізичні властивості металів.
   
5. 
   Як одержати луги?
   
6. 
   Які хімічні властивості виявляють метали?
   
7. 
   Які способи добування металів Ви знаєте?
   
8. 
   Які види корозії металів Ви знаєте?
   
9. 
   Які методи боротьби з корозією?
   

2. 
   МЕТАЛИ ГОЛОВНИХ ПІДГРУП
   

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.

Література

Л-1, с. 513-550 , Л-2, с. 164-180 , Л-5, с. 92-112.

Л-1, с. 608-618 , Л-2, с. 187-193.
Методичні вказівки
Вивчіть характеристику елементів за положенням у періодичній системі. Зверніть увагу, що лужні метали є типовими металами з високою хімічною активністю, сильні відновники. Як дуже електропозитивні елементи лужні метали легко сполучаються з неметалами та утворюють солі. У ряді напруг займають крайнє ліве положення. Розкладають воду, виділяючи з неї водень і утворюючи луги.

Атоми елементів ІІ групи головної підгрупи мають на S-підрівні зовнішнього енергетичного рівня по два електрони. Це S²-елементи. Зверніть увагу на те, що за хімічними властивостями елементи ІІ групи головної підгрупи близькі до елементів ІА групи (швидко окиснюються на повітрі та можуть витіснити водень з води та кислот).

Якісною реакцією на йони кальцію є пропускання карбон (ІV) оксиду через вапняну воду, після чого прозорий розчин мутніє, тому що утворюється нерозчинний у воді кальцій карбонат.

Під час вивчення властивостей алюмінію зверніть увагу на амфотерність. Щоб дослідити, наприклад, амфотерність алюмінію, необхідно провести реакції як з кислотою, так і з лугом:

Аl(OH)₃+ 3НСl → AlCl₃ +3H₂О

Аl(OH)₃ +3 NaOH → Na₃[Аl(OH)₆] гексагідроксоалюмінат натрію.

Ознайомтеся з формулами природних сполук алюмінію.
Питання для самоперевірки

1. 
   Порівняйте хімічні властивості елементів ІА групи та ІІА групи.
   
2. 
   Опишіть основні властивості лужних металів, виходячи з будови їх атомів.
   
3. 
   Дайте характеристику фізичних властивостей лужних металів.
   
4. 
   З якими речовинами вступають в хімічні реакції лужні метали?
   
5. 
   Чому луги треба зберігати в добре закритому посуді?
   
6. 
   Опишіть промислові методи добування лугів.
   
7. 
   Які метали належать до лужноземельних?
   
8. 
   Написати якісну реакцію на йони кальцію.
   
9. 
   Види твердості води та способи її усунення.
   
10. 
    Що таке хлорне вапно?
    
11. 
    Написати формули корунду, бокситу, каоліну, польового шпату.
    
12. 
    Яка амфотерність алюміній гідроксиду та алюміній оксиду?
    
13. 
    Як одержують алюміній у промисловості?
    
14. 
    Навести приклади використання алюмінію та його сплавів?
    

2. 
   МЕТАЛИ ПОБІЧНИХ ПІДГРУП
   

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.

Л-1, с. 633-641 , Л-2, с. 198-199 .

Л-1, с. 642-646 , Л-2, с. 204-210.

Л-1, с. 649-676 , Л-2, с. 211-215, Л-5, с. 112-117.

Л-1, с. 551-563, с.599-608 , Л-2, с. 219-220.

Методичні вказівки

Металевий хром пасивується концентрованою нітратною кислотою, “царською горілкою” при кімнатній температурі. Сполуки хрому (ІІ) – малостійкі. Сполуки хрому (VI) – CrO₃ , добре розчиняються у воді, утворюють суміш двох кислот: хроматної H₂CrO₄ і дихроматної H₂Cr₂O₇. Солі хроматної кислоти – хромати (К₂CrO₄), солі дихроматної кислоти – дихромати (К₂Cr₂O₇).

У порівнянні з галогенами підгрупа Мангану є тільки відновником. Практичне значення має лише Манган. Студент повинен розуміти оксиди

мангану. Манган (ІІ) оксид MnO – зелений порошок, має основний характер. Манган (ІV) оксид MnO₂ – тверда чорна порошкоподібна речовина амфотерного характеру. Манган (VI) оксид MnO₃ у вільному стані не виділено.

Розрізняють кислоти:

манганатна кислота H₂МnO₄ – у вільному стані не виділена, солі − манганати (К₂МnO₄);

перманганатна кислота HМnO₄ – існує тільки у водному розчині, сильна кислота, солі – перманганати (КМnO₄ – енергійний окисник). Треба вміти проаналізувати окиснення Мангану в різних середовищах:

у кислому середовищі : Мn⁺⁷ → Мn⁺²;

у лужному середовищі: Мn⁺⁷ → Мn⁺⁶;

у нейтральному середовищі: Мn⁺⁷ → Мn⁺⁴. Записати необхідні реакції.
Треба вміти дати загальну характеристику металів VІІІ групи на основі їх положення в періодичній системі, побудувати електронні формули родини Феруму.

Ферум, Кобаль, Нікель мають стійкі сполуки зі ступенем окиснення +2, +3. Багато загальних рис мають ще шість елементів другої та третьої тріади, які в природі зустрічаються разом.

При вивченні металів VІІІ групи зверніть увагу на властивості ферум (ІІ) гідроксиду та ферум (ІІІ) гідроксиду. З’ясуйте, що таке леговані сталі (з домішками хрому, мангану, ванадію).
Зверніть увагу, що зовнішній рівень електронної оболонки у всіх елементів підгрупи Купруму в нормальному стані однаковий: S¹, ступінь окиснення +2, їх типові оксиди Ме₂О, галоген іди МеСl, сульфіди Ме₂S і не утворюють негативних йонів.

В електрохімічному ряді напруг ці елементи знаходяться після Гідрогену (вправо від Гідрогену), тому воду не розкладають і в розбавлених сульфатній та хлоридній кислотах не розчиняються.

Цинк енергійно взаємодіє з усіма кислотами та лугами.

Треба вміти пояснити амфотерність цинк гідроксиду. Зверніть увагу на те, що при взаємодії з лугом утворюється комплексна сполука Na₂[Zn(OH)₄].
Питання для самоперевірки

1. 
   Використання металевого хрому та його сплавів.
   
2. 
   Написати формули: плюмбум хромат, амоній дихромат, хром (ІІІ) сульфат.
   
3. 
   Побудувати електронну формулу атома Мангану ₊₂₅ Мn.
   
4. 
   Написати рівняння реакції взаємодії манган (ІІ) гідроксиду з хлоридною кислотою.
   
5. 
   Написати рівняння реакції окиснення ферум (ІІ) сульфату калій перманганатом в кислому середовищі.
   
6. 
   Записати рівняння реакції швидкого буріння Mn(OН)₂ на повітрі.
   
7. 
   Написати формули сполук: ферум (ІІ) оксид, гемітриоксид заліза.
   
8. 
   Як одержати ферум (ІІ) гідроксид, ферум (ІІІ) гідроксид7
   
9. 
   Навести приклади солей феруму (ІІ) і солей феруму (ІІІ).
   
10. 
    Написати якісні реакції на йони феруму Fe²⁺, Fe³⁺.
    
11. 
    Які фізичні властивості міді?
    
12. 
    Взаємодія з киснем з утворенням купрум (ІІ) оксиду та купрум (І) оксиду.
    
13. 
    Назвати сплави міді.
    
14. 
    Як одержати цинк гідроксид?
    
15. 
    Як записати реакції, які підтверджують амфотерність цинк гідроксиду?
    
16. 
    Цинк у природі, його сплави, їх використання.
    

Л-1. Глинка Н.Л. Общая химия / Под. Ред. Рабиновича В.А. – М. : Химия, 1988

Л-2. Шамшин Д.Л. Химия. Учебное пособие. – М. : Высшая школа, 1980.

Л-3. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии. – М. : Химия, 1987.

Л-4. Петров М.М. Неорганическая химия, 1976.

Л-5. Чайченко Н.Н., Скляр А.М. Основи загальної хімії : Підручник для

11- класу середньої загальноосвітньої школи з поглибленим вивченням

хімії / За ред. кандидата педагогічних наук Чайченко Н.Н. 3-тє вид. – К. :

Освіта, 1998.

Л-6. Хомченко І.Г. Загальна хімія. – К. : Вища школа, 1993.

Л-7. Ахметов Н.С. Неорганическая химия. – К. : Вища школа, 1995.

Л-8. Некрасов Б.В. Учебник общей химии. – М. : Химия, 1975.

1. 
   Хомченко Р.П., Цитович И.К. Неорганическая химия. – М. : Высшая
   

2. 
   Романова Н.В. Загальна та неорганічна хімія. –К. : Вища школа, 1988.
   
3. 
   Карнаухов О.І., Мельничук Д.О., Чеботько К.О., Копілевич В.А.
   

Мr = ---------

1/12 m_oС

Кількість речовини γ – це відношення числа молекул N, що містяться в даній речовині, до числа N_А атомів у 0,012 кг Карбону: γ = N/ N_А

Число структурних одиниць, що міститься в одному молі будь-якої речовини, називають числом Авогадро.

Явище існування хімічного елемента у вигляді кількох простих речовин називається алотропією.

Для визначення валентностей атомів елементів у сполуках слід пам’ятати:

• 
  валентність буває постійною та змінною;
  
• 
  у формулах бінарних сполук сумарна валентність усіх атомів одного елемента завжди дорівнює сумарній валентності всіх атомів іншого елемента;
  
• 
  Оксиген завжди двовалентний;
  
• 
  Гідроген завжди одновалентний.
  

Знаючи валентність елементів, що утворюють певну речовину, можна скласти їх хімічну формулу.

1. 
   Знаходимо найменше спільне кратне валентностей обох елементів.
   

2. 
   Найменше спільне кратне ділимо на валентність кожного атома, отримуємо кількість атомів елементів у сполуці, тобто індекси:
   

6:2=3 – кількість атомів Сульфуру .

3. 
   Записуємо одержані індекси: Аl₂S₃ .
   

1. 
   Відомо валентність одного з елементів – Оксигену – ІІ
   

Р₂О₅

2. 
   Враховуючи число атомів Оксигену в сполуці, обчислюємо сумарну валентність п’яти атомів Оксигену: 2×5=10. Вона дорівнює десяти.
   
3. 
   Ці десять одиниць валентності ділимо на два атоми Фосфору: