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

Амфотерниминазиваються 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.