Вищий навчальний заклад укоопспілка

ВИЩИЙ НАВЧАЛЬНИЙ ЗАКЛАД УКООПСПІЛКА

ПОЛТАВСЬКИЙ УНІВЕРСИТЕТ ЕКОНОМІКИ І ТОРГІВЛІ

Кафедра хімії

Хімія

 

Навчально-методичний посібник для самостійного вивчення дисципліни за кредитно-модульною системою організації навчального процесу

 

для студентів напряму підготовки

6.030510. „Товарознавство і торговельне підприємство”,

Програма професійного спрямування

„Товарознавство та експертиза в митній справі”,

„Товарознавство і комерційна діяльність”

 

 

Автори: Іващенко О.Д., к.х.н., завідувач кафедри хімії Полтавського університету економіки і торгівлі

Нікозять Ю.Б. к.х.н., доцент кафедри хімії

Полтавського університету економіки і торгівлі

Дивоняк Ю.І., асистент кафедри хімії

Полтавського університету економіки і торгівлі

Копанцева Л.М. асистент кафедри хімії

Полтавського університету економіки і торгівлі

 

 

Полтава 2011

Автори: Іващенко О.Д., к.х.н., завідувач кафедри хімії Полтавського університету економіки і торгівлі

Нікозять Ю.Б. к.х.н., доцент кафедри хімії

Полтавського університету економіки і торгівлі

Дивоняк Ю.І., асистент кафедри хімії

Полтавського університету економіки і торгівлі

Копанцева Л.М. асистент кафедри хімії

Полтавського університету економіки і торгівлі

 

Рецензенти: Дмитренко В.І., к.т.н., доцент кафедри хімії

Кудрик М.А., к.б.н., доцент кафедри хімії

 

УЗГОДЖЕНО:

 

Навчально-методичний посібник для самостійного вивчення дисципліни за кредитно-модульною системою організації навчального процесурозглянуто і схвалено

на засіданні кафедри хімії ПУЕТ

“ ” 2011 р. протокол №

__________________ доц. Іващенко О.Д.

 

Декан товарознавчо-комерційного факультету

__________________ доц. Тягу нова Н.М.

 

“___” __________ 2011 р.

 

Начальник НМЦ управління якістю _____________________Н.І.Огуй

^{«______»____________________________} 2011 р.

Директор навчального центру

_____________________ доц. Герман Н.В.

“___” __________ 2011р.

 

 

ВСТУП

Дисципліна “Хімія” є базовою дисципліною при підготовці спеціалістів високої кваліфікації товарознавців-комерсантів та експертів-товарознавців митної справи і вимагає глибоких фундаментальних знань з хімічних дисциплін, а особливо з основ аналітичної хімії – науки про методи аналізу речовин і товарів.

Навчально-методичний посібник для самостійного вивчення дисципліни за кредитно-модульною системою організації навчального процесу складено відповідно до програми дисципліни „Хімія” з метою надання допомоги студентам при освоєнні курсу дисципліни.

Виконання завдань проводиться в позаурочний час. У процесі самостійної роботи студенти набувають навички в роботі з навчальною літературою, логічного мислення і виконання розрахункових завдань.

При самостійному вивченні теми студент повинен ознайомитися з переліком рекомендованої літератури і вивчити необхідний матеріал, зрозуміти зміст завдань, поставлений в кожній роботі і продумати способи їх розв’язання.

Мета вивчення дисципліни – розвиток у студентів логічного мислення, формування наукового світогляду та оволодіння методологією пізнання, ознайомлення студентів із сучасними методами кількісного аналізу, грамотно ставити експеримент і обробляти дослідний матеріал, використовувати набуті знання при дослідженні складу сировини і якості готової продукції.

Після вивчення курсу дисципліни студент повинен

знати:

атомно-молекулярне вчення і закони хімії;

основні класи неорганічних сполук, будову і властивості оксидів, основ, кислот, солей;

зміст Періодичного закону, будову Періодичної системи. Будову атома;

реакції невалентних перетворень і окисно-відновні реакції;

властивості розчинів, сильні і слабкі електроліти;

концентрації розчинів;

властивості і будову комплексних сполук;

властивості металів і неметалів;

вміти:

записувати рівняння реакцій невалентних перетворень;

писати електронні конфігурації атомів елементів;

писати і урівнювати окисно-відновні реакції;

обчислювати молекулярну і моль-еквівалентну масу речовини;

розв’язувати розрахункові задачі на концентрації розчинів;

набути навичок проведення хімічних досліджень;

використовувати сучасні методи аналізу для контролю якості товарів та при розробці нових технологій.

“Хімія” - є базовою для інших хімічних дисциплін і багатьох спеціальних дисциплін: “Хімічні методи дослідження сировини і матеріалів», “Експертиза непродовольчих товарів”, “Експертиза продовольчих товарів”, “Товарознавство продовольчих товарів”, “Товарознавство непродовольчих товарів”, “Експертиза наркотичних, отруйно-небезпечних та вибухових речовин ”.

ЗМІСТ НАВЧАЛЬНОЇ ПРОГРАМИ

 

Тема 7. Хімія неметалів

Галогени, знаходження в природі, одержання, хімічні та фізичні властивості. Застосування. Сполуки з воднем, металами, киснем. Застосування НСl та NaCl для виробництва продовольчих та непродовольчих товарів. Хлорати, хлорне вапно та їх застосування. Халькогени. Кисень, властивості, добування і застосування. Озон. Відбілювання озоном текстильних матеріалів. Сірка та її сполуки.. Знаходження в природі, добування, фізичні та хімічні властивості. Сірководень, сірководнева кислота, їх застосування в аналізі. Селен, телур, полоній. Загальна характеристика. Застосування в радіотоварах.

Головна підгрупа V групи. Азот, знаходження в природі, добування, хімічні і фізичні властивості. Застосування азоту при герметичній упаковці та консервуванні продуктів. Аміак, одержання та властивості. Використання аміаку при виробництві добрив і в холодильних установках. Сіль хлориду амонію в покращенні якості забарвлення тканини. Кисневі сполуки азоту. Нітратна кислота, її взаємодія з металами, неметалами і складними речовинами, застосування для одержання барвників, пластмас, вибухівки.

Фосфор, природні сполуки, добування, фізичні та хімічні властивості. Кисневі сполуки фосфору. Ортофосфорна кислота, її застосування в харчовій промисловості, зокрема, для приготування лимонадів. Азотні, фосфорні і складні добрива.

Головна підгрупа ІV групи. Вуглець, знаходження в природі, хімічні і фізичні властивості. Застосування графіту, як сировини для виробництва олівців і електродів, алмазів – для виготовлення ювелірних виробів та інструментів, активованого вугілля – в харчовій промисловості та екології. Сполуки з металами та неметалами, їх застосування. Кисневі сполуки. Вуглекислий газ, його одержання і застосування при виробництві цукру, напоїв, соди, як консервант і холодоагент. Карбонатна кислота і її найважливіші солі. Застосування соди, як сировини в скляній промисловості, а гідрокабонатів натрію і амонію - при виробництві хлібобулочних і кондитерських продуктів.

Кремній, найважливіші мінерали кремнію і їх значення у виробництві матеріалів, керамічних виробів, цементу, побутових товарів. Одержання чистого кремнію та його застосування для створення електронних приладів. Діоксид кремнію. Дорогоцінні камені на його основі, виробництво скла, підвищення якості скляних виробів за допомогою хімічної обробки. Кремнієві кислоти, рідке скло, його застосування як канцтовару і в будівництві. Кремній-органічні сполуки, їх застосування в промисловості. Германій, олово, свинець. Загальна характеристика. Застосування германію, як напівпровідника. Олово і свинець у конструкційній справі. Сполуки цих елементів, як неорганічні пігменти: свинцеві білила, сурик, жовтий крон. Визначення катіонів олова і свинцю.

Головна підгрупа ІІІ групи. Бор, знаходження в природі, фізичні і хімічні властивості. Сполуки бору з воднем, металами і неметалами. Оксид бору. Борна кислота та її солі, застосування при виготовленні скла, кераміки, шкіри, миючих засобів та об’ємному методі нейтралізації.

Тема 8. Хімія металів

Лужні метали, знаходження в природі, застосування, одержання, хімічні та фізичні властивості. Взаємодія з водою, кислотами, воднем. Оксиди і пероксиди лужних металів. Луги. Найважливіші солі лужних металів. Кальцинована сода, її одержання та застосування. Поташ. Калійні добрива. s-елементи ІІ групи. Берилій і магній, розповсюдженість у природі, фізичні і хімічні властивості, застосування. Амфотерність оксиду і гідроксиду берилію. Найважливіші солі магнію і їх застосування: сульфат магнію в медицині, текстильній і паперові промисловості. Лужноземельні метали, знаходження в природі, одержання, фізичні і хімічні властивості. Оксиди і гідроксиди. Гашене і негашене вапно, їх застосування в будівельній індустрії, хімічній промисловості, в цукроварінні. Гіпс у виробництві товарів. Твердість води і способи звільнення від неї.

 

ОСНОВИ ЗАГАЛЬНОЇ ХІМІЇ

Термінологічний словник

Атом -це найменша частинка хімічного елемента, що зберігає його типові властивості.

Молекула - це найменша частинка речовини, що має її хімічні властивості.

Елемент -це певний вид атомів, що характеризується певною сукупністю властивостей.

Речовина – це кожний окремий вид матерії, що має за певних умов сталі фізичні властивості.

Еквівалент елемента – така масова кількість його, яка сполучається з 1,008 масової частки водню чи з 8 масовими частками кисню або заміщує ті самі кількості кисню чи водню в їхніх сполуках.

Атомна маса – це маса атома, виражена в атомних одиницях маси.

Атомна одиниця маси (а.о.м.) дорівнює 1,667´10^{-24 г. атомна маса показує, в скільки разів маса даного елементу більша за 1/12 маси нукліду вуглецю (1 а.о.м.).}

Молекулярна маса речовини – це відносна маса молекули, що виражена в атомних одиницях маси.

Завдання для самостійної підготовки

1. Предмет хімії та суть хімічних перетворень.

2. Поняття про атом, молекулу, хімічний елемент, проста, складна речовина, алотропія.

3. Поняття відносної атомної і молекулярної маси та способи їх визначення.

4. Поняття кількості речовини. Моль. Молярна маса.

5. Суть хімічних законів у світлі атомно-молекулярного вчення: закону збереження маси речовини, закону еквівалентів, закону сталості складу. Закону Авогадро.

Література: 1, с.40-130; 2, с.28-104

Термінологічний словник

Валентність елемента – це здатність його атомів приєднувати певне число атомів іншого елемента, вона визначається числом неспарених електронів. За одиницю валентності прийняли валентність атома водню, тобто число атомів водню, яке атом певного елемента може приєднувати або заміщувати у сполуках. Між основними характеристиками елемента – атомною масою, еквівалентом і валентністю – існує співвідношення: А = Е W, де Е – еквівалент, W - валентність.

Орбіталь – простір навколо ядра, в якому найімовірніше перебування електрона.

Головне квантове число n – визначає радіус квантового рівня (середню віддаль від ядра до ділянки підвищеної електронної густини) або загальну енергію електрона на певному рівні.

Орбітальне квантове число l – характеризує енергію електрона на підрівні, а також форму електронних орбіталей.

Магнітне квантове число m_e - просторове розміщення електронних орбіталей відносно напрямленості магнітного поля.

Спінове квантове число s – спін (від англійського spin – крутіння, обертання) можна уявити як рух електрона навколо своєї осі, воно може мати тільки два значення +1/2 або – 1/2.

Принцип Паулі – в атомі не може бути двох електронів з однаковими значеннями всіх чотирьох квантових чисел.

Хімічний зв’язок – здійснюється, в основному, між атомами так званими валентними електронами: у s – і p – елементів валентними є електрони останнього енергетичного рівня, а у d – елементів – електрони s – стану останнього і d – стану передостаннього енергетичних рівнів. Основні параметри хімічного зв’язку - енергія, довжина зв’язку, кут між зв’язками, полярність.

Енергія іонізації І - мінімальна енергія, потрібна для відриву електрона від незбудженого атома (кДж/моль або еВ/атом).

Спорідненість до електрона А - енергетичний ефект приєднання електрона до нейтрального атома, молекули або радикалу з перетворенням в негативно заряджений йон (кДж/моль або еВ/атом).

Електронегативність – відносна здатність атомів певної сполуки набувати негативного заряду (відтягувати на себе електронну густину порівняно з атомами інших елементів тієї самої сполуки). Чисельно електронегативність атома дорівнює півсумі його енергії іонізації І і спорідненості до електрона А:

Х = ½ (І + А)

Ковалентний зв’язок – здійснюється тоді, коли взаємодіють атоми з однаковими або близькими значеннями електронегативності, тобто атоми однакової хімічної природи або близькі за хімічними властивостями. Такий зв’язок виникає також при утворенні багатоатомних сполук. Утворення ковалентного зв’язку є наслідком того, що пара електронів стає спільною для двох атомів.

Йонний зв’язок – виявляється тоді, коли електронегативності елементів різко відрізняються між собою, тобто коли взаємодіють атоми з різко відмінними хімічними властивостями. Його можна розглядати як граничний випадок полярного ковалентного зв’язку, коли пара електронів, яка утворює зв’язок, настільки зміщена до одного з атомів, що практично належить тільки цьому атому.

План лабораторного заняття №1

1. Повторення матеріалу теми по питаннях.

· Відкриття Д.І. Менделєєвим Періодичного закону і створення ним

· Періодичної системи елементів.

· Будова Періодичної системи (періоди, ряди, групи і підгрупи).

· Визначення властивостей елементів на основі їх розміщення в Періодичній системі.

· Загальні закономірності зміни найважливіших властивостей елементів в рядах, періодах і групах в зв’язку з будовою енергетичних рівнів їх атомів.

· Ядерна модель атома. Ядро. Склад ядра. Ізотопи. Ізобари.

· Основні положення теорії будови атома Бора. Поняття про хвильові властивості електронів. Квантові числа. s–, p–, d–, f–електрони. Принцип Паулі.

· Розміщення електронів на енергетичних підрівнях в нормальному і збудженому стані.

· Правила і послідовність заповнення електронами енергетичних рівнів в атомах.

· Атомний радіус і заряд ядра та їх вплив на зв’язок зовнішніх електронів з ядром.

· Енергія йонізації, спорідненість до електрона, електронегативність.

· Хімічні зв’язки: ковалентний (полярний і неполярний), йонний, донорно-акцепторний, водний і металічний.

2. Письмова контрольна робота.

3. Оцінка знань теорії.

Завдання для самостійної підготовки

до лабораторного заняття

1. Квантові числа, що вони характеризують? Для атому, що має електронну структуру 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴, охарактеризуйте значення квантових чисел.

2. Що таке орбіталь? Скільки орбіталей можливо для d – підрівня? Скільки орбіталей міститься в атомі Титану і Ванадію? Запишіть електронні формули атомів цих елементів.

3. Як, виходячи з електронної формули, можна визначити, до якої родини, групи та підгрупи належить даний елемент (на прикладі Фосфору)? Запишіть електронні формули атомів Натрію, Хрому та Феруму.

4. Відповідно до правила Гунда, запишіть розміщення електронів в атомах сірки та хрому в нормальному стані.

5. Запишіть електронні формули для атомів Хлору та Мангану. Який тип зв’язку характерний для молекули Хлору?

6. Виходячи з положення Алюмінію в Періодичній системі, складіть електронну формулу Алюмінію та визначте, скільки протонів та нейтронів в ядрі атома?

7. Записати електронні формули атомів Карбону і Ванадію. Вкажіть валентні електрони. До яких родин відносяться ці елементи?

8. Запишіть електронні формули атомів Натрію і Купруму. Поясніть, чому ці елементи розміщені в одній групі, але в різних підгрупах?

9. Що показує електронна формула атома? Яке максимальне число електронів знаходиться в цих атомах на s, p, d – підрівнях? Складіть електронні формули для елементів з номерами 20 і 24. До яких родин елементів вони належать?

10. Запишіть електронні формули атомів з зарядом ядра 27 і 33. Визначте, скільки протонів та нейтронів в ядрах цих атомів? До яких родин вони належать?

Література: 1, с.40-130; 2, с.28-104

 

Оксиди

Оксидами називаються сполуки будь-якого елементу з Оксигеном. Оксиди бувають солетворні і несолетворні. Несолетворні оксиди (NO, N₂O, CO, SіО₂) ні при яких умовах не утворюють солей. Солетворні оксиди за хімічними властивостями діляться на основні, кислотні і амфотерні.

Способи одержання:

Сполученням елементу з киснем:

2 Са + О₂ = 2 СаО

4 Аl + 3 О₂ = 2 Al₂О₃

S + О₂ = SО₂

2. Розкладом солей, основ, кислот:

СаСО₃ = СаО + СО₂

Cu(OH)₂ = CuO + H₂O

H₂SO₃ = H₂O + SO₂

3. При взаємодії металів з концентрованими кислотами (окислювачами):

Cu + 2 H₂SO₄ = CuSO₄ + SO₂ + 2 H₂O

Cu + 4 HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2 NO₂ + 2 H₂O

Основні оксиди – це сполуки металів з низьким ступенем окиснення з Оксигеном, наприклад, Na₂O, BaO, CaO, FeO, CuО.

Кислотні оксиди – це сполуки неметалів (SO₃, P₂O₅, CO₂, SiO₂, NO₂, N₂O₅) і металів з високим ступенем окиснення (Мn₂O₇, V₂O₅, CrO₃, МоО₃) з киснем.

Амфотерні оксиди Аl₂O₃, ZnO, SnO, SnO₂, PbO, MnО₂ мають двоякий характер. Вони взаємодіють як з кислотами і кислотними оксидами, проявляючи властивості основних оксидів, так і з основами і основними оксидами, проявляючи властивості кислотних оксидів:

Гідроксиди

Продукти сполучення оксидів з водою називаються гідроксидами.

Вони, як і оксиди, бувають основні, кислотні і амфотерні.

Основні гідроксиди (основи) – це сполуки металів з гідроксильною групою – ОН (електронегативною частиною сполуки).

Основні гідроксиди діляться на розчинні і нерозчинні сполуки у воді. Розчинні у воді всі гідроксиди лужних і лужноземельних металів (LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂, Sr(ОН)₂). Їх називають лугами. Луги одержують при взаємодії основних оксидів з водою:

СаО + Н₂О = Са(ОН)₂

К₂О + Н₂О = 2 КОН

Нерозчинні у воді гідроксиди Fe(OH)₂, Fe(OH)₃, Cu(OH)₂, Mn(OH)₂, утворюються при взаємодії солей даного металу з лугами:

FeSO₄ + 2 NaOH = Fe(OH)₂ ↓ + Na₂SO₄

Cu(NO₃)₂ + 2 KOH = Cu(OH)₂ ↓ + 2 KNO₃

Кислотні гідроксиди (кислоти) – це сполуки, що містять водень, здатний заміщуватися металом з утворенням солей, і кислотний залишок.

Кислоти розрізняють по основності, яка визначається кількістю атомів, здатних заміщуватися на метал. Наприклад: НNO₃ – одноосновна нітратна кислота; Н₃РО₄ – трьохосновна фосфатна кислота.

Кислоти бувають кисневі і безкисневі.

Кисневі кислоти: НNO₃, Н₂SO₃, HМnО₄.

Безкисневі: Н₂S, HCl, HF, HBr, HCN.

Назви кислот утворюють від назви центрального атома з додаванням закінчення – на або – ова для елемента з вищим ступенем окислення, для елементів з меншим ступенем окислення додається закінчення –иста або –овиста.

Так НNO₃ – нітратна кислота; HМnО₄ – марганцева кислота, НNO₂ – нітритна кислота; HМnО₄ – марганцовиста кислота.

Кисневі кислоти одержують розчиненням кислотних оксидів у воді:

СО₂ + Н₂О = Н₂СО₃

SО₃ + Н₂О = Н₂SО₄

Кислоти нерозчинених у воді оксидів, одержують при взаємодії солі даної кислоти з кислотами:

Na₂SiO₃ + 2 HCl = H₂SiO₃ + 2 NaCl

Безкисневі кислоти одержують сполученням елементів і розчиненням одержаного продукту в воді:

Н₂ + S = H₂S

H₂ + Cl₂ = 2 HCl

Для кислотних гідроксидів (кислот) характерні реакції взаємодії з основними оксидами і основними гідроксидами з утворенням солей.

Наприклад:

Н₂SО₄ + Сu(ОН)₂ = СuSО₄ + 2 Н₂О

2 НCl + СuО = СuCl₂ + Н₂О

Амфотерні гідроксиди в залежності від умов проявляють як властивості основних гідроксидів, взаємодіючи з кислотами і кислотними оксидами, так і властивості кислотних гідроксидів, взаємодіючи з основними оксидами і гідроксидами:

2 Аl(OH)₃ + 3 Н₂SО₄ = Аl₂(SО₄)₃ + 6 Н₂О

Аl(OH)₃ = H₃AlO₃ = Н₂О + HAlO₂

Аl(OH)₃ = H₃AlO₃ + NaOH = 2 Н₂О + NaAlO₂

Солі

Солі – це продукти заміщення атомів Гідрогену кислоти металом або гідроксильної групи основного гідроксиду кислотним залишком.

Солі бувають середні (нормальні), кислі і основні.

Середні солі – це продукти повного заміщення атомів Гідрогену кислоти металом або гідроксильних груп основного гідроксиду кислотним залишком, наприклад ZnCl₂, CuSO₄, Al(NO₃)₃.

Cu(OH)₂ + Н₂SО₄ = CuSО₄ + 2 Н₂О

Аl(OH)₃ + 3 НNO₃ = Аl(NО₃)₃ + 3 Н₂О

Кислі солі – продукти неповного заміщення атомів Гідрогену в кислоті атомами металу. Кислі солі можуть бути утворені тільки багатоосновними кислотами, взятими в надлишку. Наприклад: Са(НСО₃)₂, МgHPO₄, Cu(HSO₄)₂.

Ca(OH)₂ + 2 H₂CO₃ = Са(НСО₃)₂ + 2 Н₂О

Cu(OH)₂ + 2 Н₂SО₄ = Cu(HSО₄)₂ + 2 Н₂О

Основні солі – продукти неповного заміщення гідроксильних груп основного гідроксиду кислотним залишком. Основні солі – це продукти часткової нейтралізації багатоосновної основи кислотою (СuOH)₂SО₄, AlOHSO₄, MgOHCl.

2 Cu(OH)₂ + Н₂SО₄ = (CuОН)₂SО₄ + 2 Н₂О

MgOHCl + НCl = MgCl₂ + Н₂О

Щоб перевести основну сіль в середню необхідно подіяти кислотою:

2 AlOHSO₄ + Н₂SО₄ = Al₂(SO₄)₃ + 2 Н₂О

MgOHCl + НCl = MgCl₂ + Н₂О

Назви середніх солей утворюються від кореня латинської назви елементу, що утворює кисневу кислоту, добавляючи суфікс –ат, коли елемент має вищий ступінь окислення; суфікс –іт, коли елемент має менший ступінь окислення. Назви середніх солей безкисневих кислот утворюється від кореня латинської назви елементу (кислотного залишку) з додаванням суфіксу –ід.

Наприклад: CuSO₄ – сульфат Купруму; CuSO₃ – сульфіт Купруму; CuS – сульфід Купруму.

Назви кислих солей утворюють від назви середньої солі з додаванням префіксу гідро-. Наприклад: NaH₂PO₄ – дигідрофосфат Натрію, Na₂HPO₄ – гідрофосфат Натрію.

Назви основних солей утворюють від назв кислих солей з додаванням слова "гідроксо". Наприклад: MgOHNO₃ – гідроксонітрат Магнію; Al(OH)₂Cl – дигідроксохлорид Алюмінію.

Подвійні солі. Молекули цих солей складається із двох різних металів і одного й того ж аніона кислотного залишку. Наприклад: KAl(SO₄)₂ – сульфат Калію-Алюмінію; КМgCl₃ – хлорид Калію Магнію.

У назвах подвійних солей катіони називають в родовому відмінку.

Термінологічний словник

Кислоти – це сполуки, що містять водень, здатний заміщуватися металом з утворенням солей, і кислотний залишок

Гідроксиди - п родукти сполучення оксидів з водою.

Середні солі – це продукти повного заміщення атомів Гідрогену кислоти металом або гідроксильних груп основного гідроксиду кислотним залишком

Основні солі – продукти неповного заміщення гідроксильних груп основного гідроксиду кислотним залишком.

Лабораторне заняття № 2

Термінологічний словник

Ступінь окиснення – це умовний заряд, який мав би атом, коли б електрони всіх його зв’язків з іншими атомами були зміщені до більш електронегативного атома. Позитивний ступінь окиснення визначається як кількість електронів, зміщених від даного атома. Негативний ступінь окиснення дорівнює кількості зміщених електронів до даного атома. Ступінь окиснення є одним з найважливіших понять загальної хімії.

Окисно-відновні реакції – це реакції, які супроводжуються зміною ступенів окислення елементів, тобто в яких електрони переходять від атома одного елемента до атомів другого елемента.

Реакції невалентних перетворень – це такі реакції, в яких ступені окислення елементів не змінюються (реакції подвійного обміну, витіснення, приєднання, розкладу, полімеризації тощо)

Окиснення – процес віддавання атомом електронів.

Відновлення – процес приєднання атомом електронів.

Окисник – речовина, що містить елемент, який приєднує електрони. Окисники зменшують ступінь окислення. Окисниками є Оксиген, вільні галогени, сполуки деяких металів з вищими ступенями окиснення (Mn⁺⁷ , Mn ⁺⁶ , Mn ⁺⁴ , Cr ⁺⁶ , Pb ⁺⁴ тощо), нітратна кислота і оксид Азоту(V), концентрована сульфатна кислота, пероксид Гідрогену, пероксиди металів та ін.

Відновник – речовина, що містить елемент, який віддає електрони. Відновники збільшують свій ступінь окислення. Відновниками є метали у вільному стані (особливо лужні і лужно-земельні), Гідроген, Карбон, сполуки неметалів з найнижчими ступенями окиснення.

Окисно-відновний потенціал Е – дає можливість визначення перебігу окисно-відновних реакцій і їх напрямок.

Лабораторне заняття № 3

План лабораторного заняття № 3

1. Повторення матеріалу теми по питаннях.

· Електронна теорія окисно-відновних процесів.

· Окиснення, як процес зв’язаний з втратою електронів.

· Відновлення, як процес приєднання електронів.

· Найважливіші окиснювачі і відновники.

· Окиснення і відновлення, як єдність протилежних процесів.

· Ступінь окиснення і його обчислення.

· Еквіваленти окиснювачів і відновників.

· Вплив середовища на проходження окисно-відновних процесів.

· Запис рівнянь окисно-відновних реакції.

· Роль окисно-відновних реакцій в природі, в різних галузях народного господарства.

2. Письмова контрольна робота.

3. Проведення лабораторних досліджень.

4. Захист лабораторних робіт і оцінка знань з теорії.

Завдання для самостійної підготовки

до лабораторного заняття № 4

1. Електронна теорія окисно-відновних процесів.

2. Класифікація окисно-відновних реакцій.

3. Визначення ступенів окиснення у сполуках.

4. Записати найважливіші окисники й відновники.

5. Сутність процесів окиснення й відновлення.

6. Вплив середовища на проходження окисно-відновних реакцій.

7. Урівнювання окисно-відновних реакцій за йонно-електронним методом.

8. Визначення еквівалентів окисників та відновників.

9. Окисно-відновні потенціали.

10. Напрям перебігу окисно-відновних реакцій.

11. Умови здійснення окисно-відновних реакцій.

12. У рівняннях окисно-відновних реакцій знайти ступінь окиснення елементів в сполуках, урівняти коефіцієнти методом електронного балансу, назвати окиснювач та відновник:

1. MnSO₄ +KMnO₄ + H₂O ® MnO₂ + K₂SO₄ + H₂SO₄

2. C + H₂SO₄(k.) ® SO₂ + CO₂ + H₂O

3. HClO₄ + H₂SO₃ ® HCl + H₂SO₄

4. CuSO₄ + KI ® CuS + I₂ + H₂SO₄

5. HNO₂ + H₂S ® S + NO + H₂O

6. KMnO₄ + FeSO₄ + H₂SO₄ ® MnSO₄ +Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

7. K₂MnO₄ + H₂O ® KMnO₄ + MnO₂ + KOH

8. Zn + H₂SO₄(k.) ® ZnSO₄ + S + H₂O

9. K₂Сr₂O₇ + KI + H₂SO₄ ® Cr₂(SO₄)₃ + 3I⁰₂ + K₂SO₄ + H₂O

10. KI + KIO₃ + H₂SO₄ ® I₂ + K₂SO₄ + H₂O

Завдання до лабораторного заняття №4 та методичні рекомендації до їх виконання

Реакція диспропорціювання.

Термінологічний словник

Масова концентрація (%) – виражається числом грамів розчиненої речовини, що міститься в 100 г розчину.

Молярна концентрація (молярність) - виражається числом молів розчиненої речовини в 1л розчину (моль/л). Молярність розчину позначається буквою М.

Молярна концентрація еквівалента (нормальна концентрація, нормальність) - визначається числом еквівалентів розчиненої речовини, яке міститься в 1л розчину.

План лабораторного заняття № 4

1. Повторення матеріалу теми по питаннях

1. Способи виразу концентрації розчинів.

2. Приготування розчинів відсоткової, молярної і нормальної концентрацій.

3. Розчинність речовин.

4. Кріоскопія і ебуліоскопія.

5. Теорія розчинів Д.І. Менделєєва.

2. Письмова контрольна робота.

3. Проведення лабораторних досліджень.

4. Захист лабораторних робіт і оцінка знань з теорії.

Завдання для самостійної підготовки

до лабораторного заняття №4

1. Що називається розчином? Види розчинів.

2. Які розчини називаються ненасиченими? Насиченими? Пересиченими?

3. Що називається розчинністю речовини? Як вона вимірюється?

4. Як впливає температура і тиск на розчинність у воді твердих речовин і газів?

5. Що називається концентрацією розчинів? Способи її вираження.

6. Відсоткова концентрація та приготування розчинів відсоткової концентрації.

7. Як виражається концентрація екомолярних розчинів? Як обчислюється моль речовини?

8. Нормальна концентрація розчинів. Як виражається концентрація нормальних розчинів?

9. Як обчислюють грам-еквіваленти кислот, основ, солей?

10. Як готуються розчини молярної і нормальної концентрацій?

11. У чому полягає суть гідратної теорії Д.І. Менделєєва?

12. Що називається кристалізаційною водою і кристалогідратами? Наведіть
приклади кристалогідратів.

Завдання до лабораторного заняття №4 та методичні рекомендації до їх виконання

Обчислення

Визначити нормальну концентрацію розчину кислоти по формулі: N_HC∙V_HCl=N_NaOH∙V_NaOH

Обчислити вміст кислоти (в грамах на літр розчину) за формулою: m = N ∙ Е

Обчислити титр розчину:

Література: 4. с. 234-252

Термінологічний словник

Електроліти – речовини, розчини і розплави яких проводять електричний струм (солі, кислоти, основи).

Катіони – позитивно заряджені йони.

Аніони – негативно заряджені йони.

Ступінь дисоціації – відношення числа молів електроліту, що розпався на йони, до його загальної концентрації у розчині.

Сильні електроліти – речовини, які у розчині дисоціюють практично повністю.

Слабкі електроліти – речовини, які у розчині дисоціюють частково.

Константа електролітичної дисоціації слабких електролітів К_дис - це є константа рівноваги слабких електролітів.

План лабораторного заняття №5 (6 годин)

1. Повторення матеріалу теми по питаннях

· Основні положення теорії електролітичної дисоціації.

· Процес дисоціації.

· Сильні і слабі електроліти. Ступінь дисоціації.

· Константа дисоціації. Закон розбавлення.

· Умови зміщення рівноваги дисоціації слабих електролітів.

· Теорія сильних електролітів.

· Дисоціація кислот, основ; середніх, кислих і основних солей.

· Дисоціація амфотерних електролітів. Природа амфотерності.

· Добуток розчинності.

· Йонні реакції, умови проходження реакцій між розчинами електролітів.

2. Письмова контрольна робота

3. Проведення лабораторних досліджень

Завдання для самостійної підготовки

до лабораторного завдання № 5

1. Властивості розчинів електролітів.

2. Теорія електролітичної дисоціації.

3. Ступінь електролітичної дисоціації.

4. Сильні електроліти.

5. Слабкі електроліти.

6. Дисоціація кислот, основ, солей.

7. Константа дисоціації слабких електролітів.

8. Електролітична дисоціація амфолітів.

9. Константа електролітичної дисоціації.

10. Властивості розчинів сильних електролітів.

11. Добуток розчинності і його практичне значення при дослідженнях.

12. Молекулярно-йонні рівняння реакцій та умови проходження реакцій між розчинами електролітів.

Завдання до лабораторного заняття №5 та методичні рекомендації

ТЕМА 7 Хімія неметалів

Термінологічний словник

Неметали – це хімічні елементи, які у вільному стані можуть приєднувати електрони, виявляючи при цьому окислювальні властивості.

Галогени – це елементи головної підгрупи сьомої групи.

Хлорна вода – при 20 °С в одному об’ємі води ролзчиняється два об’єми хлору.

Жавелева вода – при пропусканні хлору через холодний водний розчин гідроксиду натрію утворюються солі хлоридної і гіпохлоритної кислот.

Хлороводень – безбарвний газ з різким запахом, не горить.

Хлоридна кислота – одна з найважливіших кислот у хімічній промисловості.

Сульфур – поширений елемент у природі, масова частка у земній корі складає 5·10^-2%.

Сірководень – безбарвний газ із сильним неприємним запахом тухлих яєць, отруйний.

Сульфатна кислота – один з найважливіших продуктів хімічної промисловості.

Нітроген – найпоширеніший в природі серед елементів V групи.

Амоніак – безбарвний газ з різким запахом, отруйний, легший за повітря.

Нітратна кислота – одна з найважливіших сполук нітрогену.

Алмаз – безбарвна кристалічна речовина з атомною кристалічною решіткою, де атоми Карбону перебувають у стані sр³-гібридизації.

Графіт – темно-сіра кристалічна речовина із слабким металічним блиском, масна на дотик. Атоми Карбону в кристалах графіту перебувають в стані sр²-гібридизації.

Гідрокарбонат натрію (питна сода) – білий порошок, малорозчинний у воді, при нагріванні до 100 °С легко розкладається з виділенням вуглекислого газу. Використовують при випіканні хліба, у кондитерському виробництві, виробництві штучних мінеральних вод.

ТЕМА 8. Хімія металів

Термінологічний словник

Металічний зв‘язок – це такий тип хімічного зв‘язку, при якому валентні орбіталі сусідніх атомів перекриваються, завдяки чому електрони вільно переміщуються з однієї орбіталі на іншу, здійснюючи зв‘язок між усіма атомами кристалу металу.

“Електронний газ” – електрони, які забезпечують в атомі металу зв’язок між йонами і перетворюють кристал металу в одне ціле.

Відновлювальна активність металів – здатність атомів легко віддавати валентні електрони і перетворюватися на позитивні йони.

Енергетична зона – це сукупність молекулярних орбіталей, близьких за енергією.