Программа по естествознанию (раздел «Химия») для студентов, обучающихся по индивидуальному графику. Тема Вода и растворы

Скачать 298.98 Kb.

Название	Программа по естествознанию (раздел «Химия») для студентов, обучающихся по индивидуальному графику. Тема Вода и растворы
Дата публикации	14.12.2014
Размер	298.98 Kb.
Тип	Программа

100-bal.ru > Химия > Программа

Программа по естествознанию (раздел «Химия») для студентов, обучающихся по индивидуальному графику.

Тема 1.Вода и растворы

Вода вокруг нас. Физические и химические свойства воды. Растворение твердых веществ и газов. Массовая доля вещества в растворе как способ выражения состава раствора. Водные ресурсы Земли. Качество воды. Загрязнители воды и способы очистки. Жесткая вода и ее умягчение. Опреснение воды.

Тема 2 Химические процессы в атмосфере

Химический состав воздуха. Атмосфера и климат. Озоновые дыры. Загрязнение атмосферы и его источники. Озоновые дыры. Кислотные дожди. Кислоты и щелочи. Показатель кислотности растворов рН.

Лабораторные работы: Определение химического состава атмосферы. Измерение уровня СО₂. Механизм образования кислотных дождей.

Самостоятельная работа: Подготовить сообщение – экологические проблемы атмосферы.

Тема 3 Химия и организм человека

Химические элементы в организме человека. Органические и неорганические вещества. Основные жизненно необходимые соединения: белки, углеводы, жиры, витамины. Строение белковых молекул. Углеводы – главный источник энергии организма. Роль жиров в организме, холестерин. Минеральные вещества в продуктах питания, пищевые добавки. Сбалансированное питание.

Лабораторные работы: Анализ состава молока. Определение содержания витамина С в напитках. Определение содержания железа в продуктах питания.

Самостоятельная работа: Реферат – правильное питание.

Для студентов 1 курса, обучающихся по индивидуальному графику,

по специальности 250110 «Лесное и лесопарковое хозяйство».

Сентябрь – октябрь 2012

Выполнить три практические работы.

Раздел 1. ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Тема 1.1 Основные химические понятия и законы химии.

Практическое занятие № 1

Основные понятия и законы химии

Цель работы: научиться

производить расчеты по химическим формулам (определять относительные молекулярные массы веществ, молярные массы, массовые доли химических элементов в веществах);
решать задачи с использованием понятия «моль» и относительной плотности газов.

Теоретическая часть :

Относительная атомная масса элемента (Ar) – это число, которое показывает, во сколько раз абсолютная масса атома данного элемента больше 1/12 части абсолютной массы атома углерода, т.е. атомной единицы массы (а.е.м.).

Относительные атомные массы элементов – безразмерные физические величины, их значения указаны в Периодической системе элементов, например:

Ar(Н)=1

Ar(О)= 16

Относительная молекулярная масса (Mr) – это число, которое показывает, во сколько раз абсолютная масса молекулы данного вещества больше 1/12 части массы атома углерода.

Относительные молекулярные массы (Mr), как и относительные атомные массы (Ar), являются величинами безмерными, т.е. не имеют единиц измерения.

Пример 1. Рассчитайте относительную молекулярную массу водорода, воды.

Решение:

Mr(Н₂)=2Ar(H)=2·1=2

Mr(H₂O)=2Ar(H)+Ar(O)=2·1+16=18

По формуле вещества можно рассчитать массовую долю каждого химического элемента, который входит в состав вещества.

Массовая доля (ω) химического элемента в данном веществе равна отношению относительной атомной массы данного элемента, умноженной на число его атомов молекул, к относительной молекулярной массе вещества:

, (1.1)

где ω(Х) – массовая доля элемента Х;

Ar(Х) – относительная атомная масса элемента Х;

n – число атомов элемента Х в молекуле вещества;

Mr – относительная молекулярная масса вещества.

Массовые доли химических элементов иногда выражают в процентах:

(1.2)

Пример 2. Рассчитайте массовые доли водорода и кислорода в воде (в %).

Дано: Решение:

Н₂О

Ar(H)=1

Ar(O)=16 Mr(H₂O)=2·Ar(H)+Ar(O)=2·1+16=18

ω%(H)-?

ω%(O)-?

Ответ: массовая доля водорода в воде составляет 11,1%, кислорода -- 88,9%.

Наряду с единицами массы пользуются также единицей количества вещества (“моль”).

Моль – количество вещества, которое содержит столько молекул (атомов) этого вещества, сколько атомов содержится в 12г. (0,012 кг) углерода.

Это число называется числом Авогадро и обозначается N_A:

N_A = 6,02 ·10²³ моль^-1

Количество вещества – υ (или n) равно отношению данного числа молекул (атомов) N к числу молекул (атомов) в 1моле N_A:

(1.3)

Молярная масса (M) – масса одного моля.

Молярная масса вещества выражается в г/моль и она численно равна относительной молекулярной массе этого вещества:

М = Mr. (1.4)

Пример 3. Определите молярные массы воды и железа.

Дано: Решение:

H₂O, Fe 1.Определяем молярную массу воды

Ar(H)=1 М = Mr

Ar(O)=16 Mr(H₂O) = 2 ·Ar(H)+Ar(O) = 2 ·1+16 = 18

Ar(Fe)=56 Mr(H₂O) = M(H₂O)

Mr(H₂O) = 18; => M(H₂O) = 18 г/моль.

M(H₂O)-? 2.Определяем молярную массу железа:

M(Fe)-? Ar(Fe) = M(Fe)

Ar(Fe) = 56; => M(Fe) = 56 г/моль.

Ответ: молярная масса воды 18 г/моль, железа -- 56 г/моль.

Зная молярную массу вещества (M), можно рассчитать количество вещества (υ) в любой данной массе (m) этого вещества по формуле:

(1.5)

Объединим формулы (1.3) и (1.5) получим формулу для расчета числа молекул (атомов) N, которое содержится в данной массе m какого-либо вещества:

(1.6)

Пример 4. Сколько молей и сколько молекул содержат 8 г кислорода?

Дано: Решение:

m(O₂)=8г

;

1.Определяем число молей кислорода:

υ(O₂)-? Mr (O₂) = M (O₂)

N(O₂)-? Mr (O₂) = 2·Ar (O) = 2·16 = 32

Mr (O₂) = 32 => M (O₂) = 32 г/моль

2. Определяем число молекул:

N (O₂) = 6,02 ·10²³ моль^-1·× 0,25 моль = 1,505 ×·10²³

Ответ: 8г кислорода составляют 0,25 моль и содержат 1,505×10²³ молекул.

Молярный объем (V_т) любого газа при н.у. равен 22,4 дм³/моль (л/моль).

Зная молярный объем любого газа, можно рассчитать объем любого количества υ и любой массы m газа

(1.7)

Пример 5. Какой объем при н.у. занимает 7г азота?

Дано: Решение:

m(N₂)=7г

Mr (N₂) = 28, => M (N₂) = 28 г/моль

V(N₂)-?

Ответ: 7г азота при н.у. занимает объем 5,6 л.

Относительная плотность одного газа по другому газу равна отношению их молярных или относительных молекулярных масс:

(1.8)

Относительная плотность любого газа Х по водороду:

(1.9)

Относительная плотность любого газа Х по воздуху:

(1.10)

Практическая часть:

Задание 1. Пользуясь Периодической системой, рассчитайте относительные молекулярные массы веществ:

O₃ и КОН;
N₂ и CO₂,;
О₂ и HNO₃;
HBr и H₂O₂;

Задание 2. Чему равны массовые доли элементов в следующих веществах:

BaCl₂;
NH₃;
CaC₂;
N₂O;

Задание 3. Сколько моль составляют и сколько молекул содержат:

128г SO₂;
7г NaOH;
250г N₂;
35г NH₃;

Задание 4. Определите массу:

0,4 моль H₂SO₄;
0,25 моль HNO₃;
0,7 моль Al;
5 моль K₂SO₃;

Задание 5. Рассчитайте, какой объем при н.у. занимают:

0,5 г NH₃;
35 г O₂;
5 г H₂;
2 кг N₂;

Задание 6. Рассчитайте относительные плотности по водороду и по воздуху следующих газов:

кислорода;
фтора;
водорода;
аммиака;
хлороводорода.

Вывод:

Задание на дом:

Задание 1. Пользуясь Периодической системой, рассчитайте относительные молекулярные массы веществ: H₃PO₄_,Ca(OH)_2.

Задание 2. Чему равны массовые доли элементов в следующем веществе: CaCO₃.

Задание 3. . №5, 6 С.15

ЛИТЕРАТУРА

1. С.М.Ерохин. Химия. (учебник). – М.: Мастерства, 2002.,

2. С.М.Ерохин, В.И.Фролов. Сборник задач и упражнений по химии (с дидактическим материалом), (учебное пособие). – М.: Высшая школа, 1998.

3. И.Г.Хомченко. Общая химия. – М.: Новая волна – ОНИКС, 1999.

4. Г.П.Хомченко, И.Г.Хомченко. Сборник задач по химии для поступающих в вузы. М.: Новая волна, 1999.

5. С.М.Ерохин. Химия. Методическое пособие по выполнению контрольных заданий для студентов-заочников средних специальных учебных заведений. – М.: НМЦ СПО, 1997.

Раздел 1. ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Тема 1.1. Основные химические понятия и законы химии.

Практическое занятие № 2

Основные типы расчетных задач в химии

Цель работы: научиться

производить расчеты по уравнениям химических реакций;
решать задачи на определение выхода продукта реакции (в процентах) от теоретически возможного;
решать задачи на определение массы продукта реакции, если известны массы исходных веществ, одно из которых взято в избытке

Теоретическая часть:

1 тип. Расчеты по уравнениям химических реакций

При решении задач по уравнениям химических реакций необходимо соблюдать указанную последовательность:

Провести анализ условия задачи и сделать краткую его запись.
Составить уравнение соответствующей химической реакции.
В уравнении одной чертой подчеркнуть химические формулы веществ, данные которых (т,V,υ) указаны в условии задачи, а двумя чертами формулы тех веществ, данные которых требуется вычислить.
По уравнению реакции определить Mr, М, т, V, V_т, υ, формулы которых подчеркнуты одной или двумя чертами. Внимание! Коэффициент, стоящий перед формулами подчеркнутых веществ показывает количество данных веществ (υ).
Значения, данные по условию задачи, пишут над соответствующими формулами, найденные значения – под соответствующими химическими формулами.
Составить и решить пропорцию.
Записать ответ.

Пример 1. Сколько необходимо взять кислорода (в г) и водорода (в л) для синтеза 8 г воды?

Последовательность действий при решении задач по уравнениям реакций можно представить в виде таблицы:

Последовательность действий	Решение задачи
1.Сделать краткую запись условия задачи	Дано: Решение: т (Н₂О)=8 г О₂ + 2 Н₂→ 2 Н₂О т (О₂) - ? V (Н₂) - ?
2.Данные из условия задачи, записать над соответствующими формулами	х г х л 8 г О₂ + 2 Н₂→ 2 Н₂О
3.Под формулами написать: относительную молекулярную массу вещества (Mr); молярную массу (M); количество вещества (υ); массу вещества, исходя из формулы т = М × υ объём вещества, исходя из формулы V = V_т × υ	х г х л 8 г О₂ + 2 Н₂→ 2 Н₂О 32 г 44,8 л 36 г Mr(О₂)=16·2=32 Mr(Н₂О) =1·2+16=18 M = 32 г/моль V_т = 22,4 л/моль M = 18г/моль υ =1 моль υ = 2 моль υ = 2 моль т = 32 г V= 44,8 л т = 36 г
4. Составить пропорцию.	х г О₂ – 8 г Н₂О 32 г О₂ – 36 г Н₂О	х л Н₂ - 8 г Н₂О 44,8 л Н₂ - 36 г Н₂О
5.Решить пропорцию	32г × 8г х=~~-------------~~= 7,11г 36г	44,8л × 8г х=~~--------------~~ =9,96л 36г
6.Записать ответ	Для получения 8 г воды необходимо 7,11 г кислорода.	Для получения 8 г воды необходимо 9,96л водорода.

2 тип. Задачи на определение выхода продукта реакции (в процентах) от теоретически возможного, если известны массы исходного вещества и продукта реакции

В задачах такого типа требуется рассчитать, какую долю (в процентах) составляет практически полученная масса продукта реакции от той массы, которую можно было бы получить теоретически, то есть из расчётов по уравнению реакции. Эту долю, выраженную в процентах, и называют выходом продукта от теоретически возможного.

Массовая доля выхода продукта реакции -- W_вых(%).

m_практ.

W_вых(%) = ^. 100% , где m_практ. – масса продукта реакции,

m_теор.полученная фактически

m_теор.– масса теоретическая

Объемная доля выхода продукта реакции -- j_вых(%).

V_прат.

j_вых(%)_.= ^.100% , где V_прат.– объем продукта реакции,

V_теор. полученный фактически

V_теор.– объем теоретически

рассчитанный

Теоретические массу, объем, количество вещества рассчитывают по уравнению реакции (смотри пример 1).

Пример 2

Задача. При взаимодействии магния массой 36 г с избытком хлора получено 128,25 г хлорида магния. Определите выход хлорида магния (в %) от теоретически возможного.
Дано: Решение:

m(Mg) = 36 г Указанная масса (m = 128,25 г) продукта реакции

mпр(MgCl₂) = 128,25 г MgCl₂ - это есть практически полученная масса

вещества. Из 36 г магния теоретически можно

_вых.(MgCl₂)-? получить больше хлорида магния, чем его

получено.
1.Для решения задачи составим уравнение химической реакции взаимодействия магния с хлором:

36 г 128,25 г

Mg + Сl₂  MgCl₂

υ = 1 моль υ = 1 моль

М = 24г/моль М = 95г/моль

m = 24г m = 95г

Далее рассмотрим два способа решения этой задачи: с использованием массы вещества и величины количества вещества:

1 способ

2. По уравнению химической реакции определим, сколько граммов хлорида магния можно получить из данных по условию задачи 36 г магния, составив пропорцию:

по уравнению: 24 г Mg -- 95 г MgCl₂

по условию: 36 г Mg -- х г MgCl₂

36г ^. 95г

отсюда х = = 142,5г; то есть m(MgCl₂) = 142,5г

24 г

Это означает, что из данного количества магния можно было бы получить 142,5 г хлорида магния (это теоретический выход, составляющий 100%), а получено всего 128,25 г хлорида магния (практический выход).
3.Рассчитаем теперь, сколько процентов составляет практический выход от теоретически возможного:

142,5 г MgCl₂ соответствует 100%-ному выходу

128,25 г MgCl₂ соответствует х %

128,25г

х = ^.100% = 90%, то есть _вых.(MgCl₂) = 90%

142,5г

Или можно провести расчеты, используя формулу (1.1):

m_практ.

W_вых(%) = ^. 100% ,

m_теор.

128,25г

W_вых(%) = ^. 100% = 90%

142,5г

Ответ: выход хлорида магния составляет 90% от теоретически возможного.

2 способ:

2. Из данных по условию задачи значений масс магния и хлорида магния рассчитаем значения количества этих веществ:

m(Mg) 36 г

υ(Mg) = = = 1,5моль;

M(Mg) 24 г/моль

m((MgCl₂) 128,25 г

υ(MgCl₂) = = = 1,35 моль

M(MgCl₂) 95 г/моль

3. Далее воспользуемся уравнением химической реакции. Из этого уравнения следует, что из 1 моль магния можно получить 1 моль хлорида магния, а, значит, из данных 1,5 моль магния можно теоретически получить столько же, то есть 1,5 моль хлорида магния, а практически получено лишь 1,35 моль. Поэтому выход хлорида магния (в процентах) от теоретически возможного составит;

1,5 моль MgCl₂ соответствует 100%-ному выходу

1,35 моль MgCl₂ соответствует x %

1,35моль

х = ^.100% = 90%, то есть _вых.(MgCl₂) = 90%

1,5 моль

Ответ: выход хлорида магния составляет 90% от теоретически возможного.

Обратная задача. Вычисление массы исходного вещества, если известен выход продукта и указана массовая доля его в процентах от теоретически возможного

Пример 3

Задача. При восстановлении оксида меди водородом было получено 12 г меди, что составляет 93,75 % от теоретически возможного. Определить массу исходного оксида меда.

Дано: Решение:

m(Сu) = 12 г x г 12 г

_вых (Сu) = 93,75% СuО + H₂  Сu + Н₂О

1 моль 1 моль

m(СuО)-? M=80 г/моль М=64г/моль

m = 80 г m = 64 г

Зная массовую долю выхода меди и практически полученную ее массу, рассчитаем теоретически возможную массу меди:

m_практ.m_практ. ^. 100%

_вых (Сu) = ^. 100%; m_теор. =

m_теор._вых (Сu)

12г . 100%

m_теор. = = 12,8 г Cu

93,75%

Это означает, что теоретически можно было бы получить 12,8 г меди из её оксида. По этой величине найдём массу оксида меди, взятую для реакции.

по уравнению: 80 г СuО - 64 г Сu

по условию: х г СuО - 12,8 г Сu

80 г ^. 12.8

отсюда х = = 16 г, то есть m (CuO) = 16 г

64 г

Ответ: масса исходного оксида меди равна 16 г

3 тип. Вычисление массы продукта реакции, если известны массы исходных веществ, одно из которых взято в избытке

Пример 4
Задача. Железо массой 5,6 г нагрели с серой массой 4,8 г. Вычислить массу полученного сульфида железа.
Дано: Решение:

m(Fe) = 5,6 г 1. При решении задач такого типа вначале

определяется,

m(S) = 4,8 г какое из исходных веществ взято в избытке, а какое

в недостатке. Для этого по данным массам веществ

m(FeS) = ? рассчитываем их количество:

m m(Fe) 5,6 г

υ= ; υ= = = 0,1 моль υ(Fe) = 0,1 моль

M M(Fe) 56 г/моль

m(S) 4,8 г

υ(S) = = ____________ = 0,15 моль; υ(S) =0,15 моль

M(S) 32 г/ моль

2. Далее по уравнению реакции выясняем, в каких отношениях реагируют исходные вещества.

5,6 г 4,8 г xг

Fe + S = FeS

1 моль 1 моль 1 моль

М = 56 г/моль М = 32 г/моль М = 88 г/моль

m = 56 г m = 32 г m = 88 г

Из уравнения реакции ясно, что на 1 моль Fe требуется 1 моль S. Следовательно, на данные по условию задачи 0,1 моль Fe потребуется 0,1 моль S. Но серы дано фактически 0,15 моль, то есть она взята в избытке.

Поэтому расчёт массы сульфида железа будем вести по количеству железа, то есть веществу, взятому в недостатке.
По данной в условии задачи массе железа рассчитаем массу сульфида железа:

по уравнению: 56 r Fe - 88 r FeS

по условию: 5,6 r Fe - х г FeS

отсюда х = 8,8г. То есть m(FeS) = 8,8 г

Ответ: получено 8,8 г сульфида железа.

Практическая часть:

Задача 1. При сжигании в кислороде 62г фосфора было получено 130г оксида фосфора (V). Вычислите массовую долю выхода оксида фосфора (V) в процентах от теоретически возможного.

Задача 2 На гидроксид натрия, взятый в необходимом количестве, подействовали раствором, содержащим 252г азотной кислоты. Вычислите массу полученной соли, если практический выход составляет 90% от теоретически возможного.

Задача 3При разложении 107г хлорида аммония получено 38л аммиака (н.у.). Вычислите объёмную долю выхода аммиака в процентах от теоретически возможного.

Задача 4 Вычислите объём аммиака (н.у.), который можно получить, нагревая 20г хлорида аммония с избытком гидроксида кальция, если объёмная доля выхода аммиака составляет 98%.

Задача 5Рассчитайте массу осадка, которая образуется при сливании растворов, один из которых содержит 260г нитрата бария, а второй 220г сульфата калия.

Вывод:

Задание на дом: 1.

Задание 1. Пользуясь Периодической системой, рассчитайте относительные молекулярные массы веществ: H₂SiO₃_,Cи(OH)_2.

Задание 2. Задача. Рассчитайте массу гидроксида натрия, который образуется из оксида натрия массой 46 г и воды.

ЛИТЕРАТУРА

1. С.М.Ерохин. Химия. (учебник). – М.: Мастерства, 2002.,

2. С.М.Ерохин, В.И.Фролов. Сборник задач и упражнений по химии (с дидактическим материалом), (учебное пособие). – М.: Высшая школа, 1998.

3. И.Г.Хомченко. Общая химия. – М.: Новая волна – ОНИКС, 1999.

4. Г.П.Хомченко, И.Г.Хомченко. Сборник задач по химии для поступающих в вузы. М.: Новая волна, 1999.

5. С.М.Ерохин. Химия. Методическое пособие по выполнению контрольных заданий для студентов-заочников средних специальных учебных заведений. – М.: НМЦ СПО, 1997.

Раздел 1. ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Тема 2.2. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева и строение атома.

Практическое занятие № 3

Составление электронных формул атомов элементов и графических схем (энергетических диаграмм), заполнения их электронами.

Цель работы:

повторить, углубить и обобщить важные сведения о строении атома, периодическом законе и периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева;
научиться составлять электронные и графические схемы атомов химических элементов; характеризовать порядок заполнения электронами подуровней.

Теоретическая часть:

Состояние электрона в атоме описывается четырьмя квантовыми числами.
1. Главное квантовое число (п) – значение энергии электрона, число орбит элемента - определяется номером периода п=1,2,3,4,5,6,7. Электроны, обладающие наименьшим запасом энергии, находятся на первом энергетическом уровне. Переход электрона из одного квантового состояния в другое связано со скачкообразным изменением энергии, при этом электроны переходят на второй и другие энергетические уровни. Общее число электронов в квантовом слое равно N=2п².

2. Орбитальное квантовое число (l) – характеристика движения электрона - пределяет форму электронного облака и показывает запас энергии электрона в подуровне. Подуровни имеют буквенное и цифровое обозначение:

s p d f

0 1 2 3

Электрон может находиться в любой точке пространства вокруг ядра. Поэтому квантовая механика вводит понятие электронного облака ( орбиталь ).- определенная часть пространства вокруг ядра, где пребывание электрона составляет 90%. Электронное облако может иметь разную геометрическую форму.

Орбитали первого типа – s-орбитали, сферической формы.

Орбитали второго типа – p-орбитали, являются вытянутыми, образуют нечто вроде гантели.

Орбитали третьего типа – d-орбитали имеют более сложную форму- они представляют собой как бы две скрещенные гантели.

Орбитали четвертого типа – f-орбитали образуют еще более сложные облака.

3. Магнитное квантовое число (m) – орбитальный магнитный момент электрона, число ячеек (каждое положение в пространстве электронного облака условно обозначается ячейкой). При движении электрона они связаны магнитными полями (m). Энергетические уровни подразделяются на подуровни.

Подуровень s состоит из одной орбитали и 2-х электронов.

Подуровень p ------------- трех орбиталей и 6-ти электронов.

Подуровень d ------------- пяти ------------- и 10 ----------------.

Подуровень f ------------- семи ------------- и 14 ----------------.

При заполнении электронами пользуются правилом Хунда: орбитали в пределах энергетического подуровня сначала заполняются все по одному электрону, затем их занимают вторые электроны.

4. Спиновое квантовое число (ms) – внутреннее движение электрона вокруг собственной оси. Это вращение электрона может иметь два противоположных направления: по часовой стрелки и против часовой стрелки.

Распределение электронов в атомах определяется принципом Паули: в атоме не может быть более двух электронов с одинаковым значением всех четырех квантовых чисел.

Принцип наименьшей энергии: последовательность заполнения электронами уровней и подуровней должна отвечать наибольшей связи с ядром, т. е. электрон должен обладать наименьшей энергией.
ПОСЛЕДОВАТЕЛЬНОСТЬ ЗАПОЛНЕНИЯ ОРБИТАЛЕЙ ОПРЕДЕЛЯЕТСЯ ШКАЛОЙ ЭНЕРГИИ. Самые выгодные орбитали – ближние s и p.

период	1	2	3	4	5	6	7
орбиталь	1s	2s2p	3s3p	4s3d4p	5s4d5p	6s4f5d6p	7s5f6d7p

Валентные возможности атомов на примере углерода:

Практическая часть:

Задание 1. Составьте графические и электронные формулы элементов с порядковыми номерами

а)№ 8, 11, 17, 23, 33.

б)№ 9, 12, 18, 24, 34.

в)№ 10, 13, 19, 25, 36.

Задание 2.

а). Определите валентные возможности фтора и хлора.

б). Определите валентные возможности кислорода и серы.

в). Определите валентные возможности азота и фосфора.

Вывод:

Задание на дом.

1. Составьте графические и электронные формулы элементов с порядковыми номерами №14, 20, 32.

2. Определите валентные возможности мышьяка и брома.

3. №10 с 47

ЛИТЕРАТУРА

1. С.М.Ерохин. Химия. (учебник). – М.: Мастерства, 2002.,

2. С.М.Ерохин, В.И.Фролов. Сборник задач и упражнений по химии (с дидактическим материалом), (учебное пособие). – М.: Высшая школа, 1998.

3. И.Г.Хомченко. Общая химия. – М.: Новая волна – ОНИКС, 1999.

4. Г.П.Хомченко, И.Г.Хомченко. Сборник задач по химии для поступающих в вузы. М.: Новая волна, 1999.

5. С.М.Ерохин. Химия. Методическое пособие по выполнению контрольных заданий для студентов-заочников средних специальных учебных заведений. – М.: НМЦ СПО, 1997.

Добавить документ в свой блог или на сайт

	Задания для студентов 1 курса, обучающихся по индивидуальному графику Первый семестр Реферат «Спорт в Великобритании» (выбрать один вид спорта, размер реферата 2 печатных листа, сделать презентацию)		Dvd-диск «егэ. Химия Подготовка к экзамену» Химия 8кл. Фильм -2 (кислород, водород) dvd-диск Химия 8кл. Часть -3 (вода, растворы, основания)
	Программа по формированию навыков безопасного поведения на дорогах... Оборудование: алюминий, образцы соединений алюминия, кислоты серная, соляная, азотная (растворы и концентрированные), разбавленные...		Методическая разработка открытого урока по химии в 8 «Б» классе Тема «Соли в свете тэд» Оборудование и реактивы: кристаллическая и питьевая сода – Na2CO3, Nahco3, (CuOH)2CO3 – малахит; растворы солей – (NH4)2SO4, Fe2(SO4)3,...
	Сдачи работ по индивидуальному графику в деканат В перечне указаны все дисциплины, подлежащие сдаче, на 1-2 курсе студентами всех специальностей. Студенты, зачисленные на 2 или 3...		Учебно-методический комплекс рабочая программа для студентов очного... Рабочая программа для студентов очного обучения по направлению 020100. 62 «Химия», профили подготовки: «Неорганическая химия и химия...
	Программа по формированию навыков безопасного поведения на дорогах... Оборудование: пробирки, спиртовка, хлорная вода, йодная вода, растворы йодида калия, хлорида калия, бромида натрия, колбы с хлором,...		Т. В. Сазанова теоретические основы и технологии по естествознанию В. Сазанова. Теоретические основы и технологии по естествознанию. Учебно-методический комплекс. Методические указания и индивидуальные...
	Урок на тему «Вода. Свойства воды» Оборудование: растворы, интерактивная доска, рабочие листы, периодическая система химических элементов, таблица растворимости		Тема. Вода и её свойства Тема и номер урока в теме: Какой бывает вода? (десятый урок в разделе «Родная природа»)
	Тема: Насекомые. Изделие "Пчелы и соты" Межпредметные связи: Окружающий мир, раздел "Что и кто?", тема "Кто такие насекомые?"; раздел "Почему и зачем?", тема "Почему мы...		Учебное пособие Для студентов вузов в 2-х частях С. К. Ашванян, д-р экон наук, проф. (раздел 4,7); Т. А. Сапожникова, канд экон наук, доц. (введение, раздел 5,9 ); Е. А. Плосконосова,...
	Министерство здравоохранения российской федерации государственный... ...		Конспект урока Тема урока Вода в природе Тема и номер урока в теме: Какой бывает вода? (десятый урок в разделе «Родная природа»)
	Рабочая программа дисциплины «Вода и ее антропологическое значение» Федерального государственного образовательного стандарта высшего профессионального образования (фгос впо) по направлению «Химия»...		Как помогает людям крещенская вода Химия относится к фундаментальным наукам, формирующим инженерное мышление. Химия является одной из базовых естественно научных дисциплин...