- •Екатеринбург
- •Общие методические указания
- •Образец выполнения домашнего задания
- •1. Строение атома
- •Строение атома
- •Пример 2. Используя правила Клечковского, рассчитайте, какой подуровень раньше заполняется электронами 4р или 5s.
- •Задания к разделу 1
- •2. Закономерности химических процессов
- •2.1. Термодинамический метод рассмотрения химических процессов
- •Задания к подразделу 2.1
- •Влияние концентрации реагирующих веществ
- •Влияние температуры
- •Задания к подразделу 2.2
- •2.3. Химическое равновесие
- •Задания к подразделу 2.3
- •3.Растворы электролитов
- •3.1. Концентрация растворов
- •Примеры решения типичных задач
- •Задания к подразделу 3.1
- •3.2. Электролитическая диссоциация. Ионно-молекулярные уравнения
- •Сильные электролиты
- •Слабые электролиты
- •Задания к подразделу 3.2
- •3.3. Гидролиз солей
- •Задания к подразделу 3.3
- •4. Окислительно-восстановительные процессы
- •4.1. Окислительно-восстановительные реакции
- •Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций
- •Задания к подразделу 4.1
- •4.2. Взаимодействие металлов с кислотами, водой и растворами щелочей
- •Задание к подразделу 4.2
- •4.3. Гальванические элементы
- •Задания к подразделу 4.3
- •4.4. Электрохимическая коррозия металлов
- •Задание к подразделу 4.4
- •4.5. Электролиз растворов
- •Катодные процессы
- •Анодные процессы
- •Пример 1. Электролиз водного раствора сульфата калия с инертными электродами:
- •Задание к подразделу 4.5
- •5. Дисперсные системы. Катализ и каталитические системы. Полимеры и олигомеры
- •Варианты заданий
- •Библиографический список
- •7. Приложения
- •Тема: « классы неорганических веществ»
- •3.1 Оксиды
- •3.1.1 Химические свойства основных оксидов
- •3.1.2 Химические свойства кислотных оксидов
- •3.1.3 Химические свойства амфотерных оксидов
- •3.2 Гидроксиды
- •3.2.1 Химические свойства оснований
- •3.2.2 Химические свойства кислот
- •3.2.3 Химические свойства амфотерных гидроксидов
- •3.3.1 Способы получения кислых солей
- •3.3.2 Способы получения основных солей
- •Названия некоторых кислот и их солей
- •Растворимость кислот, оснований и солей в воде
- •Водорода, кислорода и некоторых металлов в разных средах
- •620002, Екатеринбург, ул. Мира, 19
- •620002, Екатеринбург, ул. Мира, 19
Библиографический список
1. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для вузов /Н. В. Коровин. – 3-е изд., испр. – М.: Высшая школа, 2002. – 558 с.
2. Угай А.Я. Общая и неорганическая химия: учебник для вузов /А.Я.Угай. – 4-е изд., испр. – М.: Высшая школа, 2000. – 527 с.
3. Гельфман М.И. Химия: учебник для студентов, обучающихся по техни-ческим специальностям и направлениям / М.И. Гельфман, В.П. Юстратов. –
3-е изд., стер. – СПб.; М.; Краснодар: Лань, 2003. – 480 с.
4. Глинка Н.Л. Общая химия: учебное пособие для вузов /Н.Л.Глинка; под ред. А.И. Ермакова. – 30-е изд. испр. – М.: Интеграл-ПРЕСС, 2004. – 728 с.
5. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии: учебное пособие для студентов нехимических специальностей /Н.Л.Глинка; под ред. В.А. Рабиновича, Х.М. Рубинной. –26-е изд.испр. – М.: Интеграл–ПРЕСС, 2004. – 204 с.
6. Краткий справочник физико-химических величин / Под ред. А. Равделя, А.М. Пономаревой. – Л.: Химия, 1986. – 232 с.
7. Химия: конспект лекций /О.А. Антропова Р.Н. Лебедева, Е.А. Никоненко. – Екатеринбург: УМЦ УПИ, 2000. – 43 с.
8. Химия: краткий конспект лекций для студентов заочной формы обучения и представительств УГТУ–УПИ /С.Д.Ващенко [и др.]. – Екатеринбург: УГТУ – УПИ, 2003. – 43 с.
7. Приложения
Приложение 1
Тема: « классы неорганических веществ»
Индивидуальные химические вещества могут быть простыми и сложными. Все простые вещества условно делят на металлы и неметаллы. К неметаллам относят: H, He, B, C, N, O, F, Ne, Si, P, Sb, Cl, Ar, As, Se, Br, Kr,Te, I, Xe, Rn. Остальные элементы проявляют металлические свойства.
Сложные неорганические вещества делят на классы, основными из которых являются оксиды, гидроксиды (основания, кислоты, амфотерные гидроксиды), соли. Деление сложных веществ на классы основано на сходстве химических свойств.
3.1 Оксиды
Оксидами называют сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород со степенью окисления – 2. Различают солеобразующие и несолеобразующие оксиды. Из несолеобразующих оксидов (их немного) невозможно получить соли. К ним относятся, например, NO – оксид азота (11), NO2 – оксид азота (1V), СО – оксид углерода (11). Солеобразующие оксиды делят на основные, амфотерные и кислотные.
Основные оксиды – это оксиды металлов со степенью окисления +1, +2. Например, Na2O – оксид натрия, СаО – оксид кальция, FeO – оксид железа (11), MnO – оксид марганца (11). Основным оксидам соответствуют основания: NaOH, Са(ОН)2, Fe(OH)2, Mn(OH)2.
Амфотерные оксиды – это cоединения, которые проявляют свойства основных и кислотных оксидов. Они образованы металлами в степени окисления + 2, + 3, + 4. К ним относятся: BeO, ZnO, SnO, PbO, Al2O3, Cr2O3, Fe2O3, SnO2, PbO2, MnO2, TiO2 и др. Им соответствуют амфотерные гидроксиды: Be(OH)2, Zn(OH)2, Sn(OH)2, Pb(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3, Fe(OH)3, Sn(OH)2, Pb(OH)4 ,Mn(OH)4 , Ti(OH)4.
Кислотные оксиды: это оксида неметаллов и металлов со степенью окисления + 6, +7. Например, СО2 – оксид углерода (1V), N2O5 – оксид азота (V), Mn2O7 – оксид марганца (VII), CrO3 – оксид хрома (VI). Этим оксидам соответсвуют кислоты: H2CO3 , HNO3, HMnO4, H2CrO4, H2Cr2O7.