/>
«Установлениеи использование межпредметных связей при изучении элементов III и V группыпериодической системы Д.И. Менделеева»
ОГЛАВЛЕНИЕ
ВВЕДЕНИЕГЛАВА I. МЕЖПРЕДМЕТНЫЕ СВЯЗИ В КУРСЕ ШКОЛЬНОГО ПРЕДМЕТА ХИМИИ
1.1 Использование межпредметных связей для формирования у учащихсяоснов диалектико-материалистического мировоззрения
1.2 Пути и методы реализации межпредметных связей
1.3 Межпредметные связи в процессе изучения химии
ГЛАВА 2. СОСТОЯНИЕ ИЗУЧАЕМОГО ВОПРОСА В СОВРЕМЕННОЙ РОССИЙСКОЙШКОЛЕ
2.1 Элементы III-А группы периодической системы
2.1.1 Положение алюминия в периодической системе и строение егоатома
2.1.2 Нахождение алюминия в природе, его получение и свойства
2.1.3 Важнейшие соединения алюминия
2.2 V-A группа. Азот
2.2.1 Некоторые соединения азота и их свойства
2.2.1.1 Оксиды азота
2.2.1.2 Азотная кислота
ГЛАВА 3. МЕЖПРЕДМЕТНЫЕ СВЯЗИ ПРИ ИЗУЧЕНИИ III И V ГРУППЫПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ Д.И.МЕНДЕЛЕЕВА
3.1 III-А группа
3.1.1 Бор
3.1.1.1 Распространение в природе
3.1.1.2 Биохимическая роль
3.1.2 Алюминий
3.1.2.1 Распространение в природе
3.1.3 Галлий
3.1.3.1 Распространение в природе
3.1.3.2 Токсикологическая характеристика3.2 V-A группа периодическойсистемы3.2.1 Круговорот азота
3.2.2 Соединения азота
3.2.2.1 Взаимодействиенитрат-иона с фауной и флоройГЛАВА 4. МОИ УРОКИ4.1 Урок на тему «III-А группапериодической системы химических элементов Д. И. Менделеева»4.1.1 Экологическиеаспекты преподавания темы «Азот. Соединения азота»4.1.2 Урок по теме«Получение азотной кислоты»
4.1.3 Практическая работа на тему «Азотнаякислота и ее соли»
ГЛАВА 5. ЗАДАЧИ И ТЕСТЫ
5.1 Задачи и тесты потеме «V-A группа ПС»
5. 2 Тесты
ЛИТЕРАТУРА
ВВЕДЕНИЕ
Актуальностьвыбранной темы не может вызывать сомнений, так как элементы III и V группыпериодической системы Д.И. Менделеева применяются самым широким образом. Это ифармацевтическая, и горно-перерабатывающая промышленности, производствокрасителей, поверхностно-активных веществ, гербицидов, инсектицидов (применениев сельском хозяйстве) и др., применение в органическом синтезе, и прочее.
Приразработке данной темы особое внимание следует уделить экологическому аспектупроизводства, применения и утилизации элементов и соединений на их основе.Реализацию целей школьного экологического образования можно осуществлятьразными путями: это экологизация учебных дисциплин, создание интегрированныхкурсов, введение в практику обучения специального предмета, раскрывающеговопросы экологии и защиты окружающей среды от загрязнения.
Немаловажную роль в реализации экологического подхода играетвключение в учебный процесс наряду с общеучебными также задач и тестовыхзаданий с экологическим содержанием [1].
Цели работы:проследить и изучить межпредметные связи при преподавании темы «Элементы III иV группы периодической системы Д.И. Менделеева» в школьном курсе химии, а такжепути их реализации; на основе анализа как теоретического материала, так иэкологических аспектов их использования, сформировать у учащихся экологическоепонимание химических производств и проблемы загрязнения окружающей среды.Гипотеза– Использование межпредметных связей при изучении темы «Элементы III и V группыпериодической системы Д.И. Менделеева» с акцентированием на научные иэкологические аспекты позволит сформировать положительную мотивацию к учению,развить у учащихся ценностную ориентацию и сделать очередной шаг в процессеформирования научного и экологического мировоззрения учащихся.
ГЛАВА I. МЕЖПРЕДМЕТНЫЕ СВЯЗИ В КУРСЕШКОЛЬНОГО ПРЕДМЕТА ХИМИИ
Межпредметные связи – это современный принципобучения в средней школе. Он обеспечивает взаимосвязь предметовестественнонаучного и естественно-гуманитарного циклов и их связь с трудовымобучением школьников.
По определению Д. П. Ерыгина: «Межпредметныесвязи можно рассматривать как дидактическую систему, которая отражает вшкольных курсах объективно существующие взаимосвязи, обеспечивает посредствомсогласованного взаимодействия ее учебных компонентов осуществленияцеленаправленного процесса обучения школьников».
Использование межпредметных связей – одна изнаиболее сложных методических задач учителя химии. Она требует знаниясодержания программ и учебников по другим предметам. Реализация межпредметныхсвязей в практике обучения предполагает сотрудничество учителя химии сучителями других предметов.
Учитель химии разрабатывает индивидуальный планреализации межпредметных связей в курсе химии. Методика творческой работыучителя в этом плане проходит следующие этапы:
1. Изучение программы по химии, ее раздела«Межпредметные связи», программ и учебников по другим предметам, дополнительнойнаучной, научно-популярной и методической литературы;
2. Поурочное планирование межпредметных связей сиспользованием курсовых и тематических планов;
3. Разработка средств и приемов реализациимежпредметных связей на конкретных уроках (формулировка межпредметныхпознавательных задач, домашних заданий, подбор дополнительной литературы дляучащихся, подготовка необходимых учебников и наглядных пособий по другимпредметам, разработка методических приемов их использования);
4. Разработка методики подготовки и проведениякомплексных форм организации обучения (обобщающих уроков с межпредметнымисвязями, комплексных семинаров, экскурсий, занятий кружка, факультатива помежпредметным темам и т.д.);
5. Разработка приемов контроля и оценкирезультатов осуществления межпредметных связей в обучении (вопросы и задания навыявление умений учащихся устанавливать межпредметные связи).
Планирование межпредметных связей позволяетучителю успешно реализовать их методологические, образовательные, развивающие,воспитательные и конструктивные функции; предусмотреть всё разнообразие ихвидов на уроках, в домашней и внеклассной работе учащихся.
Для установления межпредметных связей необходимоосуществить отбор материалов, то есть определить те темы химии, которые теснопереплетаются с темами из курсов других предметов.
Курсовое планирование предполагает краткий анализсодержания каждой учебной темы курса с учетом внутрипредметных и межпредметныхсвязей.
1.1Использование межпредметных связей для формирования у учащихся основдиалектико-материалистического мировоззрения
Использование опорных знаний других предметов приизучении отдельных тем курса химии – важнейшее средство формирования у учащихсядиалектико-материалистического мировоззрения, целостного представления оявлениях природы и взаимосвязи между ними.
Решение этой задачи успешно осуществляется присовместной согласованной работе учителей различных дисциплин: природоведения,химии, физики, географии, биологии, математики, обществоведения, истории и др.Рассмотрим те межпредметные связи курса химии, которые касаются формированияоснов научно-материалистического мировоззрения учащихся.
После изучения темы «Вода. Растворы. Основания»предлагаем учащимся выполнить самостоятельные практические работы. При этомиспользуем вещества, которые изучались в курсе природоведения («Воздух», «Вода»и др.), в курсе ботаники («Дыхание семян», «Дыхание листьев»), а также в курсефизики. Даем задание осуществить превращения:
C ® CO2 ® H2CO3®Na2CO3
Практические работы такого характера раскрываютвзаимосвязь между различными классами химических соединений, развивают идею опознаваемости мира.
Исходя из превращений, осуществляемых припереходе от одних веществ к другим, даем определение понятия «развитие»(переход от одного качественного состояния к другому).
Не менее важно и то, что межпредметные связипозволяют более целесообразно планировать изучение материала, экономить время,при этом знания по другим предметам конкретизируются, углубляются, обобщаются.
1.2 Пути и методыреализации межпредметных связей
Вопрос о путях и методах реализации межпредметныхсвязей – это один из аспектов общей проблемы совершенствования методовобучения. Отбор методов обучения учитель производит на основе содержанияучебного материала и на подготовленности учащихся к изучению химии на уровнемежпредметных связей.
На первых этапах обучения учащихся приемамустановления межпредметных связей преобладает объяснительно-иллюстративныйметод. Учитель весь материал межпредметного содержания объясняет сам. Когда уучащихся сформируются умения работы с материалом межпредметного содержания,можно применять репродуктивный и частично-поисковый методы и творческиемежпредметные задачи.
Средства реализации межпредметных связей могутбыть различны:
вопросы межпредметного содержания: направляющиедеятельность школьников на воспроизведение ранее изученных в других учебныхкурсах и темах знаний и их применение при усвоении нового материала.
межпредметные задачи, которые требуют подключениязнаний из различных предметов или составлены на материале одного предмета, ноиспользуемые с определенной познавательной целью в преподавании одного другогопредмета. Они способствуют более глубокому и осмысленному усвоению программногоматерила, совершенствованию умений выявить причинно-следственные связи междуявлениями.
домашнее задание межпредметного характера –постановка вопросов на размышление, подготовка сообщений, рефератов,изготовление наглядных пособий, составление таблиц, схем, кроссвордов,требующих знаний межпредметного характера.
межпредметные наглядные пособия – обобщающиетаблицы, схемы, диаграммы, плакаты, диаграммы модели, кодопозитивы. Онипозволяют учащимся наглядно увидеть совокупность знаний из разных предметов,раскрывающую вопросы межпредметного содержания.
химический эксперимент – если предметом егоявляются биологические объекты и химические явления, происходящие в них.
Использование межпредметных связей вызвалопоявление новых форм организации учебного процесса: урок с межпредметнымисвязями, комплексный семинар, комплексная экскурсия, межпредметная экскурсия идр.
Уроки с межпредметным содержанием могут бытьследующих видов: урок-лекция; урок-семинар; урок-конференция; урок-ролеваяигра; урок-консультация и др.
уроки межпредметного обобщения или тематическиезадания – проблема педагогики и методики как соединить знания с практическойполезной деятельностью. Научить применять знания.
Суть тематического планирования заключается вследующем: группам учащихся дается задание разработать рекомендации поиспользованию удобрений, веществ, реакций относительно данной местности. Этизадания имеют МПС и готовятся совместно с учителями биологии, географии,черчения, рисования – это бинарные уроки.
Ход проведения: группа из 4-6 человек выбираетруководителя проекта, специалистов (биолог, агроном, чертежников,художник-оформитель), определяет задания каждому ученику. Группы собираются иотчитываются о работе.
Каждой группе дается своеобразное домашнеезадание, которое будет завершено защитой своих работ. Вначале такого урока –краткая беседа учителя, в ходе которой ставится цель, представляются учащиеся,определяется порядок защиты. Затем идут выступление групп – в виде краткогоотчета о проделанной работе (демонстрация рисунков, таблиц). Далее идетобсуждение выступлений; учитель продумывает со своими коллегами трудовоезадание. Обязательно прослеживается связь с окружающей средой.
По этим урокам можно сделать вывод:
1. Все уроки связаны педагогической логикой.
2. Строго выполняется учителем тема по программе.
3. Включено обязательно решение задач.
4. Главное достоинство – ученики учатся учитьсяпо указанию учителя.
5. Но самое главное – все задания выполняютсясамостоятельно.
1.3 Межпредметные связи в процессе изучения химии
Отражение межпредметных связей и определениесодержания в программах: а) для обычных классов без специализации – программакурса химии для 8-11 классов средней общеобразовательной школы – разработана влаборатории химического образования Института общеобразовательной школы РАО –Москва “Просвещение” 1993 год, тема “Основания” – 2 часа. б) программа курсанеорганической химии для 8-9 классов химико-биологического профиля (авторы:Н.Е. Кузнецова, Г.П. Никифорова, И.М. Титова, А.Ю. Жегин) на тему “Элементы IIIи V группы” отводится 6 часов, является своевременным и важным положением всистеме обучения учащихся, поскольку методически обоснованное осуществлениевнутри- и межпредметных связей в процессе изучения школьных дисциплинспособствует повышению качества знаний учащихся, развитию их мыслительнойдеятельности.
Реализация внутри- и межпредметных связей приизучении химии является одной из форм логического повторения, углубления исовершенствования приобретенных знаний.
Поскольку внутри- и межпредметные связиобеспечивают привлечение учащимися на уроках знаний из области другихпредметов, важно с учетом требований программ выделить наиболее общие,устойчивые и долговременно действующие внутри- и межпредметные понятия.Примером таких понятий могут быть понятия о составе, строении, химических свойствахи биологических функциях веществ. При отборе и использовании межпредметнойинформации важно не нарушить логику построения учебных предметов и не допускатьперегрузки их содержания.
Способы привлечения знаний из других предметовразличны. Можно предложить учащимся при подготовке к занятиям восстановить впамяти ранее изученные вопросы. В отдельных случаях учитель при изложениинового материала сам напоминает сведения, полученные при изучении другихпредметов, включая при этом учащихся в активную беседу. Опытучителей-методистов показывает, что установление взаимосвязей между предметамиуспешно проходит при включении в содержание урока (или в задание на дом)примеров и задач межпредметного характера.
Для того, чтобы успешно реализовать внутри- имежпредметные связи в учебной деятельности, учитель химии должен, прежде всегоовладеть содержанием соответствующих дисциплин.
Конкретизация использования внутри- имежпредметных связей в процессе обучения достигается с помощью поурочногопланирования. Последнее осуществляется с учетом вида урока:
· фрагментальный, когдалишь фрагменты, отдельный этап урока, требует реализации связей с другимипредметами;
· узловой, когда опора назнания из других предметов составляет необходимое условие усвоения всего новогоматериала или его обобщения в конце учебной темы;
· синтезированный, которыйтребует синтеза знаний из разных предметов на протяжении всего урока испециально проводится для обобщения материала ряда учебных тем или всего курса.
Поурочный план-разработка показывает, когда, накаком этапе урока и какими способами включаются знания из других курсов визучении нового или закрепления учебного материала. Особенно необходиматщательная разработка обобщающего урока с внутри- и межпредметными связями.Выделение таких уроков производится на основе тематического планирования.Поурочное планирование может быть выполнено в виде плана конспекта или в видетаблицы
этапы
урока вопросы МП содержания методы и приемы средства наглядности внутрипредметные и межпредметные связи
Составляя поурочные планы, учителю важно знать,что учащиеся уже усвоили из необходимых опорных знаний на уроках по другимпредметам, согласовать с учителями смежных предметов постановку вопросов изаданий, чтобы избежать дублирования и достигнуть развития общих идей ипонятий, их углубления и обогащения. Этому помогает взаимопосещение уроков иизучение составляемых коллегами планов реализации внутри- и межпредметныхсвязей.
Таким образом, планирование составляетнеобходимое и существенное условие подготовки учителя к эффективномуосуществлению внутри- и межпредметных связей и является одним из средств ихреализации в практике обучения школьников [2, 3].
ГЛАВА 2. СОСТОЯНИЕИЗУЧАЕМОГО ВОПРОСА В СОВРЕМЕННОЙ РОССИЙСКОЙ ШКОЛЕ/> 2.1 Элементы III-А группы периодической системы
Алюминий Al (лат.Aluminium, от лат. alumen —квасцы). Аl— элемент III группы 3-гопериода периодической системы Д. И. Менделеева, п. н. 13, атомная масса26,9815, имеет один стабильный изотоп 27Al (100 %). Металлический Аl был получен в 1827г. Вёлером. По содержанию в земнойкоре (8,8 %) Аl занимает 3-е место после Ои Si, с которыми Аl (ввиде различных алюмосиликатов) составляет более 82% массы земной коры. Всвободном виде не встречается. Основное сырье для производства Аl – бокситы. Аl –серебристо-белый металл, легкий, прочный, пластичный, ковкий, обладает высокойэлектро- и теплопроводимостью, высокой химической активностью. В соединениях А.проявляет степень окисления +3. А. легко соединяется о кислородом воздуха,покрываясь плотной пленкой оксида Al2O3, этообусловливает высокую коррозионную стойкость; концентрированная HNO3на Аl не действует. Аl легко растворяется в щелочах, разбавленных НС1 и H2SO4. Гидроксид Аl (и Аl2О3)амфотерен: с кислотами водных растворах он дает соли, содержащиегидратированный ион [Al(H2O)6]з+, со щелочами— алюминаты. Аl получают электролизом Аl2О3 (из боксита),растворенного в расплавленном криолите Na3AlF6, Аl применяют для производства легких сплавов (дуралюмин,силумин) в самолетостроении, автомобилестроении, при строительстве зданий, дляизготовления химической аппаратуры, электрических проводов, конденсаторов, какматериал для ядерных реакторов и др. Аlслужит восстановителем при получении ряда металлов. Применяются различныесоединения Al — алюминия оксид, хлоридалюминия АlС13 или водныйА1С13. 6Н2О как катализатор в органическомсинтезе, сульфат алюминия А12(SО4)3 × 18H2O иалюмокалиевые квасцы KAl(SO4)2 × 12Н2О — для очистки воды,при крашении тканей, для дубления кож и в производстве бумаги. В строительствеи архитектуре для защиты от коррозии и в декоративных целях применяютсеребряную краску — смесь алюминиевого порошка с минеральным маслом.Алюминийорганические соединения используют при синтезе другихметаллоорганических соединений; соединения Аl салкилами применяют как катализаторы при полимеризации олефинов.
БорВ – элемент III группы 2-го периода п.с. В природе встречается в виде борнойкислоты и различных минералов. Бор является сильным восстановителем. Гидридыбора применяют в топливе для ракет, как катализаторы при получении полимеров,для покрытия металлов бором, в металлургии, в ядерной промышленности.
ГаллийGa – элемент III группы п.с. Химическиактивен, применяется в качестве модифицирующих присадок в сплавах, вполупроводниковой промышленности.
ИттрийY — элемент III группы 5-го периодап.с., в природе встречается вместе с лантаноидами. Иттрий используется ватомной технике и авиации.
СкандийSс – элемент III группы 4-го периода п.с.Скандий содержится в виде примесей во многих минералах, химически активен.Применяют скандий в основном в виде сплавов с различными металлами, в ядернойтехнике, металлургии, медицине и пр.
ЛантанLa – элемент III группы 6-го периода п.с.В природе La встречается в виде сложного по составу минерала монацита.
Лантаноиды– 4f-семейство из 14элементов VI периода п.с. В природе лантаноиды сопутствуют друг другу. Все лантаноиды– металлы серебристо-белого цвета, пластичны и легко поддаются ковке, литью.Лантаноиды химически активны, разлагают воду, реагируют с кислотами. Лантаноидынаходят очень широкое применение – в изготовлении лаков и красок, впроизводстве кожи, в текстильной промышленности, в радиоэлектронике и пр.
ТаллийTl – элемент III группы 6-гопериода п.с.,относится к рассеянным элементам, легко разлагает кислоты. Производство таллиясвязано с комплексной переработкой сульфидных руд цветных металлов. Токсичен.
АктинийАс – радиоактивный элемент III группы п. с. Период полураспада Ас составляет 22года, испускает b-частицы (98 %) и a-частицы. Получаютоблучением радия нейтронами. Ас – металл серебристо-белого цвета, в соединенияхпроявляет с.ок. +3, по химическим свойствам близок к лантану. Ас – опасныйрадиоактивный яд.
Актиноиды– 5f-семейство элементов 7периода п. с., все радиоактивны [2].
КIII группе периодической системы относятся следующие элементы: бор В, алюминийAl, скандий Sc, галлий Ga, иттрий Y, лантан La (лантаноиды), таллий Tl, актинийAc (актиноиды).
Данная темаизучается в школьной программе в 9 классе по учебнику Ф. Г. Фельдмана и Г. Е.Рудзитиса [3]. На изучение элементов III группы отводится лишь 2 часа.
В школьномучебнике Ф. Г. Фельдмана и Г. Е. Рудзитиса этой теме посвящен лишь одинпараграф, к тому же тема освещена не лучшим образом. Авторы учебника подробнорассматривают лишь один из элементов III группы – алюминий. В этом параграферассматриваются следующие подпункты.
/>2.1.1 Положение алюминия в периодическойсистеме и строение его атома
Алюминийнаходится в главной подгруппе III группы. Схемарасположения по энергетическим уровням следующая:
+3Al 2e-, 8e-,3e-
Так как у атомов алюминия на внешнем уровне 3 электрона, то алюминий всоединениях проявляет степень окисления 4-3.
К такому же выводу приходим, руководствуясь представлениями о характередвижения электронов в атомах и расположении их не только по энергетическимуровням, но и по подуровням. В атоме алюминия легко происходит распаривание 3s2-электронов и один электрон переходит 3p-орбиталь:
/>
В результате получаются три неспаренных электрона. Ответьте на вопрос 1(с. 138 [4]).
2.1.2Нахождение алюминия в природе, его получение и свойства
Алюминий — третий по распространенности элемент в земной коре. Он встречаетсятолько в соединениях. Важнейшие из них указаны на схеме 19.
Схема 19
/>
Окрашенные кристаллы Al2O3 красного цвета — рубины,синего цвета – сапфиры.
Получение
Немецкий химик Ф. Вёлер в 1827 г. получил алюминий при нагреваниихлорида-алюминия со щелочными металлами калием или натрием без доступа воздуха.
AlCl3 +3K /> 3KCl + Al
Дляпромышленного получения алюминия эти методы экономически невыгодны, поэтому былразработан электрохимический метод получения алюминия из бокситов.
Физические свойства
Алюминий — серебристо-белый металл, легкий (r = 2,7 г/cм3),плавится при 660 °С. Он очень пластичен, легко вытягивается в проволоку ипрокаливается в листы и фольгу. По электрической проводимости алюминий уступаетлишь серебру и меди (она составляет 2/3 от электрической проводимости меди).
Химические свойства
В электрохимическом ряду напряжения алюминийпомещается за самыми активными металлами. Однако из повседневного опытаизвестно, что на алюминиевые изделия (посуду и т. д.) не действует ни кислород,ни вода даже при температуре ее кипения. На алюминий не действует такжеконцентрированная холодная азотная кислота. Это объясняется наличием наповерхности алюминия тонкой оксидной пленки, которая предохраняет его отдальнейшего окисления. Если поверхность алюминия потереть солью ртути, топроисходит реакция:
2А1 + 3HgCl2 ® 2А1С13 +3Hg
Выделившаяся ртуть растворяет алюминий, и образуется его сплав с ртутью —амальгама алюминия. На амальгамированной поверхности пленка не удерживается,поэтому алюминий реагирует с водой при обычных условиях (рис. 46):
2А1 + 6НОН ®2А1(ОН)3¯ +3Н2
При повышенной температуре алюминий реагирует со многими неметаллами исложными веществами без амальгамирования:
/>
Применение
Алюминий применяют для производства различных сплавов. Наибольшеераспространение имеют дюралюмины, содержащие медь и магний, и силумины — сплавыалюминия с кремнием. Основные преимущества этих сплавов—легкость и высокаяпрочность. Упомянутые сплавы широко используют в авиа-, авто-, судо- иприборостроении, в ракетной технике и в строительстве. В виде чистого металлаалюминий идет на изготовление электрических проводов и различной химическойаппаратуры.
Алюминий используют также для алитирования, т. е. насыщения поверхностейстальных и чугунных изделий алюминием с целью защиты их от коррозии.
На практике часто используют термит (смесь оксида Fе3O4 с порошком алюминия). Еслиэту смесь поджечь (с помощью магниевой ленты), то происходит бурная реакция свыделением большого количества теплоты:
8Al + 3Fe3O4 ® 4Al2O3 + 9Fe
Этотпроцесс используют при так называемой термитной сварке, а также для получениянекоторых металлов в свободном виде.
Ответьтена вопросы 2—6 (с. 138). Решите задачи 1 – 2 (с. 138). [4]
/>
2.1.3 Важнейшие соединенияалюминия
Оксид алюминия
Аl2О3можно получить следующими способами:
1. Непосредственным сжиганием порошка металлического алюминия (вдуваниемпорошка алюминия в пламя горелки):
4Al + 3O2 ®2А12O3
2. Путем превращения по приведенной ниже схеме:
/>
Оксид алюминия — твердое, тугоплавкое (темп. пл. 2050 °С) вещество белогоцвета.
По химическим свойствам это амфотерный оксид (I, § 37). Реагирует скислотами, проявляет свойства основных оксидов:
А12O3 + 6НС1 /> 2А1С13+ 3Н2O
Al2O3 +6H+ +6С1-/> 2Al3+ + 6С1- + 3Н2O
А12O3 +6Н+/> 2A13+ +3Н2O
Оксид алюминия реагирует со щелочами и проявляет свойства кислотныхоксидов. Причем при сплавлении образуются соли метаалюминиевой кислоты НА1O2,т. е. мета-алюминаты:
Al2O3 + 2NaOH /> 2NaA102 + H20
Вприсутствии воды реакция протекает иначе:
А12О3 + 2NаОН+ Н2O ® 2[NaA1O2.H2O]
Это объясняется тем, что в водном растворе алюминат натрия NaA1O2 присоединяет одну или две молекулы воды,что можно изобразить так:
а) NaA1O2-Н2О, илиNaH2A1O3; б)NaA1O2-2H2O, илиNaAl(OH)4.
Гидроксид алюминия
Гидроксид алюминия А1(ОН)3 получают при взаимодействиираствора щелочи с растворами солей алюминия (раствор щелочи нельзя брать визбытке):
АlCl3 + NaOН ® Al(OH)3¯ + 3NaCl
A13+ + 3Cl- + 3Na+ +3OH- ® Al(OH)3¯ + 3Na+ + 3С1-
Аl3+ +3ОН- ®А1(ОН)3¯
Если белую желеобразную массу гидроксида алюминия выделить из раствора ивысушить, то получается белое кристаллическое вещество, практически нерастворяющееся в воде.
Гидроксид алюминия (как и его оксид) обладает амфотерными свойствами.Подобно всем основаниям гидроксид алюминия реагирует с кислотами. Присплавлении гидроксида алюминия со щелочами образуются метаалюминаты, а в водныхрастворах — гидраты метаалюминатов:
А1(OH)3 + NaOH /> NaА1O2 + 2Н2O
А1(OH)3 + NaOH ® NaH2А1O3+ Н2O
Соли алюминия получают в основном при взаимодействии металлического алюминияс кислотами. По физическим свойствам это твердые кристаллические вещества,хорошо растворимые в воде. Химические свойства солей алюминия аналогичнысвойствам других солей ([3], с. 98—99). Так как соли алюминия образованы слабымоснованием и сильной кислотой, то они в водных растворах подвергаются гидролизу(с. 18).
Ответьте на вопросы 7—10 (с. 138). Решите задачу 3 (с. 138 [4]).
Генетическая связь между алюминием и его важнейшими соединениями (схема20).
/>
Выполните упражнение 11.
Далее вучебнике по этой теме приводятся задачи на закрепление материала. Также вучебнике приводится лабораторный эксперимент (с. 139) [4].
Такимобразом, из вышеизложенного материала можно сделать вывод, что в школьнойпрограмме на изучение данной темы отводится очень мало часов, и, кроме этого,практически нет сведений об экологических аспектах этой темы.
Азот образуетряд оксидов, формально отвечающих всем возможным степеням окисления от +1 до+5: N2O, NО, N2O3, NO2, N2O5,однако всего два из них – оксид азота(II) и оксид азота(IV) – не толькоустойчивы при обычных условиях, но и активно задействованы в природном ипромышленном круговоротах азота.
/>2.2.1 Некоторые соединения азота иих свойства1.2.1.1. Оксиды азота
N2+1O– оксид азота(I), закись азота, «веселящий» газ, несолеобразующий оксид.Получают N2O разложением аммиачной селитры:
/>
N2O имеет слабый приятныйзапах и сладковатый вкус. С кислородом, водой, растворами кислот и щелочей нереагирует. Разлагается на элементы при температуре выше 500 °С, инымисловами, достаточно устойчив.
Строение: укислорода 2 неспаренных электрона, у азота 3 – образуется двойная связь и одиннеспаренный электрон в остатке. Можно предположить, что молекулы NO будутспариваться и образовывать димерную молекулу ONNO. Строение молекулы: линейнаямолекула О=N=N, в которой центральный атом N четырехвалентен. Он образует дведвойные связи: одну – с кислородом по типичной схеме создания ковалентной связи(два электрона азота, два электрона кислорода), другую – с атомом азота(который два из своих трех неспаренных электронов спаривает и образует за счетэтого пустую орбиталь), одна из связей ковалентная, вторая донорно-акцепторная(рис. 1).
Установка дляполучения оксида азота(I) состоит из штативов, пробирки, пробки с газоотводнойтрубкой, кристаллизатора, цилиндра и спиртовки (рис. 2). В пробирку помещают NH4NO3, закрывают пробкой сгазоотводной трубкой и нагревают. Газ собирают в цилиндр, наполненный водой.
/>
Рис. 1.Молекула оксида азота(I) – N2O
/>
/>Рис. 2. Получение оксида азота(I) в лаборатории
Оксид N2O разлагается при нагревании:
/>
Оксид N2O реагирует с водородом:
/>
N+2O– оксид азота(II), несолеобразующий оксид. Получают NO реакцией меди с кислотойHNO3 (разб.) (рис. 3).
Кристаллическая решетка молекулярная; молекулалегкая, слабополярная (электроотрицательность кислорода немного выше, чем уазота). Можно предположить, что температуры плавления и кипения будут низкими,но выше, чем у азота, т. к. полярность молекулы дает возможность подключатьэлектростатические силы притяжения к просто межмолекулярным силам. Образованиедимера тоже способствует повышению температуры кипения. Строение молекулыпозволяет предположить и невысокую растворимость в воде. Оксид азота(II) неимеет ни цвета, ни запаха.
/>
/>Рис. 3. Получение оксида азота(II) в лаборатории
Для получения оксида азота(II) в пробирку помещаютнемного медных стружек и заливают разбавленную азотную кислоту. Пробиркузакрывают пробкой с газоотводной трубкой и укрепляют в штативе. Конецгазоотводной трубки опускают в кристаллизатор с водой и далее в цилиндр (рис.3). При нагревании выделяется NO. NO легко окисляется кислородом воздуха, т. е.действует как восстановитель:
/>
В реакции с сернистым газом оксид NO – окислитель:
/>
N+22O3–оксид азота(III), азотистый ангидрид (ему соответствуют азотистая кислота HNО2и соли нитриты); это кислотный оксид, для него характерны все свойствакислотных оксидов. Получают оксид N2O3 по реакции:
NO2 + NO />N2O3.
N+4O2–оксид азота(IV), диоксид азота, бурый газ (токсичен).
Рассмотримэлектроны азота в молекуле NО. Это неспаренный электрон, свободная параэлектронов и еще два электрона на связи с кислородом – всего пять. А у атомакислорода, «выходящего на связь», шесть электронов на четырех орбиталях. Еслирасположить их по два, то одна орбиталь останется свободной. Именно ее изанимает пара электронов атома азота (рис. 4, 5).
/>
Рис. 4. Схемаэлектронного строения молекулы NO2 (первый вариант). (Точками обозначены электроныатомов О, крестиками – электроны атома N)
Рис. 5. Схемаэлектронного строения молекулы NO2 (второй вариант). (Звездочкой обозначенвозбужденный атом O, стрелкой – донорно-акцепторная связь.
Раз параэлектронов, находящаяся на s-орбитали, «пошла на связь», она просто обязанаподвергнуться гибридизации. Возникает вопрос: какой тип гибридизации используетатом? Ответ: три электронные орбитали азота находятся в состоянии sp2-гибридизации.Молекула NO2 угловая, угол 134° (угол больше 120° потому, что 1электрон отталкивает от себя электроны связи слабее, чем пара электронов) (рис.6, 7).
Кристаллическаярешетка молекулярная, однако, поскольку сама молекула тяжелее NO и склонность кдимеризации у нее заметно выше, то плавиться и кипеть это вещество должно призаметно более высоких температурах. Температура кипения составляет 21 °С,поэтому при обычных условиях – 20 °С и 760 мм рт. ст. – оксид азота(IV)жидкий.
Оксид азота (IV) в воде растворяется,одновременно с ней реагируя, и получается при этом сразу две кислоты.
/> />
Рис. 6.Молекула NO2 — вид «сверху»
Рис. 7.Молекула NO2 – вид «сбоку», со стороны донорно-акцепторной связи.(Второй атом кислорода не виден за орбиталями атома азота. Заштрихованныекружки – это гибридизованные орбитали атомов, направленные к читателю.)
Оксидазота(IV) имеет и характерный резкий запах, и рыжевато-бурый цвет, оттенкикоторого отличаются друг от друга в зависимости от концентрации. Именно за этотцвет выбросы оксидов азота в атмосферу называют «лисьими хвостами» [4].
Реакции оксида NO2
1) С водой:
2NO2 + Н2O = НNO3 +НNO2.
2) С щелочами:
2NO2 + 2NaOH = NаNО3+ NаNО2+ Н2O.
3) Димеризация при охлаждении:
/>
При температуре –11 °С равновесие полностьюсмещено вправо, а при +140 °С – целиком влево.
N+52O5– оксид азота(V), азотный ангидрид, кислотный оксид, сильный окислитель. ОксидN2O5 легко разлагается:
2N2O5 = 4NO2+ O2.2.2.1.2 Азотная кислота
Изгидроксидов азота мы рассмотрим наиболее многотоннажный – азотную кислоту.
Молекулаазотной кислоты полярна (из-за разной электроотрицательности кислорода иводорода, потому что азот как бы скрыт внутри молекулы) и асимметрична. Все триимеющихся в ней угла между связями азота с кислородом разные. Формальнаястепень окисления азота высшая (+5). Но при этом только 4 связи у атома азота сдругими атомами – валентность азота равна 4.
Строениемолекулы легче понять, если рассмотреть процесс ее получения. Азотная кислотаполучается при реакции оксида азота(IV) с водой (в присутствии кислорода): двемолекулы NO2 одновременно «атакуют» молекулу воды своиминеспаренными электронами, в результате связь водорода с кислородом разрываетсяне как обычно (пара электронов у кислорода и «голый протон»), а одной молекулеNO2 достается водород со своим электроном, другой – радикал ОН (рис.8). Образуются две кислоты: обе кислоты сильные, обе быстро отдают свой протонближайшим молекулам воды и остаются в итоге в виде ионов NO2- и NO3-. Ион NO2- нестоек, две молекулыНNО2 разлагаются на воду, NО2 и NО. Оксид NO реагирует скислородом, превращаясь в NО2, и так до тех пор, пока не получитсяодна только азотная кислота.
/>
Рис. 8. Схемаобразования молекул азотной и азотистой кислот. (Черный шар – атом N, большие белые шары –атомы O,маленькие белые шарики – атомы H.)
Формальновыходит, что с одним атомом кислорода атом азота связан двойной связью, а сдругим – обычной одинарной связью (этот атом кислорода связан еще и с атомомводорода). С третьим атомом кислорода азот в HNO3 связандонорно-акцепторной связью, причем в качестве донора выступает атом азота.Гибридизация атома азота при этом должна быть sр2 из-за наличиядвойной связи, что определяет структуру – плоский треугольник. Реальнополучается, что действительно фрагмент из атома азота и трех атомов кислорода –плоский треугольник, только в молекуле азотной кислоты этот треугольникнеправильный – все три угла ОNО разные, следовательно, и разные сторонытреугольника. Когда же молекула диссоциирует, треугольник становится правильным,равносторонним. Значит, и атомы кислорода в нем становятся равноценными.Одинаковыми становятся и все связи.
Физическиесвойства азотной кислоты
Соединениеионизированное, пусть даже и частично, сложно перевести в газ. Таким образом,температура кипения должна бы быть достаточно высокой, однако при такойнебольшой молекулярной массе температура плавления высокой быть не должна.Следовательно, агрегатное состояние при 20°С жидкое. Что касаетсярастворимости, то, как и многие другие полярные жидкости, азотная кислота легкосмешивается с водой в любых соотношениях. Чистая азотная кислота бесцветна и неимеет запаха. Однако из-за разложения на кислород и оксид азота(IV), который вней же и растворяется, можно сказать, что обычная концентрированная азотнаякислота имеет желто-бурый цвет и характерный для NO2 резкий запах.Посмотрим, как влияет строение молекулы азотной кислоты на ее химическиесвойства.
НNО3 – cильный окислитель
При взаимодействии НNО3 с металлами (М)водород не выделяется:
М + НNО3 ® соль + вода +газ.
Смесь HNO3 (конц.) с HCl (конц.) вобъемном соотношении 1:3 (1VHNO3 + 3V HCl)называют «царской водкой».
Au + HNO3 + 3HCl = AuCl3+ NO/>+ 2H2O.
Азотнаякислота не реагирует с другими кислотами по типу реакций обмена или соединения.Однако вполне способна реагировать как сильный окислитель. В смеси концентрированныхазотной и соляной кислот протекают обратимые реакции, суть которых можнообобщить уравнением:
/>
/>
Образующийсяатомарный хлор очень активен и легко отбирает электроны у атомов металлов, ахлорид-ион образует устойчивые комплексные ионы с получающимися ионамиметаллов. Все это позволяет перевести в раствор даже золото. Концентрированная H2SO4 как сильноеводоотнимающее средство способствует реакции разложения азотной кислоты наоксид азота(IV) и кислород. Азотная кислота – одна из сильных неорганических кислоти, естественно, со щелочами реагирует. Реагирует она также и с нерастворимымигидроксидами, и с основными оксидами [4].
При изучении темы «Азот.Соединения азота» пользуются учебником химии под редакцией Г.Е. Рудзитис, Ф.Г.Фельдман, также учебником за 9 класс под редакцией Н.С. Ахметова. Дидактическимматериалом служит книга по химии для 8-9 классов под редакцией А. М. Радецкого,В. П. Горшкова; используются задания для самостоятельной роботы по химии за 9класс под редакцией Р.П. Суровцева, С.В. Софронова; используется сборник задачпо химии для средней школы и для поступающих в вузы под редакцией Г.П.Хомченко, И.Г. Хомченко. На изучение этой темы отводится 7 ч [4, 5].
ГЛАВА 3.МЕЖПРЕДМЕТНЫЕ СВЯЗИ ПРИ ИЗУЧЕНИИ III И V ГРУППЫ ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫД.И.МЕНДЕЛЕЕВА/> 3.1 III-А группа
3.1.1 Бор/>3.1.1.1Распространение в природе
Бор никогдане встречается в природе в свободном состоянии, он всегда оказывается связаннымс кислородом. В этой форме он присутствует в борной кислоте Н3BO3,которая содержится в воде горячих источников вулканических местностей. Крометого, в природе распространены многочисленные соли борной кислоты. Из этихсолей наиболее известна бура или тинкал Na2B4О7. 10Н2О. Техническое значение имеют борацит 2Mg3B8O15. MgCl2, пандермит Са2B6О11. 3Н2О, колеманит Са2B6О11. 5Н2О, кернит Na2B4О7.4Н2О.
Необходимоуказать и следующие минералы, которые являются производными борной кислоты:борокальцит СаB4О7. 4Н2О,борнонатрокальцит NaСаB5О9. 6Н2О,гидроборацит MgCaB6О11. 6Н2О,боромагнезит 2Mg5B4О11. 5Н2О,сингалит MgAlBО4 и др. [9-11]. 3.1.1.2 Биохимическая роль
Бор и егосоединения имеют большое значение в народном хозяйстве. Изотоп 510B,поглощающий нейтроны, применяют в ядерной технике для замедления ядерных цепныхреакций. Бура и борная кислота издавна применяется в медицине как антисептики.
Физиологическаяи биологическая активность бора очень высока. Бор способен влиять на важнейшиепроцессы биохимии животных и растений. Вместе с Mn, Cu, Zn и Мо бор входит вчисло пяти жизненно важных микроэлементов. Бор концентрируется в костях изубах, в мышцах, в костном мозгу, печени и щитовидной железе. Вероятно, что онускоряет рост и развитие организмов. Это видно из влияния бора на растения. Приборном голодании значительно уменьшается урожай и особенно количество семян.Для жизнедеятельности животных важно его нахождение в молоке (коровьем) и вжелтке куриных яиц. Некоторые растения (кормовые травы и сахарная свекла)собирают по несколько граммов бора с гектара угодий. Бор содержится взначительных количествах в жировых тканях некоторых животных, пасущихся напастбищах, обогащенных бором. Состав соединений бора в организме неизвестен.Установлено, что бор тормозит кишечную амилазу и кишечные протеиназы, усиливаетдействие инсулина и тормозит окисление адреналина, ослабляет витамины В2и В12. При избытке бора появляются борные энтериты. Избыточноесодержание бора ведет к заболеванию растений. Пшеница и овес страдают приналичии 0,7 — 0,8 мгВ/кг почвы. Борьба с засолением почв бором ведется спомощью промывки борных почв [9-11].
3.1.2Алюминий/>3.1.2.1Распространение в природе
По своейраспространенности алюминий среди элементов занимает третье место, средиметаллов — первое. Он встречается главным образом в виде двойных силикатов, вполевых шпатах и слюдах и в продуктах их выветривания — глинах. В свободномсостоянии алюминий никогда не встречается. Окись алюминия Al2O3встречается в виде корунда и наждака. Из гидроокисей боксит AlO(OH) имеетнаибольшее техническое значение в качестве основного исходного продукта дляполучения, Большое значение имеет также криолит Na3AlF6.
Из двойныхсиликатов следует отметить: калиевый полевой шпат или ортоклаз K[AlSi3O8]- главная составная часть изверженных пород: гранита, сленита, базальта,кальциевый полевой шпат или анорит Сa[Al2Si2O8],плагиоглаз, далее слюды: биотит, мусковый лепидалит, которые также содержатся визверженных породах. Силикат алюминия, содержащий фтор — топаз, относится кчислу драгоценных камней Al2(OH, F)2[SiO4][9-11].
Привыветривании полевых шпатов образуется каолин (фарфоровая глина), содержащийводу силикат алюминия состава Al2O3. 2SiO2. 2H2O./>3.1.2.2Биохимическая роль
Сульфаталюминия Al2(SO4)3 используется в качествепротравы при крашении, для дубления кожи, в бумажном производстве. Сульфаталюминия применяют для очистки природных вод от коллоидных частиц, загрязняющихводу, которые захватываются гидроксидом алюминия, образующимся при этомгидролизе соли.
Алюминийимеет большое биологическое значение. Низкие концентрации ионов алюминия Al3+стимулируют некоторые процессы жизнедеятельности растений. Например,прорастание семян. Но более высокие концентрации снижают интенсивностьфотосинтеза, нарушают фосфорный обмен, задерживают рост корневой системы.Некоторые производные алюминия применяют в медицине. Например, KAl(SO4)2служит вяжущим средством. Основной ацетат алюминия AlOH(COOCH3)2используется для дезинфекции [9-11].
/>3.1.3 Галлий/>3.1.3.1Распространение в природе
Галлийвстречается в природе как спутник цинка во многих обманках, но только висключительно малых количествах (0,002 % и меньше). В виде следов он встречаетсяпочти как постоянный спутник алюминия. В всех сортах технического алюминия егоможно открыть спектрально. Самый богатый галлием минерал — германит. В немсодержится 0,6 — 0,7 % галлия [9]./>
3.1.3.2 Токсикологическая характеристика
Долгое времясчиталось, что галлий токсичен. Лишь в последнее время это мнение былоопровергнуто. Легкоплавкость галлия представляет интерес для стоматологов. Ещев 1930 г. была испытана композиция для пломбирования зубов, в которой ртуть Hgбыла заменена на галлий. И в настоящее время используются пломбы дляпломбирования зубов с использованием галлия [10].3.2 V-A группа периодической системы/>3.2.1 Круговорот азота
Газообразный N2 возникает в результатереакции окисления NHH3, образующегося при извержении вулканов и разложении биологическихотходов:
4NH3 + 3O2 ® 2N2 + 6H2O.
Круговоротазота – один из самых сложных, но одновременно самых идеальных круговоротов.Несмотря на то, что азот составляет около 80% атмосферного воздуха, вбольшинстве случаев он не может быть непосредственно использован растениями,т.к. они не усваивают газообразный азот. Вмешательство живых существ вкруговорот азота подчинено строгой иерархии: только определённые категорииорганизмов могут оказывать влияние на отдельные фазы этого цикла. Газообразныйазот непрерывно поступает в атмосферу в результате работы некоторых бактерий,тогда как другие бактерии – фиксаторы (вместе с сине-зелёными водорослями)постоянно поглощают его, преобразуя в нитраты. Неорганическим путём нитратыобразуются и в атмосфере в результате электрических разрядов во время гроз.
Самыеактивные потребители азота – бактерии на корневой системе растений семействабобовых. Каждому виду этих растений присущи свои особые бактерии, которыепревращают азот в нитраты. В процессе биологического цикла нитрат-ионы (NO3-) и ионы аммония (NH4+), поглощаемы растениямииз почвенной влаги, преобразуются в белки, нуклеиновые кислоты и т.д. Далееобразуются отходы в виде погибших организмов, являющихся объектамижизнедеятельности других бактерий и грибов, преобразующих их в аммиак. Таквозникает новый цикл круговорота. Существуют организмы, способные превращатьаммиак в нитриты, нитраты и в газообразный азот. Основные звенья круговоротаазота в биосфере представлены схемой на рис. 10.
/>
Рис. 10.Круговорот азота
Биологическаяактивность организмов дополняется промышленными способами полученияазотосодержащих органических и неорганических веществ, многие из которыхприменяются в качестве удобрений для повышения продуктивности и роста растений.
Антропогенноевлияние на круговорот азота определяется следующими процессами:
1. Сжигание топлива приводитк образованию оксида азота, а затем реакциям:
2NO+ O2 ® 2NO2 ,
4NO2+ 2H2O + O2 ® 4HNO3,
способствуя выпадениюкислотных дождей;
2. В результате воздействиянекоторых бактерий на удобрения и отходы животноводства образуется закись азота– один из компонентов, создающих парниковый эффект;
3. Добыча полезныхископаемых, содержащих нитрат-ионы и ионы аммония, для производства минеральныхудобрений;
4. При сборе урожая из почвывыносятся нитрат-ионы и ионы аммония;
5. Стоки с полей, ферм и изканализаций увеличивают количество нитрат-ионов и ионов аммония в водныхэкосистемах, что ускоряет рост водорослей и других растений; при разложениипоследних расходуется кислород, что приводит к гибели рыб. [12]/>
3.2.3 Соединения азота
Оксидазота(I) относительно инертен, а потому «экологически нейтрален». Однако начеловека он оказывает наркотическое действие, начиная от просто веселья (за чтоон и был прозван «веселящим газом») и, заканчивая глубоким сном, что нашло своеприменение в медицине. Интересно, что он безвреден, и для медицинского наркозаприменяют смесь оксида азота(I) с кислородом в таком же соотношении, что исоотношение азота и кислорода в воздухе. Наркотическое действие снимается сразупосле прекращения вдыхания этого газа.
Два другихустойчивых оксида азота легко переходят один в другой, затем в кислоты, а затемв анионы NO2- и NO3-. Таким образом, эти вещества представляют собой естественныеминеральные удобрения, если находятся в естественных количествах. В«неестественных» количествах эти газы редко попадают в атмосферу в одиночестве.Как правило, образуется целый «букет» ядовитых соединений, которые действуюткомплексно.
Например,всего один завод азотных удобрений выбрасывает в воздух кроме оксидов азота,азотной кислоты, аммиака и пыли от удобрений еще и оксиды серы, соединенияфтора, некоторые органические соединения. Ученые выясняют устойчивостьразличных трав, кустов и деревьев к подобным «букетам». Уже известно, что, ксожалению, ель и сосна неустойчивы и быстро погибают, однако белая акация,канадский тополь, ивы и некоторые другие растения могут существовать в такихусловиях, более того, они способствуют удалению из воздуха этих веществ.
Сильноеотравление оксидами азота можно получить в основном при авариях насоответствующих производствах. Ответная реакция организма будет разной из-заразличия в свойствах этих газов. «Едкий» NО2 в первую очередьдействует на слизистые оболочки носоглотки, глаз, вызывает отек легких; NО, какмалорастворимое в воде и не едкое вещество, проходит через легкие и попадает вкровь, вызывая нарушения в центральной и периферийной нервных системах. Обаоксида реагируют с гемоглобином крови, результат – гемоглобин перестаетпереносить кислород.
Экологическиесвойства азотной кислоты складываются из двух «половинок». Как сильная кислота,она разрушающе действует не только на живые ткани (кожу человека, листрастения), но и на почву, что достаточно актуально – кислотные (из-заприсутствия оксидов азота и серы) дожди, увы, не редкость. При попаданиикислоты на кожу возникает химический ожог, который болезненнее и заживаетзначительно дольше, чем термический. Это были основные экологические свойствакатиона водорода./> 3.2.3.1 Взаимодействие нитрат-иона с фаунойи флорой
Нитрат-ион –неотъемлемая часть круговорота азота в природе. В обычных условиях и вразбавленных растворах устойчив, слабо проявляет окислительные свойства, неосаждает катионы металлов, тем самым способствуя транспортировке этих ионов сраствором в почве, растениях и т. п.
Нитрат-ионстановится ядовитым только в больших количествах, нарушающих баланс другихвеществ. Например, при избытке нитратов в растениях уменьшается количествоаскорбиновой кислоты. (Стоит напомнить, что живой организм настолько тонкоорганизован, что любое вещество в больших количествах нарушает равновесие и,следовательно, становится ядовитым.)
Растения ибактерии используют нитраты для построения белков и других необходимыхорганических соединений. Для этого надо перевести нитрат-ион в ион аммония. Этареакция катализируется ферментами, содержащими ионы металлов (меди, железа,марганца и др.). Из-за гораздо большей ядовитости аммиака и иона аммония врастениях хорошо отработана и обратная реакция перевода иона аммония в нитрат.
Животные неумеют строить все необходимые им органические соединения из неорганических –отсутствуют соответствующие ферменты. Однако микроорганизмы, живущие в желудкеи кишечнике, этими ферментами обладают и могут переводить нитрат-ион внитрит-ион. Именно нитрит-ион и действует как отравитель, переводя железо вгемоглобине из Fe2+ в Fe3+.
Соединение,содержащее Fe3+ и называемое метгемоглобином, слишком прочносвязывает кислород воздуха, следовательно, не может отдавать его тканям. Врезультате организм страдает от недостатка кислорода, при этом происходятнарушения в работе мозга, сердца и других органов.
Обычнонитрит-ион образуется не в желудке, а в кишечнике и не успевает перейти в кровьи произвести все эти разрушения. Поэтому отравления нитратами достаточно редки.Существует, правда, и другая опасность: в нашем организме есть много веществ, вкоторых атомы водорода аммиака замещены на органические радикалы. Такиесоединения называют аминами. При реакции аминов с нитрит-ионами образуютсянитрозамины – канцерогенные вещества:
/>
Они действуютна печень, способствуют образованию опухолей в легких и почках. Интересно, чтоактивным замедлителем реакции образования нитрозаминов является давно намзнакомая аскорбиновая кислота [4, 11-14].
/>ГЛАВА 4. МЕТОДИЧЕСКИЕ РАЗРАБОТКИПО ТЕМЕ «р-ЭЛЕМЕНТЫ»/> 4.1 Урок на тему «III-Агруппа периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева»
Занятие 1. Характеристикахимических элементов III-а группы периодической системы
Алюминий
Основныецели. Формирование основополагающих понятий, умений и навыков. Характеристикахимических элементов III-a группы периодической системы. Строение атома,физические и химические свойства, применение и получение алюминия.
Оборудование.Периодическая система химических элементов, рис. 2, 1 б.
Вещества.Алюминий.
/>/>/>/>/>/>/>/>/>/>
ХОД ЗАНЯТИЯОсновное содержание Формы обучения Методы обучения Средства обучения
1. Актуализация знаний, умений и навыков учащихся.
1) Перечислите химические элементы IIIa группы периодической системы в порядке усиления их металлических свойств. Рис. 2
2) Электронная формула внешнего энергетического уровня 3s23p1 принадлежит атому:
а) бора; б) алюминия; в) галлия; г) таллия. 3) Перечислите физические и химические свойства и области применения алюминия, используя рис. 21.3 2. Получение алюминия Рис. 1, б 3. Подведение итогов
Краткоесообщение на тему «Металлы III группы с точки зрения химика-эколога»
Опроситьучащихся.
Информация одомашнем задании. § 50 ([3]). Напишите уравнения реакций, при помощи которыхможно осуществить превращения веществ:
/>
/>/>/>/>/>/>/>Самоанализ урока
Занятие 2.Оксиды и гидроксиды алюминия
Основныецели. Формирование основополагающих понятий, умений и навыков. Углубить знанияучащихся об амфотерности оксидов и гидроксидов. Аквакомплексы,гидроксокомплексы, химизм производства алюминия электролизом оксида алюминия.
Оборудование.Схема производства алюминия (процесс электролиза), штатив с пробирками, рис. 1,а.
/>
Вещества.Растворы AlCl3, NaOH, H2SO4.
ХОД ЗАНЯТИЯОсновное содержание Формы обучения Методы обучения Средства обучения 1. Амфотерность оксида алюминия 2. Запись уравнений реакций взаимодействия оксида алюминия с гидроксидом натрия и азотной кислотой 3. Амфотерность гидроксида алюминия. Запись ионных уравнений реакций. Разбор образования аква- и гидроксокомплексов. Сверить запись уравнений реакций с домашним заданием. Коллоидные частицы Лабораторный опыт 21 4. Разбор химизма образования гидроксида алюминия в производстве алюминия рис. 3 5. Подведение итогов
Сообщение натему «Экологические аспекты переработки алюминийсодержащих руд»
Опроситьучащихся.
Информация одомашнем задании. § 50; таблица 21.1 ([13, 28]).
Самоанализурока
/>/>/>/>/>/>/>Занятие 3. Гидролиз солейалюминия
Основныецели. Формирование основополагающих понятий, умений и навыков. Расширить знанияо гидролизе солей. Применение гидролиза солей.
Оборудование.Штатив с пробирками, схема «Гидролиз солей».
Вещества.Растворы сульфата или хлорида алюминия, лакмусовая бумага (лакмус) синяя,фиолетовая.
/>
ХОД ЗАНЯТИЯОсновное содержание Формы обучения Методы обучения Средства обучения 1. Актуализация знаний, умений и навыков учащихся об амфотерности оксида и гидроксида алюминия
2. Гидролиз солей алюминия:
а) анализ результата опыта;
б) запись ионных уравнений проделанного опыта;
в) вывод Лабораторный опыт 22(1) Схема «Гидролиз солей»
3. Выполнение задания. Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить превращения веществ:
/> 4. Подведение итогов
Опроситьучащихся
Информация одомашнем задании. § 50 ([13-15]).
Самоанализурока./>/>/>/>/>4.1.1Экологические аспекты преподавания темы «Азот. Соединения азота»
Знать: важнейшие свойства иприменение азота, аммиака, оксидов азота, азотной кислоты, нитратов; важнейшиеминеральные удобрения, условия их рационального хранения и использования;устройство прибора для получения аммиака в лабораторных условиях; качественныереакции на нитрат-ионы и ион аммония; химические реакции, лежащие в основепроизводства аммиака и азотной кислоты, условия их осуществления; общие научныепринципы химического производства.
Уметь: давать характеристикуподгруппе элементов; составлять уравнения изученных реакций, рассматривать их сточки зрения окислительно-восстановительных и ионных представлений; определятьна практике нитрат-ионы, а также ион аммония; решать комбинированные задачи.
Основные понятия:донорно-акцепторный механизм образования связи, ион аммония, несолеобразующий(безразличный) оксид, селитры, удобрения (туки), азотистый ангидрид, азотныйангидрид, нитриды.
Контрольные вопросы
1. Каковостроение атома азота?
2. Каковывозможные валентности и степени окисления азота?
3. Гдев природе встречается азот?
4. Какполучают азот в лаборатории и в промышленности?
5. Каковыфизические свойства азота?
6. Каковыхимические свойства азота? Напишите уравнения реакций.
7. Гдеприменяется азот?
8. Каковостроение молекулы аммиака? Какой тип химической связи в молекуле NH3?
9. Какобразуется донорно-акцепторная связь в ионе аммония?
10. Почемуаммиак способен окисляться?
11. Каковыфизические свойства аммиака?
12. Какаммиак взаимодействует с водой и кислотами?
13. Какиедва способа окисления аммиака вам известны? Приведите уравнения соответствующихреакций.
14. Гдеприменяется аммиак?
15. Почемусоли аммония схожи с солями калия?
16. Каковарастворимость в воде солей аммония?
17. Какполучают аммиак в лаборатории и на производстве? Составьте уравнения реакцийполучения NH3.
18. Каковыобщие свойства солей аммония? Напишите уравнения реакций.
19. Каковыспецифические свойства солей аммония? Подтвердите свой ответ уравнениямиреакций.
20. Каковакачественная реакция на соли аммония? Составьте уравнение реакции.
21. Какиеоксиды азота вам известны?
22. Какможно получить монооксид азота? Каковы его физические свойства?
23. Какможно получить диоксид азота? Каковы его физические свойства?
24. Какдиоксид азота взаимодействует с водой и щелочами? Напишите уравнения реакций.
25. Каковыфизические свойства азотной кислоты?
26. Каковостроение молекулы азотной кислоты?
27. Каковывалентность и степень окисления азота в азотной кислоте?
28. Какможно получить азотную кислоту? Приведите уравнение реакции.
29. Почемуазотная кислота является сильным окислителем?
30. Каказотная кислота взаимодействует с металлами?
31. Какиегазообразные вещества могут выделяться при восстановлении азота в азотнойкислоте?
32. Какиеметаллы не взаимодействуют с концентрированной азотной кислотой? Почему?
33. Каквзаимодействуют с разбавленной азотной кислотой медь и серебро? Напишитеуравнения реакций.
34. Вкакой таре можно хранить азотную кислоту?
35. Какразлагается азотная кислота?
36. Каквзаимодействуют неметаллы с азотной кислотой? Приведите уравнения реакций.
37. Какиееще соединения азота вам известны?
38. Какназывают соли азотной кислоты? Каковы их физические свойства?
39. Какиенитраты являются удобрениями?
40. Какиеспособы получения нитратов вам известны? Составьте уравнения реакций.
41. Какмогут разлагаться нитраты при нагревании? Напишите уравнения реакций разложенияKNO3, Cu(NO3)2 и AgNO3.
42. Почемунитраты могут быть окислителями?
43. Какотличить нитраты от других солей?
44. Какиевещества называют удобрениями?
45. Какиевиды удобрений вам известны?
46. Перечислитеважнейшие удобрения каждой группы.
47. Какиеэлементы составляют семейство азота?
48. Какизменяются свойства элементов группы Vа и их соединений с увеличением атомногономера? Почему?
Рассмотрим вкачестве примера разработки некоторых уроков по теме «Производство азотнойкислоты»./>/>/>/>/> 4.1.2 Урок по теме«Получение азотной кислоты»
Цель урока:Рассмотреть процесс получения азотной кислоты в лабораторных условиях, изучитьи закрепить химизм процесса.
Приборы иматериалы: штатив, реторта, воронка, тубус, резиновая пробка, чашка с холоднойводой, печь или спиртовка
Реактивы:концентрированная серная кислота, 15-20 г. нитрата натрия.
ХОД УРОКА
Собратьприбор по рисунку 3. В реторту поместить 15-20 г NaNO3 и прилить через воронку,вставленную в тубус столько концентрированной H2SO4, чтобы она покрыла соль.Закрыть тубус стеклянной или резиновой пробкой и опустить конец реторты в сухуюколбу, помещенную в чашку с холодной водой. Осторожно нагревать реторту. Когдав приемнике соберется несколько миллилитров кислоты, нагревание прекратить и,дав реторте охладиться, разобрать прибор. Кислоту сохранить для следующихопытов. Объяснить появление у нее окраски..
Остерегатьсяпопадания HNO3 на одежду или на руки: она быстро разрушает ткань, а на рукахпоявляются желтые пятна и ожоги.
Написатьуравнение реакции:
H2SO4 + NaNO3 ® HNO3 + NaHSO4
Вопросы:Почему реакция проводят при несильном нагревании?
Сделайте вывод о проведенной работе[16-19].
/>/>/>/>/>4.1.3Практическая работа на тему «Азотная кислота иее соли»
Цель урока:Научиться применять полученные знания о свойствах азотной кислоты и ее солей напрактике.
ХОД УРОКА
I.Организационный момент.
II. Фронтальныйопрос:
— Какиереакции называют окислительно-восстановительными?
— Какиехимические свойства HNO3 вы знаете?
— Дождеваявода после грозы содержит следы азотной кислоты. Чем это объясняется?
III. Индивидуальныйопрос
1-й учащийся- задание №
2-й учащийся- задание №
IV. Самостоятельнаяработа
На оставшеесявремя учитель раздает всем карточки с тремя заданиями, два из которых ужеразбирались на уроке, а третье задание — творческое, направлено на выявлениедополнительных знаний по данной теме.
Например,такая карточка может выглядеть следующим образом:
Карточка№ 1
1)Рассчитайте массовую долю азота в следующих веществах:
а) N2O; б) N2O4; в)Cu(NO3)2; г)NH4NO3;д)Fe(NO3)3.
2) Напишитеуравнения реакций, с помощью которых можно осуществить цепь следующихпревращений:
NO2 ® HNO3 ® Ba(NO3)2 ® KNO3
3) Почемумолекула NO2 легко димеризуется, а для SO2 подобный процесс нехарактерен?
V. Домашнее задание:
Задача № 7;2) Составить кроссворд на тему: «Азотная кислота и ее большое семейство». [3 (c. 55-60), 17-20]
ГЛАВА5. ЗАДАЧИ И ТЕСТЫ
5.1Задачи и тесты по теме «V-Aгруппа ПС»
Задача 1. Нагашеную известь, взятую в небольшом количестве подействовали 3,15 кг чистойазотной кислоты. Какую массу нитрата кальция Ca(NO3)2 получили, еслипрактический выход составляет 98%?
Дано:
m(HNO3) =3,15кг.
wвых(CaNO3) = 98%
m(CaNO3)-?
Решение:
Ca(OH)2+2HNO3 ®Ca(NO3)2 + 2H2O
M(HNO3)=63 г/моль; m (HNO3)=2×63 =126 кг.; M (Ca(NO3)2)=164г/моль; m (Ca(NO3)2)=164кг.
Находимтеоретический выход:
126:3,15=164×X1; m(Ca(NO3)2)теор=4,1кг.
Находим 98% — ный выход:
4,1 кг (Ca(NO3)2)соотв. 100% — ному выходу
X2-//- 98% — ному выходу
/>кг
Ответ: m(Ca(NO3)2)практ. = 4,02 кг.
Задача 2.Химический завод выбрасывает в атмосферу 120 т. нитрата аммония. Каковаежесуточная потребность в аммиаке (в м3, при 0°С и 101,3 кПа)?
Дано:
m(NH4NO3)=120 т/сут.
M(NH4NO3)= 80г.
V(NH3)-?
Решение:
NH3+ HNO3 ®NH4NO3
M(NH4NO3) = 80г.
Составимпропорцию:
X литров NH3соответствуют 120×106 граммам NH4NO3
22,4 литровNH3 соответствуют 80 граммам NH4NO3,
Тогда />/>
Ответ:Ежесуточная потребность завода в аммиаке составляет 33600м3
Задача 3. Какизвестно, памятник Кузьме Минину выполнен из бронзы (75% Cu, 25% Sn), поэтомуон постепенно разрушается под действием кислотных дождей. Написать реакциюкоррозии памятника. Какой объем газа выделится при полном разрушении памятника?Какие меры принимаются для предотвращения коррозии? Масса памятника принимаетсяравной 2750 кг.
Дано:
w(Сu) = 75%
m = 2750кг.
_____________
V(NO2)- ?
Решение:
4HNO3+ Cu = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2NO2
2750 кг.®100%
X1кг®75% Сu
/>кг.
Составляемпропорцию:
2062,5×103г. Cu ® X2 л. NO2
64л. Cu ® 44,8 л. NO2
/>л.
Ответ: 1) приполном разрушении памятника Кузьме Минину под действием кислотных осадковвыделится 1443,75 м3 NO2; 2) для предотвращения коррозиипамятник несколько раз в год протирают антикоррозионными органическимивеществами.
Задача 4.Почва содержит 3,1 % органического вещества. Вычислить процентное содержание(W) углерода и азота в почве, если органическое вещество содержит 60% углеродаи массовое отношение С:N=8:1.
Дано:
w(орг. в-ва) = 3,1%
w(C) = 60%
С:N=8:1.
_________________
Wс-?WN-?
Решение:
Допустим, что100% — это 100 г, тогда m (орг. в-ва) = 3,1г.
m(С) = />г.
m(N) = />г.
Процентноесодержание углерода и азота в 100 г почвы:
Wс=/>
WN=(m(N) / m(почвы))× 100 %
WN= (0,23г./100г.) × 100 % = 0,23%
Ответ:Процентное содержание углерода и азота в 100 г = 1,86% и 0,23%.
Задача 5.Свекла, выращенная в г. Курске имеет содержание нитратов 3000 мг/кг(что в 2раза больше предельно допустимой концентрации). Сколько килограммов этой свеклынадо счесть, чтобы смертельной дозы для человека (15гр.)?
/>Решение:
в 1кг. свеклы®3гр (NO3-)
d x кг.свеклы ®15гр (NO3-)
Ответ: 5кгсвеклы, выращенной в г. Курске, содержит смертельную дозу нитрат ионов [20, 26,27].
Задача № 6. При нормальныхусловиях 12 л газовой смеси, состоящей из аммиака и углекислого газа, имеютмассу 18 г. Сколько литров каждого из газов содержит смесь? Каковы объемныедоли каждого компонента в смеси?
Решение
Обозначим V(NH3)= x л, V(CO2)= (12 — x) л.
Тогда n(NH3)= x/22,4 моль, n(СО2)= (12 – x)/22,4 моль,
/>, />.
Составим уравнение:
/>, х = 4,62 л NH3;
V(CO2)= 12 – 4,62 = 7,38 л.
Найдем объемные доли газов в смеси:
j (NH3)= 4,62/12 = 0,385 или 38,5%,
j (СО2) = 1 – 0,385 = 0,615 или 61,5%.
Задания для самоконтроля
1. Напишите уравнения практически осуществимыхреакций:
а) NH4Cl + AgNO3 ® …;
в) AgCl + NH4NO3 ® …;
д) HNO3 + SiO2 ® …;
ж) Hg(NO3)2/> …;
и) Fe2O3 + HNO3 ® …;
б) (NH4)2SO4 + NaOH ® …;
г) HNO3 (разб.) + Cu ® …;
е) HNO3 + MgCO3 ® …;
з) NH3 + O2/> …;
к) NH4Cl /> …;
2. Напишите уравнения реакций следующих превращений:
/>
3. Составьте схемы электронного баланса, расставьтекоэффициенты в уравнениях реакций:
а) HNO3+ С /> СО2+ NO + H2O;
б) HNO3 + AsH3/> H3AsO4+ NO2 + H2O;
в) HNO3 + P +H2O /> H3PO4+ NO;
г) HNO3 + CuS/> Сu(NO3)2+ H2SO4 + NO + H2O;
д) MnO2 + K2CO3+ KNO3/> K2MnO4+ KNO2 + CO2;
е) K2CrO4+ (NH4)2S + H2O /> Сr(OH)3+ KOH + NH4OH + S.
4. При взаимодействии 28 л (н. у.) аммиака сраствором азотной кислоты массой 400 г, в котором содержится 0,24 массовые долиHNO3, образуется нитрат аммония массой 90 г. Вычислите выходпродукта реакции в процентах от теоретически возможного. Ответ. 90%.
5. При нагревании технического нитрата меди(II)массой 75,2 г выделяется кислород объемом 4 л (н. у.). Рассчитайте массовуюдолю примесей в образце нитрата. Ответ.10,7%.
6. Имеется смесь хлорида, карбоната и нитрата натриямассой 50 г. Определите массовую долю каждого компонента смеси, если известно,что при действии на нее избытка соляной кислоты выделяется газ объемом 2,24 л(н. у.), а при прокаливании такой же массы смеси выделяется кислород объемом2,24 л (н. у.). Ответ. w(NaCl)= 44,8%, w(Na2CO3) = 21,2%, w(NaNO3)= 34%.
7. При действии избытка разбавленной азотной кислотына образец известняка массой 80 г, содержащий 20% примесей, выделяется оксидуглерода(IV), который пропускают через раствор, содержащий 25,6 г гидроксиданатрия. Определите, какая соль (кислая или средняя) образуется. Какова еемасса? Ответ. 53,76 г NaHCO3.
8. Определите, какая соль образовалась и какова еемасса, если раствор гидроксида кальция объемом 200 мл, концентрация которого0,2 моль/л, прореагировал с 9,8%-м раствором ортофосфорной кислоты массой 200г.
Ответ. 9,36 г Са(Н2РО4)2.
9. Оксид фосфора(V), полученный окислением 31 гфосфора, растворен в 495 г воды с образованием ортофосфорной кислоты. В этотраствор пропущено 44,8 л аммиака. Определите состав полученной соли и ееконцентрацию в растворе (массовую долю в процентах). Ответ. 22% (NH4)2НРО4[19-29].
.
5.2Тесты
1. Определитесодержание по следующей характеристике: применяется в домашних холодильниках вкачестве охлаждающего средства, устойчив, сильно разрушает озоновый слой.
а) NH3
б) CF2Cl2 +
в) CFCl3
г) H2SO4
2. “Нашатырь”получают на производстве в результате взаимодействия аммиака с хлороводородом,реакция протекает ступенчато: NH3 + H2O = NH3×H2O, NH3×H2O + HCl = NH4Cl+ H2O. Определите роль воды в суммарном процессе:
а)растворитель
б)промежуточный продукт
в) конечныйпродукт
г)катализатор +
3. Выберитевещество, которое при возгорании нельзя тушить водой:
а) метан
б) аммиак
в) калий +
г) фосфор
4. Выберитенаиболее экологически чистое топливо из перечисленных ниже:
а) нефть
б) уголь
в) биомасса
в) природныйгаз
д) солнечнаяэнергия +
5. Ватмосфере какого газа производят сварку активных или средней активности металлов,хранят и перевозят произведения живописи:
а) неон
б) водород
в) азот +
г) аммиак
6. Как влияетуменьшение содержания связанного азота в почве на растения?
а) принедостатке азота задерживается рост и развитие растений, листья приобретаютбледно-зеленую окраску, а затем желтеют; +
б) принедостатке азота задерживается рост и развитие растений и листья чернеют;
в) принедостатке азота растения начинают цвести и листья приобретают особый оттенок,так как азот является сдерживающим фактором.
7. Всовременных установках получения азотной кислоты нет постоянных источниковсточных вод. Почему?
а) дляполучения азотной кислоты нет необходимости использовать воду;
б) этиустановки потребляют большое количество оборотной охлаждающей воды, которуюпериодически сливают в приямок и нейтрализуют; +
в) системы, вкоторых используется для охлаждения вода, полностью заменены на системы своздушным охлаждением.
8. Назовитеважнейшие области применения аммиака в народном хозяйстве:
а) получениесложных и азотных минеральных удобрений;
б)производство синтетических красителей;
в) взрывчатыевещества, нитролаки;
г)пластические массы и лекарственные вещества;
д) всеварианты. +
9. Чтопривело к существенному снижению количества сточных вод при производствеаммиака?
а) применениевоздушного охлаждения; +
б) врезультате замены поршневых компрессоров трубокомпрессорами; +
в)существенное снижение забора воды.
10. Какиевыбросы в окружающую среду характеризуют крупнотоннажное производство NH3?
а) газовые,содержащие в своем составе NH3, оксиды азота и углерода и др.примеси;
б) сточныеводы, состоящие из конденсата, продуктов промывки реакторов и системохлаждения,
в)низкопотенциальную теплоту.
Ответ: все
11. Между атомами в молекуле азота существует:
а) двойная связь;
б) тройная связь; +
в) одинарная связь;
г) пять химических связей.
12. Азот достаточно инертен поотношению к металлам, но сравнительно легко протекает следующая реакция:
а) Cu + N2 =… ;
б) Zn + N2 =… ;
в) Al + N2 =… ;
г) Li + N2 =… . +
13. Летучее водородное соединениеазота имеет формулу:
a) NH2;
б) N2H4;
в) NH3; +
г) NО2.
14. В какой реакции азот проявляетвосстановительные свойства? (б)
/>
15. Вещество Mg3N2называют:
а) нитрат магния;
б) нитрит магния;
в) сульфат магния;
г) нитрид магния. +
16. Сколько свободных электронных пар имеет азот вмолекуле аммиака?
а) 2;
б) 4;
в) 1; +
г) 3.
17. Аммиак в лаборатории получают пореакции:
а) NH4Cl +Ca(OH)2 =… ; +
б) N2 + 3H2=… ;
в) Са3(PO4)2 + (NH4)2SO4=… ;
г) (NH4)3РO4 + HCl=… .
18. Выберите ряд веществ,соответствующий нарастанию молекулярных масс:
а) озон, аммиак, кислород;
б) аммиак, кислород, озон; +
в) кислород, аммиак, озон;
г) кислород, озон, аммиак.
19. Аммиак может реагировать ссоляной кислотой по реакции NH3 + HCl = NH4Cl. Четвертыйатом водорода присоединяется по донорно-акцепторному механизму, при этомдонором является:
а) водород;
б) хлор;
в) азот; +
г) группа NH4+.
20. В аммиаке и катионе аммониястепень окисления азота одинаковая: –3. Какие валентности у атомов азота в этихсоединениях?
а) Обе – III;
б) обе – IV;
в) III и II;
г) III и IV. +
21. Нашатырный спирт – это:
а) NH3;
б) NH3•H2O; +
в) NH4Сl;
г) N2H4.
22. Для какой реакции повышениедавления сместит равновесие вправо?
а) N2 (г.) + О2 (г.) = 2NO(г.);
б) Н2 (г.) + S (ж.) = Н2S(г.);
в) N2 (г.) + 3Н2 (г.) = 2NН3(г.); +
г) Н2 + Сl2 = 2НCl.
23. В лаборатории азотную кислотуполучают по реакции: (б)
/>
24. При взаимодействииконцентрированной азотной кислоты с серебром помимо соли и воды выделяется газ:
а) NO2; +
б) NO;
в) N2;
г) N2О.
25. При термическом разложениинитрата калия выделяется газ:
а) N2;
б) NO2;
в) О2; +
г) N2О.
26. Формула аммиачной селитры:
а) КNO3;
б) (NH4)3PO4;
в) NH4NO3; +
г) (NH4)2SO4[30-34].
ЛИТЕРАТУРА
1. Исидоров.Химия атмосферы. М.: Мир, 1991.
2. А.И.Бусев, И.П. Ефимов. Определения, понятия, термины в химии. М.: Просвещение,1981, 192 с.
3. РудзитисГ.Е. Химия: Неорган. химия. Орган. Химия: Учеб. для 9 кл. общеобразовательныхучреждений. / Г. Е. Рудзитис., Ф. Г. Фельдман. – 10-е изд., испр. – М.:Просвещение, 2001, с. 133 – 139.
4. Экологическаяхимия азота / www.1september.ru
5. АхметовН.С. Учебник для 9 класса общеобразовательных учреждений. М.: Просвещение, 1998г.
6. Программыдля общеобразовательных учреждений: Химия. 8-11 кл. Сост. Н.И.Габрусева. — М.:Дрофа, 2000. — 192 с.
7. Примернаяпрограмма среднего (полного) общего образования по химии (профильный уровень). www.edu.ru
8. АсадникВ.Н. Неорганическая химия. Блок-схемы, таблицы, формулы: Учеб. пособие. / В.Н.Асадник. – Мн.: Книжный Дом, 2004. – с. 28 – 41.
9. Реми.Неорганическая химия. Т. 1.
10. ОлеинС.С., Фадеев Г.Н. Неорганическая химия. Учебник для с/х вузов. М., 1979.
11. ХомченкоГ.П. Неорганическая химия. М., 1978.
12. М.Д.Гольдфейн, Н.В. Кожевников, А.В. Трубников, С.Я. Шулов. Проблемы жизни вокружающей среде. Учебное пособие. Химия. 1996г, №16.
13. ДенисовВ.В., Дрововозова Т.И. и др. // Химия. М.: Р- н/Д, Март, 2003
14. АлпатьевА.М. Развитие и преобразование окружающей среды. Л.: Наука, 1983
15. БогдановскийГ.А. Химическая экология. М.: МГУ, 1994.
16. ТарасоваН.П., Кузнецов В.А. и др. Задачи и вопросы по химии окружающей среды. М.: Мир,2002.
17. Химияв школе // Журнал. — М.: Просвещение, 2001, № 4, стр.16.
18. КутеповА.М. и др. Общая химическая технология. Учеб. для техн. вузов. 2-е изд. М.:Высш. шк., 1990, стр.148-162.
19. Практикумпо неорганической химии. Учеб. пособие для студ. хим.-биол. фак-в пединст-в.Изд. 2-е. М.: Просвещение, 1978. стр.180-183.
20. БабичЛ.И. Практикум по неорганической химии. Учеб.пособие.М.: Просвещение.1978, с.312.
21. Системауроков по теме «Кислотные дожди» для 10–11 классов с углубленным изучениемэкологии www.1september.ru/ru/him/
22. Государственныедоклады Госкомэкологии «О состоянии окружающей природной среды РоссийскойФедерации». Российская экологическая газета «Зеленый мир», 1994–1998.
23. МиллерТ. Жизнь в окружающей среде. В 3 кн. М: Пангея, 1996, т. 3.
24. ФелленбергГ. Загрязнение природной среды. М.: Мир, 1997.
25. НебелБ. Наука об окружающей среде. В 2 т. М.: Мир, 1993.
26. ГольбрайхЗ.Е. Сборник задач и упражнений по химии. Учеб. пособие для хим.-техн. вузов.М.: Высш. шк., 1984, стр. 224.
27. Р.П.Суровцева, С.В. Сафронов. Задания для самостоятельной работы по химии. М.:Просвещение, 1993 г.
28. Сайт«Я иду на урок химии» www.1september.ru
29. АхметовМ.А. Система обучающих заданий: творческий уровень. / Химия в школе, 2004, № 1,с. 21 – 28.
30. СорокинВ.В., Злотников Э.Г. Проверь свои знания: Тесты по химии: Кн. для учащихся. –М.: Просвещение: Учеб. лит., 1997.
31. Н.Н.Черняев, М.А. Ахметов. Тестовые задания и индивидуализация обучения / Химия вшколе, 2001, № 9.
32. СуровцеваР.П., Гузей Л.С., Останний Н.И., Татур А.О. Тесты по химии. 8-9 классы.Учебно-методическое пособие. М.: Дрофа, 1997.
33. ГлориозовП.А., Рысс В.Л. Проверочные работы по химии. 7, 8, 9, 10 классы. М.:Просвещение, 1980, 1981, 1985.
34. ГаврусейкоН.П. Проверочные работы по неорганической химии. 8-9 классы. М.: Просвещение,1990.