• 2012-09-27 20:40 Периодический закон и система химических элементов Д.И.Менделеева
• 2012-09-27 20:43 Основные химические законы
• 2012-09-27 21:06 урок- повторение в 9 классе.Генетическая связь между классами неорганических соединений
• 2012-09-29 20:38 Подготовка учителей в сфере информационных и коммуникационных технологий
• 2012-09-29 20:50 Психолого-педагогические семинары
• 2012-09-29 21:00 Галогены и их важнейшие соединения
• 2012-09-29 21:05 Сера и ее соединения

План

1. История открытия периодического закона и системы химических элементов Д.И.Менделеева.

2. Периодический закон в формулировке Д.И.Менделеева.

3. Современная формулировка периодического закона.

4. Значение периодического закона и системы химических элементов Д.И.Менделеева.

5. Периодическая система химических элементов – графическое отражение периодического закона. Строение периодической системы: периоды, группы, подгруппы.

6. Зависимость свойств химических элементов от строения их атомов.

1 марта (по новому стилю) 1869 г. считается датой открытия одного из важнейших законов химии – периодического закона. В середине XIX в. было известно 63 химических элемента, и возникла потребность в их классификации. Попытки такой классификации предпринимали многие ученые (У.Одлинг и Дж.А.Р.Ньюлендс, Ж.Б.А.Дюма и А.Э.Шанкуртуа, И.В.Деберейнер и Л.Ю.Мейер), но лишь Д.И.Менделееву удалось увидеть определенную закономерность, расположив элементы в порядке возрастания их атомных масс. Эта закономерность имеет периодический характер, поэтому Менделеев сформулировал открытый им закон следующим образом: свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины атомной массы элемента.

Д.И.Менделеев (1834–1907)

В системе химических элементов, предложенной Менделеевым, был ряд противоречий, которые сам автор периодического закона устранить не смог (аргон–калий, теллур–йод, кобальт–никель). Лишь в начале XX в., после открытия строения атома, был объяснен физический смысл периодического закона и появилась его современная формулировка: свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов.

Такую формулировку подтверждает и наличие изотопов, химические свойства которых одинаковы, хотя атомные массы различны.

Периодический закон – один из основных законов природы и важнейший закон химии. С открытия этого закона начинается современный этап развития химической науки. Хотя физический смысл периодического закона стал понятен только после создания теории строения атома, сама эта теория развивалась на основе периодического закона и системы химических элементов. Закон помогает ученым создавать новые химические элементы и новые соединения элементов, получать вещества с нужными свойствами. Сам Менделеев предсказал существование 12 элементов, которые в то время еще не были открыты, и определил их положение в периодической системе. Свойства трех из этих элементов он подробно описал, и при жизни ученого эти элементы были открыты («экабор» – галлий, «экаалюминий» – скандий, «экасилиций» – германий). Кроме того, периодический закон имеет большое философское значение, подтверждая наиболее общие законы развития природы.

Графическим отражением периодического закона является периодическая система химических элементов Менделеева. Существует несколько форм периодической системы (короткая, длинная, лестничная (предложена Н.Бором), спиралеобразная). В России наибольшее распространение получила короткая форма. Современная периодическая система содержит 110 открытых на сегодняшний день химических элементов, каждый из которых занимает определенное место, имеет свой порядковый номер и название. В таблице выделяют горизонтальные ряды – периоды (1–3 – малые, состоят из одного ряда; 4–6 – большие, состоят из двух рядов; 7-й период – незавершенный). Кроме периодов выделяют вертикальные ряды – группы, каждая из которых подразделяется на две подгруппы (главную – а и побочную – б). Побочные подгруппы содержат элементы только больших периодов, все они проявляют металлические свойства. Элементы одной подгруппы имеют одинаковое строение внешних электронных оболочек, что обусловливает их схожие химические свойства.

Лестничная форма периодической системы элементов Д.И.Менделеева

 

Период – это последовательность элементов (от щелочного металла до инертного газа), атомы которых имеют одинаковое число энергетических уровней, равное номеру периода.

Длинная форма периодической системы элементов Д.И.Менделеева

 

Главная подгруппа – это вертикальный ряд элементов, атомы которых имеют одинаковое число электронов на внешнем энергетическом уровне. Это число равно номеру группы (кроме водорода и гелия).

Все элементы в периодической системе разделяются на 4 электронных семейства (s-, p-, d-,
f-элементы) в зависимости от того, какой подуровень в атоме элемента заполняется последним.

Побочная подгруппа – это вертикальный ряд d-элементов, имеющих одинаковое суммарное число электронов на d-подуровне предвнешнего слоя и s-подуровне внешнего слоя. Это число обычно равно номеру группы.

Важнейшими свойствами химических элементов являются металличность и неметалличность.

Металличность – это способность атомов химического элемента отдавать электроны. Количественной характеристикой металличности является энергия ионизации.

Энергия ионизации атома – это количество энергии, которое необходимо для отрыва электрона от атома элемента, т. е. для превращения атома в катион. Чем меньше энергия ионизации, тем легче атом отдает электрон, тем сильнее металлические свойства элемента.

Неметалличность – это способность атомов химического элемента присоединять электроны. Количественной характеристикой неметалличности является сродство к электрону.

Сродство к электрону – это энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому, т. е. при превращении атома в анион. Чем больше сродство к электрону, тем легче атом присоединяет электрон, тем сильнее неметаллические свойства элемента.

Универсальной характеристикой металличности и неметалличности является электроотрицательность (ЭО) элемента.

ЭО элемента характеризует способность его атомов притягивать к себе электроны, которые участвуют в образовании химических связей с другими атомами в молекуле.

Чем больше металличность, тем меньше ЭО.

Чем больше неметалличность, тем больше ЭО.

При определении значений относительной ЭО по шкале Полинга за единицу принята ЭО атома лития (ЭО(Li) = 1); самым электроотрицательным элементом является фтор (ЭО(F) = 4).

В малых периодах от щелочного металла к инертному газу:

∙ заряд ядер атомов увеличивается;

∙ число энергетических уровней не изменяется;

∙ число электронов на внешнем уровне увеличивается от 1 до 8;

∙ радиус атомов уменьшается;

∙ прочность связи электронов внешнего слоя с ядром увеличивается;

∙ энергия ионизации увеличивается;

∙ сродство к электрону увеличивается;

∙ ЭО увеличивается;

∙ металличность элементов уменьшается;

∙ неметалличность элементов увеличивается.

Все d-элементы данного периода похожи по своим свойствам – все они являются металлами, имеют мало различающиеся радиусы атомов и значения ЭО, поскольку содержат одинаковое число электронов на внешнем уровне (например, в 4-м периоде – кроме Cr и Cu).

В главных подгруппах сверху вниз:

∙  число энергетических уровней в атоме увеличивается;

∙ число электронов на внешнем уровне одинаково;

∙ радиус атомов увеличивается;

∙ прочность связи электронов внешнего уровня с ядром уменьшается;

∙ энергия ионизации уменьшается;

∙ сродство к электрону уменьшается;

∙ ЭО уменьшается;

∙  металличность элементов увеличивается;

∙  неметалличность элементов уменьшается.

Тест по теме
«Периодический закон и система химических элементов Д.И.Менделеева»

 

 

(Возможно несколько правильных ответов)

1. Среди всех элементов главной подгруппы I группы элемент литий обладает:

а) наиболее выраженными металлическими свойствами;

б) самой маленькой плотностью;

в) самой большой относительной атомной массой;

г) наименьшим радиусом атома.

2. Гипотетическая формула высшего оксида 115-го элемента периодической системы может иметь вид:

а) ЭО₂; б) Э₂О₅; в) ЭО₄; г) Э₂О₁₁₅.

3. Порядковый номер элемента с наибольшей электроотрицательностью в 4 группе периодической системы:

а) 6; б) 72; в) 82; г) 12.

4. Сколько энергетических уровней заполнено электронами в ионе калия?

а) 4; б) 3; в) 6; г) 5.

5. При сгорании 1,86 г органического вещества образовалось 3,96 г углекислого газа и 0,54 г воды. Сколько всего атомов содержит молекула этого соединения, если известно, что его молярная масса меньше 200 г/моль?

а) 3; б) 2; в) 15; г) 13.

6. В каких рядах химические элементы перечислены не в порядке уменьшения их атомных радиусов?

а) Ca, Mg, Be; б) S, Cl, Br;

в) Li, Na, K; г) B, Be, Li.

7. В порядке возрастания энергии ионизации расположены следующие элементы:

а) Na, Mg, Al, Si; б) Na, Mg, Ca, Si;

в) Na, Ca, Mg, Si; г) Si, Al, Mg, Na.

8. По происхождению (этимологии) названий «лишним» в перечне элементов будет:

а) селен; б) теллур; в) ниобий; г) церий.

9. Одинаковое по абсолютной величине, но разное по знаку значение степени окисления в летучем водородном соединении и в высшем оксиде имеет элемент:

а) бор; б) азот; в) сера; г) углерод.

10. Свойства высших оксидов элементов 3-го периода изменяются следующим образом:

а) амфотерные, основные, кислотные;

б) основные, кислотные, амфотерные;

в) основные, амфотерные, кислотные;

г) кислотные, амфотерные, основные.

Ответы на задания теста здесь

(Периодический закон Д.И.Менделеева рассматривается отдельно.)

Атомно-молекулярное учение. В 1741 г. М.В.Ломоносов впервые высказал предположения об атомно-молекулярном строении вещества, достаточно близкие к нашим представлениям. По определению Ломоносова, все вещества состоят изэлементов (атомов), которые могут соединяться в корпускулы (молекулы). Позже, в 1803 г., Дж.Дальтон также приходит к выводу о существовании атомов как мельчайших частиц вещества. Таким образом, Ломоносова и Дальтона можно в полной мере считать авторами атомно-молекулярного учения, основные положения которого следующие:

1. Все вещества состоят из молекул, т.е. химическое соединение – это совокупность одинаковых (с химической точки зрения) молекул.

Дж.Дальтон (1766–1844)

 

 

2. Молекулы состоят из атомов, причем молекулы простых веществ состоят из атомов одного вида (одного химического элемента), а молекулы сложных веществ – из атомов разных видов (разных химических элементов).

3. Атомы и молекулы находятся в непрерывном хаотическом движении.

Закон постоянства состава вещества (Ж.Л.Пруст, 1799 г.). Качественный и количественный состав соединений молекулярной структуры является постоянным, независимо от способа получения соединения. Закон применим к соединениям с молекулярным строением, т е. к соединениям с ковалентными связями (большинство органических соединений, неорганические кислоты, газы и т.д.).

Ж.Л.Пруст (1754–1826)

 

 

Закон сохранения массы (М.В.Ломоносов, 1748 г., А.Л.Лавуазье, 1789 г.). Масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, получившихся в результате реакции. Этот закон является частным случаем общего закона природы – закона сохранения массы и энергии в закрытых системах.

А.Л.Лавуазье (1743–1794)

 

 

Закон Авогадро (А.Авогадро, 1811 г., С.Канниццаро, 1858 г.) В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержится одинаковое число молекул.

А.Авогадро (1776–1856)

 

 

Следствия из закона Авогадро:

1) при одинаковых условиях равные количества вещества различных газов занимают одинаковые объемы;

2) при нормальных условиях, т.е. температуре (Т = 273 К (0 °С) и давлении р = 101,3 кПа (1 атм,
760 мм рт. ст.), 1 моль любого газа занимает объем, равный 22,4 л;

С.Канниццаро (1826–1910)

 

 

3) некоторые авторы формулируют еще одно следствие из закона Авогадро, применяемое при решении расчетных задач: относительной плотностью газа Х по газу Y называется величина, равная отношению молярной массы газа Х к молярной массе газа Y (при одинаковых условиях):

Закон эквивалентов (И.В.Рихтер, 1792 г.). Массы веществ, вступающих в химическую реакцию, прямо пропорциональны их эквивалентам.

И.В.Рихтер (1762–1807)

 

 

Химический эквивалент элемента – такая его масса, которая соединяется с единицей массы водорода или с 8 единицами массы кислорода или замещает эти количества в их соединениях.

Э = А/В,

где А – атомная масса элемента; В – валентность элемента, например:

Э(О) = 16/2 = 8.

Эквивалентный объем любого бинарного газа равен 11,2 л/моль.

На основе закона эквивалентов выведены формулы для расчета эквивалентных масс сложных веществ:

Э(оксида) = молярная масса оксида/(валентность элемента∙число атомов элемента в оксиде), например:

Э(Al₂O₃) = 102/(3∙2) = 17;

Э(кислоты) = молярная масса кислоты/основность кислоты, например:

Э(H₂SO₄) = 98/2 = 49;

Э(основания) = молярная масса основания/кислотность основания, например:

Э(Ca(OH)₂) = 74/2 = 37;

Э(соли) = молярная масса соли/(валентность металла∙число атомов металла), например:

Э(Na₂SO₄) = 142/(1∙2) = 71.

Уравнение Менделеева–Клапейрона (уравнение состояния идеального газа) описывает соотношение между давлением газа, его объемом, количеством вещества и температурой:

pV =RT,

где p – давление, кПа; V – объем, л;  – количество вещества газа, моль; R – универсальная газовая постоянная:

R = 8,314 Дж/(моль∙К) = 0,082 л∙атм/(моль∙К);

Т – температура, К.

Объединенный газовый закон (Клапейрона):

Б.Клапейрон (1799–1864)

 

 

Тест по теме «Основные химические законы»

1. При н.у. равное число молекул содержат 5 г водорода и объем гелия, равный (в л):

а) 22,4; б) 44,8; в) 56,0; г) 112.

2. Плотность паров серы по воздуху составляет 2,21. Молекула серы при этих условиях имеет следующую молекулярную формулу:

а) S; б) S₂; в) S₆; г) S₈.

3. В баллоне объемом 50 л при 20 °С находится аргон под давлением 80 атм. Масса этого аргона равна (в кг):

а) 6,66; б) 8,93; в) 7,62; г) 9,13.

4. Масса порции карбоната натрия, в которой содержится 3,01∙10²³ атомов натрия, равна (в г):

а) 53; б) 26,5; в) 106; г) 41,5.

5. Объем (в л, н.у.) порции метана, содержащей 4,816∙10²³ атомов водорода, равен:

а) 4,48; б) 17,92; в) 35,84; г) 71,68.

6. Относительная плотность некоторого газа по воздуху равна 2. Чему равна плотность этого газа по гелию?

а) 7,25; б) 14,5; в) 29; г) 58.

7. Эквивалент сульфата аммония равен:

а) 132; б) 66; в) 264; г) 11,2.

8. При н. у. объем 10 г газообразного водорода больше объема 10 г жидкой воды приблизительно в:

а) 11 200 раз; б) 22 400 раз;

в) 44 800 раз; г) 2240 раз.

9. Абсолютная плотность (кг/м³) углекислого газа, измеренная при н.у., равна:

а) 1,25; б) 1,96; в) 1,429; г) 1,2506.

10. Соотношение масс ионов в йодиде алюминия составляет:

а) 0,54:5; б) 0,72:4,3; в) 0,54:7,62; г) 0,54:2,54.

Ответы можно найти здесь:

Другие видеоуроки по школьной программе смотрите на InternetUrok.ru

При всей актуальности (которая бесспорна) этого на­правления работы с кадрами трудно дать одинаковый пере­чень рекомендаций в силу того, что школы России очень по-разному развиты в области компьютеризации. В некото­рых из них есть один компьютер, в других — по несколько стационарных компьютерных классов (которые в таком ко­личестве не нужны), в третьих — проблема в том, что в школы привезли, как говорят, тонны умного железа, ко­торое устаревает морально раньше, чем изнашивается фи­зически, в четвертых — учителя овладели элементарной ком­пьютерной грамотностью, но не знают, что с этим делать дальше, не знают, как развиваться в сфере информацион­ных и коммуникационных технологий (НИТ).

Попытаемся обозначить, как говорят в науке, точки бифуркации, то есть возможные точки роста, а уже каждый руководитель решит, что и в каком порядке отобрать для содержания методической работы в рассматриваемом направлении.

Прежде всего, необходимо последовательно и разумно развивать материальную базу. Стационарные компьютерные классы следует использовать для уроков информатики и работы учащихся после уроков (прежде всего, дат тех, у кого дома нет компьютера). Разумеется, вся эта техника должна иметь выход в Интернет.

Для того чтобы учителя всех предметов могли (тогда,  когда это нужно) использовать компьютер на своих уроках, необходимо заняться приобретением не стационарных, а мобильных (передвижных) компьютерных классов. Совершенно очевидно, что физик не понесет свои приборы, химик — колбы с растворами, биолог — муляжи: и т.д. в стационарный компьютерный класс. Мобильный, компьютерный класс — это тележка с комплектом ноутбуков, оборудованных системой беспроводной связи (wereless), которая перевозится туда, куда нужно, в соответствии с  заявками учителей. В идеале, комплект ноутбуков должен иметь каждый оборудованный предметный кабинет.        ;

Руководителям школы стоит подумать, как в течение нескольких лет обеспечить всех учителей компьютерами. Мо­жет быть кто-то из учителей сможет купить его самостоя­тельно, кто-то — в кредит, кто-то купит прибор, бывший в употреблении, кто-то воспользуется услугами Интернет- кафе и компьютерами, оборудованными в почтовых отде­лениях. Возможно, кому-то компьютер будет подарен как победителю учительской олимпиады, конкурса «Учитель года» или по результатам работы на августовской конфе­ренции. Где-то создадут так называемые электронные учи­тельские или школьные методкабинеты, кому-то школа оплатит хостинг (размещение информации клиента на сер­вере; организация виртуальных веб-серверов). Необходимо искать все возможные варианты, чтобы обеспечить каждо­му учителю возможность развивать свое профмастерство, работая с компьютером тогда, когда это необходимо.

Сюда же отнесем работу руководителей по обеспече­нию школ электронными версиями учебников, обучаю­щими и контролирующими программами для учащихся (все это уже есть в продаже).

По мере создания всей вышеназванной материальной вазы будет развиваться и собственно методическая дел­ьность по подготовке учителей в сфере информационных и коммуникационных технологий.

Здесь мы видим три возможных направления работы:

— создание, накопление и использование учителем так называемых цифровых образовательных ресурсов для самостоятельного конструирования уроков;

— применение компьютера в качестве технического средства обучения на уроках;

- использование компьютера именно как интеллектуального средства для конструирования уроков.

Накопление цифровых методических ресурсов означает создание в своем компьютере систематизированной (или бы сгруппированной как-то) базы данных в виде файлов , содержащих любые материалы для подготовки к уро­кам. Это могут быть задачи по темам, упражнения, цитаты, целые поурочные разработки или их фрагменты, отрывки из пособий. Словом, все то, что учитель позаимствовал с приобретенных дисков или разработки свои и других учи­телей школы, района, города, региона, страны, с кем была установлена связь через Интернет. Важно, чтобы через не­сколько лет у учителя была своя медиатека с вариантами поурочных разработок по каждой теме, каждому курсу, ко­торый он преподает. И все то же по воспитательной работе.

В последнее время возникла ошибочная тенденция: ком­пьютер используется только как TCQ и в большинстве случаев, где он вообще не нужен, где он применен в угоду требованию малограмотных чиновников от образования, провозгласивших: «Урок признается несовременным, если в нем не использован компьютер» (неправильная и вред­ная точка зрения). Прошу читателя вникнуть в нижепри­веденный пример. Он отражает массовое заблуждение.

Прошел очередной Всероссийский конкурс «Учитель года», и два члена жюри (мои знакомые) независимо друг от друга с восторгом рассказали об очень талантливом учи­теле, показавшем потрясшее их использование компьюте­ра на уроке в 3-м классе.

Рассмотрим фрагмент этого опыта. Сначала учитель дал возможность детям прочесть целиком на экране всем из­вестный, хотя и коротенький, но очень поучительный рас­сказ JI.H. Толстого «Косточка» (был использован компью­тер с мультимедийным проектором). Используя техниче­ские возможности компьютера, учитель убрал большую часть текста с экрана и оставил только те строки, из кото­рых следовал, как сказали бы дидакты, объект ррочного усвоения, то есть главное, существенное.

«Какова же главная идея этого рассказа?» — спросил учитель. Дети ответили: «Главная идея в том, что все тай­ное рано или поздно становится явным», что было в прин­ципе правильно, но только это одна из главных идей. Дру­гих ответов дети не дали.

Тогда учитель, используя опять же технические воз­можности компьютера, стал последовательно «возвращать» на экран другие строчки рассказа, и дети увидели, сколь­ко еще ценных идей, смыслов открылось им в мудром коротеньком рассказе великого JI.H. Толстого и, что педа­гогически очень важно, назвали их. Не буду продолжать рассказывать детали этого действительно хорошего урока. Суть изобретения понятна, и использованная учителем собственно педагогическая технология тут оправдана. Но члены жюри рассказывали мне с восторгом именно о, якобы новаторском, применении компьютера.

Обращаю внимание читателя: прежде, чем дойти до все­российского уровня конкурса, этот учитель прошел школь­ный, районный, городской, краевой этапы, и везде у чле­нов жюри, как я позже выяснил, он вызывал изумление именно использованием компьютера на уроке в 3-м клас­се. Члены жюри последнего всероссийского этапа, расска­завшие мне об этом учителе, поверьте, читатель, высоко профессиональные, очень грамотные и уважаемые мною педагоги, опыт которых отмечен самыми высокими зва­ниями, степенями, наградами и т.п. Более того, я и сам был в восторге от кажущейся мне тогда талантливости именно в применении компьютера на уроке.

Позже я рассказал об этом специалистам по НИТ,»и они, что называется, камня на камне не оставили от на­ших восторгов.

Дело в том, что в показанном приеме с использованием компьютера ничего действительно нового и прогрессивно- ео нет, ибо все то же самое любой учитель мог сделать и 10, и 20, и 30, и 40 лет назад безо всякого компьютера (что, кстати, заметим, учителя и делали — прием описан в литературе). Дать детям возможность читать текст с экра­на, убирать и восстанавливать нужные строки — прием замечательный, дидактически (педагогически) ценный, но… Его можно осуществить и за меньшее время, просто заклеивая фрагменты, написанные на доске, бумагой, а затем, открывая их. Это можно сделать легче и быстрее, чем на компьютере, с помощью слайдов, кодоскопа, эпи­диаскопа и других старых известных технических средств. Компьютер тут ничего нового в собственно педагоги­ческую технологию не привносит и является одним из средств в известном ряду, называемом «технические сред­ства обучения». Так оправдано ли применение столь доро­гой, интеллектуально мощной электронной техники, если все это можно было сделать (и делали всегда!) без нее? И есть ли действительно тут предмет для восхищения яко­бы творческим применением компьютера?

Я хочу, чтобы за этим, наверняка введшим в заблужде­ние многих читателей, примером, учителя поняли: «Ком­пьютер — это не только и не столько ТСО, обладающее свойствами своих предшественников. Компьютер — это, прежде всего, дорогостоящая интеллектуальная машина и именно в этом ее истинное достоинство, ее истинная цен­ность, которая, к сожалению, не используется.

То, что я рассказал, позволит читателю быстрее понять, что же такое на самом деле действительно новые инфор­мационные и коммуникационные технологии (что, ко­нечно же, не отменяет использование возможностей ком­пьютера как ТСО).

Использование самого компьютера как интеллектуаль­ного средства для конструирования уроков — это то, чего пока нет.

Чтобы заинтересовать читателя, рассмотрим разработку плана урока по конкретной теме в конкретном классе. Что­бы урок был эффективным, чтобы дети усвоили материал, чтобы они были довольны, и учитель был удовлетворен детьми и собой, необходимо учесть множество факторов. Прежде всего, смысл и структуру содержания того, что пред­стоит объяснять; выделить в нем главное существенное; оп­ределить, какие задачи (кроме обучения) можно еще реа­лизовать на этом уроке. Это могут быть задачи воспитания, развития, оздоровления, задачи профессионально-личност­ного саморазвития учителя, социализации, диагностиче­ские, исследовательские. Задачи, какими средствами (ме­тоды, формы, приемы) это можно сделать наилучшим об­разом и учесть при этом особенности класса (обученность, обучаемость, учебные и воспитательные возможности кон­кретных детей); учесть, наконец, наиболее развитые воз­можности личности самого учителя. И все это интегрирует мозг. Продуктом этой интегрирующей работы мозга явля­ется оптимальный план урока. Мало кто задумывался над тем, что эту сложнейшую творческую работу можно пору­чить… компьютеру. Если заложить в его базу знаний (есть и продается соответствующая программа) формализованные данные, отвечающие на вопросы:

-       «Чему надо научить?» — электронная «формула» па­раграфа;

-       «Кого надо научить?» — данные о детях конкретного класса;

-       «Кто будет учить?» — данные об учителе,

то компьютер, если можно так выразиться, заменит мозг учителя. Он переработает, интегрирует названную инфор­мацию и сконструирует на экране оптимальный, с его точки зрения, вариант плана урока, который, возможно, устроит учителя или уж, во всяком случае, явится осно­вой для конструирования.

Можно не согласиться с компьютером и сообщить ему свое возражение. Тогда компьютер, на основе анализа при­чин несогласия, предложит новый вариант, пока не будет найден удовлетворяющий учителя. При этом компьютер — самообучающаяся машина; все выбранные варианты им запоминаются и в дальнейшем могут предлагаться следу­ющему пользователю.

И это не единственная интеллектуальная задача, кото­рую компьютер сейчас может решать. Автором всей этой тех­нологии является профессор Д.Ш. Матрос и его сотрудники из Челябинского госпедуниверситета, которые работают с учителями страны, создают вместе действительно новую практику образования, которой нет не только нигде в Рос­сии, но и в мире. [*] Это действительно настоящее (истин­ное) нововведение, а не ретро- и не псевдоинновация.[†]

В реализации этой формы самое важное, пожалуй, — воз вращение к ее каноническому исполнению. Дело в том, что в последние двадцать лет в силу небрежности обращения с словом любое занятие, относящееся к повышению квалификации учителей, стали называть семинаром. Хотя в действительности занятие представляет собой либо курс лекций, либо деловую игру, либо конференцию по обмену опытом работы. Мне неоднократно приходилось слышать, как курс лекций по какой-то теме, который я читал, публично называли «Семинар М.М. Поташника» и были удивлены, когда я поправлял, говоря, что это не семинар, курс лекций. «А какая разница, как называть?» — недоумевали мне в ответ.

Давайте разберемся, в чем разница.

Лекция — это форма учебного занятия, состоящая в у ном, монологическом изложении предмета преподавай она может предполагать по ходу или в конце ответы лектора на вопросы слушателей, проводится одним человеком.

Семинар же имеет другую структуру. Для него характерны следующие обязательные элементы:

— четко сформулированная тема и каждого занятия их совокупности;

— наличие подготовленных и заранее розданных р водителем семинара вопросов для обсуждения; <>

— наличие списка литературы по теме семинара (учи вая загруженность учителей, всегда с указанием с ниц, относящихся к вопросам предстоящего занятия.

Прежде, чем идти на семинар, учителя должны прочесть необходимую литературу, подготовиться к выступлению по приведенным вопросам (тезисы или конспект, или план) и обязательно выступить. А руководитель (ве­дущий, автор) семинара комментирует выступления, если нужно, то дополняет их и обязательно делает итоговое обоб­щение, выделяя, говоря учительским языком, объект проч­ного усвоения, то есть главное, существенное. Программу одного их семинаров мы приводим в качестве образца в Приложении 4 этой книги (см. стр. 429—438).

Только то, что описано выше, и может называться се­минаром.

Итак, автор (руководитель) семинара должен сначала сделать его программу. Семинар, обеспечивающий про­фессиональный рост учителей, предусматривает их ак­тивное участие и выбирается как форма повышения ква­лификации в том случае, когда по его теме в школе име­ется литература (достаточное количество экземпляров книг или их копий или организована работа с книгой по оче­реди, или текст есть в компьютере). Если нужной литера­туры в достаточном количестве нет, то для повышения Квалификации избирается другая форма методической работы.

Руководителем семинара может быть подготовленный учитель, председатель методического объединения, директор школы или его заместитель, приглашенный специалист и др. Важно, чтобы этот человек был компетентным в теме семинара.

Это все о семинаре как о собственно форме, которая должна быть наполнена содержанием. Последнее определяется темой по психологии, педагогике — любым областям знаний, касающихся ребенка, образовательного пре­сса, профессионального роста учителя.

ЗАНЯТИЕ 29                 10-й класс (первый год обучения)

Галогены и их важнейшие соединения

П л а н

1. Положение в таблице Д.И.Менделеева, строение атома.

2. Происхождение названий.

3. Физические свойства.

4. Химические свойства (на примере хлора).

5. Нахождение в природе.

6. Основные методы получения (на примере хлора).

7. Хлороводород и хлориды.

8. Kислородсодержащие кислоты хлора и их соли.

Галогены («солероды») расположены в VIIа подгруппе периодической системы. K ним относятся фтор, хлор, бром, йод и астат. Все галогены относятся к р-элементам, имеют конфигурацию внешнего энергетического уровня ns²p⁵. Поскольку на внешнем уровне атомов галогенов находится 1 неспаренныйр-электрон, характерная валентность равна I. Kроме фтора, у атомов всех галогенов в возбужденном состоянии может увеличиваться число неспаренных электронов, поэтому возможны валентности III, V и VII.

Cl: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵3d⁰ (валентность I),

Cl*: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴3d¹ (валентность III),

Cl**: 1s²2s²2p⁶3s²3p³3d² (валентность V),

Cl***: 1s²2s²2p⁶3s¹3p³3d³ (валентность VII).

Галогены являются типичными неметаллами, проявляют окислительные свойства. Степень окисления галогенов в соединениях с металлами и водородом –1; во всех кислородсодержащих соединениях галогены (кроме фтора) проявляют степени окисления +1, +3, +5, +7, например:

Вниз по подгруппе изменяется агрегатное состояние галогенов, уменьшается растворимость в воде, увеличивается радиус атома, уменьшаются электроотрицательность, неметаллические свойства и окислительная способность (фтор – самый сильный окислитель). Для соединений галогенов: от Cl^– к I^–увеличивается восстановительная способность галогенид-ионов. В ряду бескислородных и кислородсодержащих кислот происходит усиление кислотных свойств:

Название фтора произошло от греческого слова  – разрушающий, поскольку плавиковая кислота, из которой пытались получить фтор, разъедает стекло. Хлор получил свое название благодаря окраске от греческого слова  – желто-зеленый – цвет увядающей листвы. Бром назван по запаху жидкого брома от греческого слова  – зловонный. Название йода произошло от греческого слова  – фиолетовый – по цвету парообразного йода. Радиоактивный астат назван от греческого слова  – неустойчивый.

По  ф и з и ч е с к и м  с в о й с т в а м   фтор – трудносжижаемый газ светло-зеленого цвета, хлор – легко сжижающийся газ желто-зеленого цвета, бром – тяжелая жидкость красно-бурого цвета, йод – твердое кристаллическое вещество темно-фиолетового цвета с металлическим блеском, легко подвергается возгонке (сублимации). Все галогены, кроме йода, обладают резким удушливым запахом, токсичны.

Х и м и ч е с к и е  с в о й с т в а

Все галогены проявляют высокую химическую активность, которая уменьшается при переходе от фтора к йоду. Химические свойства галогенов рассмотрим на примере хлора:

Н₂ (+):

(F₂ – со взрывом; Br₂, I₂ – на свету и при повышенной температуре.)

О₂ (–).

Металлы (+):

2Na + Cl₂ = 2NaCl;

2Fe + 3Cl₂  2FeCl₃.

Неметаллы (+/–):*

N₂ + Cl₂  реакция не идет.

Н₂О (+):

Основные оксиды (–).

Kислотные оксиды (–).

Основания (+/–):

Kислоты (+/–):

2HBr + Cl₂ = 2HCl + Br₂,

HCl + Br₂  реакция не идет.

Соли (+/–):

2KBr + Cl₂ = 2KCl + Br₂,

KCl + Br₂  реакция не идет.

В  п р и р о д е в свободном виде галогены не встречаются из-за высокой химической активности. Среди наиболее распространенных соединений хлора можно выделить каменную или поваренную соль (NaCl), сильвинит (KCl∙NaCl), карналлит (KCl∙MgCl₂). Большое количество хлоридов содержится в морской воде. Хлор входит в состав хлорофилла. Природный хлор состоит из двух изотопов ³⁵Cl и ³⁷Cl. Подчеркнем, что в случае хлора число нейтронов в атоме возможно рассчитать только для каждого изотопа в отдельности:

³⁵Cl, p = 17, e = 17, n = 35 – 17 = 18;

³⁷Cl, p = 17, e = 17, n = 37 – 17 = 20.

В  п р о м ы ш л е н н о с т и  хлор получают электролизом водного раствора или расплава хлорида:

Л а б о р а т о р н ы е м е т о д ы получения (действие концентрированной соляной кислоты на различные окислители):

MnO₂ + 4HCl (конц.) = MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O,

2KMnO₄ + 16HCl (конц.) = 2MnCl₂ + 5Cl₂ + 2KCl + 8H₂O,

KClO₃ + 6HCl (конц.) = KCl + 3Cl₂ + 3H₂O,

K₂Cr₂O₇ + 14HCl (конц.) = 2CrCl₃ + 3Cl₂ + 2KCl + 7H₂O,

Ca(ClO)₂ + 4HCl (конц.) = CaCl₂ + 2Cl₂ + 2H₂O.

Х л о р о в о д о р о д  и  х л о р и д ы

Хлороводород (HCl) – бесцветный газ с резким запахом, тяжелее воздуха, хорошо растворим в воде (в 1 объеме воды растворяется 450 объемов хлороводорода). Молекула образована по типу ковалентной полярной связи. Водный раствор хлороводорода называется соляной кислотой. Kонцентрированная соляная кислота «дымит» на воздухе, максимальная концентрация хлороводорода в растворе составляет 35–36 %. Это сильная кислота, проявляющая все характерные свойства кислот:

HCl  H⁺ + Cl^–,

2HCl + Zn = ZnCl₂ + H₂,

HCl + Cu  реакция не идет,

2HCl + CaO = CaCl₂ + H₂O,

HCl + NaOH = NaCl + H₂O,

2HCl + Na₂CO₃ = 2NaCl + H₂O + CO₂.

Kачественной реакцией на соляную кислоту и ее соли (хлориды) является реакция с раствором нитрата серебра:

Ag⁺ + Cl^– —> AgCl,

AgNO₃ + NaCl —> AgCl + NaNO₃.

Хлороводород можно получить:

∙ прямым синтезом из водорода и хлора (синтетический способ):

∙ действием концентрированной серной кислоты на твердые хлориды – сульфатный способ (аналогично можно получить HF, но нельзя получить HBr и HI):

NaCl (тв.) + H₂SO₄ (конц.) = HCl + NaHSO₄.

С ростом степени окисления хлора сила кислот резко возрастает. Так, хлорноватистая кислота очень слабая (слабее угольной), а хлорная кислота – самая сильная из всех известных кислот.

K и с л о р о д с о д е р ж а щ и е  к и с л о т ы  х л о р а и  и х  с о л и

Kислотные оксиды	Cl2O	Cl2O3	Cl2O5	Cl2O7
Kислоты	HClO Хлорноватистая	HClO2 Хлористая	HClO3 Хлорноватая	HClO4 Хлорная
Графические формулы кислот	H–O–Cl	H–O–Cl=O
Названия и примеры солей	Гипохлорит натрия NaClO	Хлорит натрия NaClO2	Хлорат натрия NaClO3	Перхлорат натрия NaClO4

 

 

 

Хлорноватистая кислота (HClO) – слабая, очень неустойчивая.

Соли этой кислоты (гипохлориты) являются очень сильными окислителями. Наибольшее применение находит смешанная соль соляной и хлорноватистой кислот – хлорид-гипохлорит кальция (хлорная известь):

Хлорноватая кислота (HClO₃) – существует только в разбавленных растворах. Сама кислота и ее соли (хлораты) являются сильными окислителями. Наиболее известной солью этой кислоты является хлорат калия (бертолетова соль).

5KClO₃ + 6P = 3P₂O₅ + 5KCl,

KClO₃ + 3MnO₂ + 6KOH = KCl + 3K₂MnO₄ + 3H₂O,

4KClO₃ + 3K₂S = 4KCl + 3K₂SO₄.

Многие соли кислородсодержащих кислот хлора термически неустойчивы, например:

2KClO₃  2KCl + 3O₂,

4KClO₃  3KClO₄ + KCl (без катализатора),

3KClO  KClO₃ + 2KCl,

KClO₄  KCl + 2O₂.

Тест по теме «Галогены и их важнейшие соединения»

1. Газ имеет плотность 3,485 г/л при давлении 1,2 атм и температуре 25 °С. Установите формулу газа.

а) Фтор; б) хлор;

в) бромоводород;

г) хлороводород.

2. Явление перехода вещества из твердого состояния в газообразное, минуя жидкое, называется:

а) конденсация; б) сублимация;

в) возгонка; г) перегонка.

3. Природный хлор представляет собой смесь изотопов с массовыми числами 35 и 37. Рассчитайте изотопный состав хлора, приняв его относительную атомную массу за 35,5.

а) 75 % и 25 %;

б) 24,4 % и 75,8 %;

в) 50 % и 50 %;

г) недостаточно данных для решения задачи.

4. Хлор можно получить, проводя электролиз:

а) расплава хлорида калия;

б) раствора хлорида калия;

в) расплава хлорида меди;

г) раствора хлорида меди.

5. Раствор фтороводорода в воде называют:

а) жавелевой водой;

б) плавиковой кислотой;

в) белильной известью;

г) фтороводородной кислотой.

6. Оксид хлора(V) является ангидридом следующей кислоты:

а) хлорноватистой; б) хлорноватой;

в) хлористой; г) хлорной.

7. При прокаливании бертолетовой соли в присутствии диоксида марганца в качестве катализатора образуются:

а) хлорид калия и кислород;

б) перхлорат калия и хлорид калия;

в) перхлорат калия и озон;

г) гипохлорит калия и хлор.

8. K подкисленному раствору, содержащему 0,543 г некоторой соли, в состав которой входят литий, хлор и кислород, добавили раствор йодида натрия до прекращения выделения йода. Масса выделившегося йода составила 4,57 г. Название исходной соли:

а) гипохлорит лития; б) хлорит лития;

в) хлорат лития; г) перхлорат лития.

9. В молекулах галогенов химическая связь:

а) ковалентная полярная;

б) ковалентная неполярная;

в) ионная;

г) донорно-акцепторная.

10. Хлор, в отличие от фтора, при определенных условиях может реагировать с:

а) водой; б) водородом;

в) медью; г) гидроксидом натрия.

Источник информации и ответы на тест можно найти здесь

ЗАНЯТИЕ 30                   10-й класс (первый год обучения)

Сера и ее соединения     П л а н

1. Положение в таблице Д.И.Менделеева, строение атома.

2. Происхождение названия.

3. Физические свойства.

4. Химические свойства.

5. Нахождение в природе.

6. Основные методы получения.

7. Важнейшие соединения серы (сероводород, сероводородная кислота и ее соли; сернистый газ, сернистая кислота и ее соли; триоксид серы, серная кислота и ее соли).

В периодической системе сера находится в главной подгруппе VI группы (подгруппа халькогенов). Электронная формула серы 1s²2s²p⁶3s²p⁴, это р-элемент. В зависимости от состояния сера может проявлять валентность II, IV или VI:

S: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴3d⁰ (валентность II),

S^*: 1s²2s²2p⁶3s²3p³3d¹ (валентность IV),

S^**: 1s²2s²2p⁶3s¹3p³3d² (валентность VI).

Характерные степени окисления серы –2, +2, +4, +6 (в дисульфидах, содержащих мостиковую связь –S–S– (например, FeS₂), степень окисления серы равна –1); в соединениях входит в состав анионов, с более электроотрицательными элементами – в состав катионов, например:

Сера – элемент с высокой электроотрицательностью, проявляет неметаллические (кислотные) свойства. Имеет четыре стабильных изотопа с массовыми числами 32, 33, 34 и 36. Природная сера на 95 % состоит из изотопа ³²S.

Русское название серы произошло от санскритского слова cira – светло-желтый, по цвету природной серы. Латинское название sulfur переводится как «горючий порошок».¹

Ф и з и ч е с к и е   с в о й с т в а

Сера образует три аллотропные модификации: ромбическая (-сера), моноклинная (-сера) ипластическая, или каучукоподобная. Наиболее устойчива при обычных условиях ромбическая сера, а выше 95,5 °С стабильна моноклинная сера. Обе эти аллотропные модификации имеют молекулярную кристаллическую решетку, построенную из молекул состава S₈, расположенных в пространстве в виде короны; атомы соединены одинарными ковалентными связями. Различие ромбической и моноклинной серы состоит в том, что в кристаллической решетке молекулы упакованы по-разному.

Если ромбическую или моноклинную серу нагреть до точки кипения (444,6 °С) и полученную жидкость вылить в холодную воду, то образуется пластическая сера, по свойствам напоминающая резину. Пластическая сера состоит из длинных зигзагообразных цепей. Эта аллотропная модификация неустойчива и самопроизвольно превращается в одну из кристаллических форм.

Ромбическая сера – твердое кристаллическое вещество желтого цвета; в воде не растворяется (и не смачивается), но хорошо растворяется во многих органических растворителях (сероуглерод, бензол и т.д.). Сера обладает очень плохой электро- и теплопроводностью. Температура плавления ромбической серы +112,8 °С, при температуре 95,5 °С ромбическая сера переходит в моноклинную:

Х и м и ч е с к и е  с в о й с т в а

По своим химическим свойствам сера является типичным активным неметаллом. В реакциях может быть как окислителем, так и восстановителем.

Н₂ (+):

О₂ (+):

S + O₂  SO₂.

Металлы (+):

2Na + S = Na₂S,

2Al + 3S  Al₂S₃,

Fe + S  FeS,

Hg + S = HgS.

Неметаллы (+/–)*:

С + 2S  CS₂,

2P + 3S  P₂S₃,

S + Cl₂ = SCl₂,

S + 3F₂ = SF₆,

S + N₂  реакция не идет.

Н₂О (–). сера не смачивается водой.

Основные оксиды (–).

Кислотные оксиды (–).

Основания (+/–):

S + Cu(OH)₂  реакция не идет.

Кислоты (не окислители) (–).

Кислоты-окислители (+):

S + 2H₂SO₄ (конц.) = 3SO₂ + 2H₂O,

S + 2HNO₃ (разб.) = H₂SO₄ + 2NO,

S + 6HNO₃ (конц.) = H₂SO₄ + 6NO₂ + 2H₂O.

Соли (–).

В п р и р о д е сера встречается как в самородном состоянии, так и в виде соединений, важнейшими из которых являются пирит, он же железный, или серный, колчедан (FeS₂), цинковая обманка (ZnS), свинцовый блеск (PbS), гипс (CaSO₄∙2H₂O), глауберова соль (Na₂SO₄∙10H₂O), горькая соль (MgSO₄∙7H₂O). Кроме того, сера входит в состав каменного угля, нефти, а также в различные живые организмы (в составе аминокислот). В организме человека сера концентрируется в волосах.

Серу, содержащуюся в свободном состоянии в горных породах, выплавляют из них в автоклавах с помощью водяного пара.

В  л а б о р а т о р н ы х  у с л о в и я х серу можно получить, используя окислительно-восстановительные реакции (ОВР), например:

H₂SO₃ + 2H₂S = 3S + 3H₂O,

2H₂S + O₂ 2S + 2H₂O.

В а ж н е й ш и е  с о е д и н е н и я  с е р ы

Сероводород (H₂S) – бесцветный газ с удушающим неприятным запахом тухлых яиц, ядовит (соединяется с гемоглобином крови, образуя сульфид железа). Тяжелее воздуха, малорастворим в воде (2,5 объема сероводорода в 1 объеме воды). Связи в молекуле ковалентные полярные, sp³-гибридизация, молекула имеет угловое строение:

В химическом отношении сероводород достаточно активен. Он термически неустойчив; легко сгорает в атмосфере кислорода или на воздухе; легко окисляется галогенами, диоксидом серы или хлоридом железа(III); при нагревании взаимодействует с некоторыми металлами и их оксидами, образуя сульфиды:

2H₂S + O₂  2S + 2H₂O,

2H₂S + 3O₂  2SO₂ + 2H₂O,

H₂S + Br₂ = 2HBr + S,

2H₂S + SO₂  3S + 2H₂O,

2FeCl₃ + H₂S = 2FeCl₂ + S + 2HCl,

H₂S + Zn  ZnS + H₂,

H₂S + CaO  CaS + H₂O.

В лабораторных условиях сероводород получают действием на сульфиды железа или цинка сильных минеральных кислот или необратимым гидролизом сульфида алюминия:

ZnS + 2HCl = ZnCl₂ + H₂S,

Аl₂SO₃ + 6HOH   2Al(OH)₃ + 3H₂S.

Раствор сероводорода в воде – сероводородная вода, или сероводородная кислота. Слабый электролит, по второй ступени практически не диссоциирует. Как двухосновная кислота образует два типа солей – сульфиды и гидросульфиды:

например, Na₂S – сульфид натрия, NaHS – гидросульфид натрия.

Сероводородная кислота проявляет все общие свойства кислот. Кроме того, сероводород, сероводородная кислота и ее соли проявляют сильную восстановительную способность. Например:

H₂S + Zn = ZnS + H₂,

H₂S + CuO = CuS + H₂O,

Качественной реакцией на сульфид-ион является взаимодействие с растворимыми солями свинца; при этом выпадает осадок сульфида свинца черного цвета:

Pb²⁺ + S^2– —> PbS,

Pb(NO₃)₂ + Na₂S = PbS + 2NaNO₃.

Оксид серы(IV) SO₂ – сернистый газ, сернистый ангидрид – бесцветный газ с резким запахом, ядовит. Кислотный оксид. Связи в молекуле ковалентные полярные, sp²-гибридизация. Тяжелее воздуха, хорошо растворим в воде (в одном объеме воды – до 80 объемов SO₂), образует при растворениисернистую кислоту, существующую только в растворе:

H₂O + SO₂  H₂SO₃.

По кислотно-основным свойствам сернистый газ проявляет свойства типичного кислотного оксида, сернистая кислота также проявляет все типичные свойства кислот:

SO₂ + CaO  CaSO₃,

H₂SO₃ + Zn = ZnSO₃ + H₂,

H₂SO₃ + CaO = CaSO₃ + H₂O.

По окислительно-восстановительным свойствам сернистый газ, сернистая кислота и сульфиты могут проявлять окислительно-восстановительную двойственность (с преобладанием восстановительных свойств). С более сильными восстановителями соединения серы(IV) ведут себя как окислители:

С более сильными окислителями они проявляют восстановительные свойства:

В промышленности диоксид серы получают:

∙ при горении серы:

S + O₂  SO₂;

∙ обжигом пирита и других сульфидов:

4FeS₂ + 11O₂  2Fe₂O₃ + 8SO₂,

2ZnS + 3O₂  2ZnO + 2SO₂.

К лабораторным методам получения относятся:

∙ действие сильных кислот на сульфиты:

Na₂SO₃ + 2HCl = 2NaCl + SO₂ + H₂O;

∙ взаимодействие концентрированной серной кислоты с тяжелыми металлами:

Cu + 2H₂SO₄ (конц.) = СuSO₄ + SO₂ + 2H₂O.

Качественные реакции на сульфит-ион – обесцвечивание «йодной воды» или действие сильных минеральных кислот:

Na₂SO₃ + I₂ + 2NaOH = 2NaI + Na₂SO₄ + H₂O,

Ca₂SO₃ + 2HCl = CaCl₂ + H₂O + SO₂.

Оксид серы(VI) SO₃ – триоксид серы, или серный ангидрид, – это бесцветная жидкость, которая при температуре ниже 17 °С превращается в белую кристаллическую массу. Ядовит. Существует в виде полимеров (мономерные молекулы существуют только в газовой фазе), связи в молекуле ковалентные полярные, sp²-гибридизация. Гигроскопичен, термически неустойчив. С водой реагирует с сильным экзо-эффектом. Реагирует с безводной серной кислотой, образуя олеум. Образуется при окислении сернистого газа:

SO₃ + H₂O = H₂SO₄ + Q,

nSO₃ + H₂SO₄ (конц.) = H₂SO₄∙nSO₃.

По кислотно-основным свойствам является типичным кислотным оксидом:

SO₃ + H₂O = H₂SO₄,

SO₃ + CaO = CaSO₄,

По окислительно-восстановительным свойствам выступает сильным окислителем, обычно восстанавливаясь до SO₂ или сульфитов:

В чистом виде практического значения не имеет, является промежуточным продуктом при производстве серной кислоты.

Серная кислота – тяжелая маслянистая жидкость без цвета и запаха. Хорошо растворима в воде (с большим экзо-эффектом). Гигроскопична, ядовита, вызывает сильные ожоги кожи. Является сильным электролитом. Серная кислота образует два типа солей: сульфаты и гидросульфаты, которые проявляют все общие свойства солей. Сульфаты активных металлов термически устойчивы, а сульфаты других металлов разлагаются даже при небольшом нагревании:

Na₂SO₄  не разлагается,

ZnSO₄  ZnO + SO₃,

4FeSO₄  2Fe₂O₃ + 4SO₂ + O₂,

Ag₂SO₄  2Ag + SO₂ + O₂,

HgSO₄  Hg + SO₂ + O₂.

Раствор с массовой долей серной кислоты ниже 70 % обычно считается разбавленным; выше 70 % – концентрированным; раствор SO₃ в безводной серной кислоте называется олеум (концентрация триоксида серы в олеуме может достигать 65 %).

Разбавленная серная кислота проявляет все свойства, характерные для сильных кислот:

Н₂SO₄  2H⁺ + SO₄^2–,

Н₂SO₄ + Zn = ZnSO₄ + Н₂,

Н₂SO₄ (разб.) + Cu  реакция не идет,

Н₂SO₄ + CaO = CaSO₄ + H₂O,

CaCO₃ + Н₂SO₄ = CaSO₄ + H₂O + CO₂.

Концентрированная серная кислота является сильным окислителем, особенно при нагревании. Она окисляет многие металлы, неметаллы, а также некоторые органические вещества. Не окисляются под действием концентрированной серной кислоты железо, золото и металлы платиновой группы (правда, железо хорошо растворяется при нагревании в умеренно концентрированной серной кислоте с массовой долей 70 %). При взаимодействии концентрированной серной кислоты с другими металлами образуются сульфаты и продукты восстановления серной кислоты.

2Н₂SO₄ (конц.) + Cu = CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O,

5Н₂SO₄ (конц.) + 8Na = 4Na₂SO₄ + H₂S + 4H₂O,

Н₂SO₄ (конц.) пассивирует Fe, Al.

При взаимодействии с неметаллами концентрированная серная кислота восстанавливается до SO₂:

5Н₂SO₄ (конц.) + 2Р = 2H₃PO₄ + 5SO₂ + 2H₂O,

2Н₂SO₄ (конц.) + C = 2H₂O + CO₂ + 2SO₂.

Контактный метод получения серной кислоты состоит из трех стадий:

1) обжиг пирита:

4FeS₂ + 11O₂  2Fe₂O₃ + 8SO₂;

2) окисление SO₂ в SO₃ в присутствии катализатора – оксида ванадия:

3) растворение SO₃ в серной кислоте с получением олеума:

SO₃ + H₂O = H₂SO₄ + Q,

nSO₃ + H₂SO₄ (конц.) = H₂SO₄∙nSO₃.

Качественная реакция на сульфат-ион – взаимодействие с катионом бария, в результате чего выпадает белый осадок BaSO₄.

Ba²⁺ + SO₄^2– —> BaSO₄,

BaCl₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄ + 2NaCl.

Тест по теме «Сера и ее соединения»

1. Сера и кислород – это:

а) хорошие проводники электричества;

б) относятся к подгруппе халькогенов;

в) хорошо растворимы в воде;

г) имеют аллотропные модификации.

2. В результате реакции серной кислоты с медью можно получить:

а) водород; б) серу;

в) сернистый газ; г) сероводород.

3. Сероводород – это:

а) ядовитый газ;

б) сильный окислитель;

в) типичный восстановитель;

г) один из аллотропов серы.

4. Массовая доля (в %) кислорода в серном ангидриде равна:

а) 50; б) 60; в) 40; г) 94.

5. Оксид серы(IV) является ангидридом:

а) серной кислоты;

б) сернистой кислоты;

в) сероводородной кислоты;

г) тиосерной кислоты.

6. На сколько процентов уменьшится масса гидросульфита калия после прокаливания?

а) на 22,6;

б) на 41,1;

в) гидросульфит калия термически устойчив;

г) на 34,2.

7. Сместить равновесие в сторону прямой реакции окисления сернистого газа в серный ангидрид можно:

а) используя катализатор;

б) увеличивая давление;

в) уменьшая давление;

г) понижая концентрацию оксида серы(VI).

8. При приготовлении раствора серной кислоты необходимо:

а) наливать кислоту в воду;

б) наливать воду в кислоту;

в) порядок приливания не имеет значения;

г) серная кислота не растворяется в воде.

9. Какую массу (в г) декагидрата сульфата натрия необходимо добавить к 100 мл 8%-го раствора сульфата натрия (плотность равна 1,07 г/мл), чтобы удвоить массовую долю соли в растворе?

а) 100; б) 1,07; в) 30,5; г) 22,4.

10. Для определения сульфит-иона в качественном анализе можно использовать:

а) катионы свинца;

б) «йодную воду»;

в) раствор марганцовки;

г) сильные минеральные кислоты.

Источник информации и ответы к тесту здесь