Поиск

Полнотекстовый поиск:
Где искать:
везде
только в названии
только в тексте
Выводить:
описание
слова в тексте
только заголовок

Рекомендуем ознакомиться

'Документ'
Участники конференции: Принять участие в конференции могут учащиеся с 1 по 11 кл. План проведения конференции: 9.30 – 10....полностью>>
'Документ'
Своевременное оповещение населения о надвигающейся опасности, о создавшейся в зоне опасности обстановке, а также информирование о порядке поведения в ...полностью>>
'Документ'
Вишневский Ю. Р., доктор философских наук, профессор, заведующий кафедрой социологии и социальных технологий управления, Региональный вице-президент Р...полностью>>
'Документ'
Запас рыбы в пруду оценен в 1200 тонн. Ежегодный прирост рыбы состав­ляет 15%. Ежегодный план отлова — 300 тонн. Наименьший запас рыбы, ниже которого ...полностью>>

Главная > Методические указания

Сохрани ссылку в одной из сетей:
Информация о документе
Дата добавления:
Размер:
Доступные форматы для скачивания:

Методические указания

При ответе на вопрос по общим положениям неорганической или органической химии необходимо иллюстрировать его примерами химических реакций, формулами основных законов химии, примерами изомерии, номенклатуры, химических свойств и т.п.

При ответе на вопрос о свойствах элементов рекомендуется придерживаться следующей схемы:

• положение элемента в таблице Д.И. Менделеева;

• строение его электронной оболочки и возможные степени окисления;

• природные соединения;

• способы получения (промышленные и лабораторные);

• физические свойства;

• химические свойства (реакции с кислородом, с водородом, с другими простыми веществами; отношение к воде, кислотам, щелочам; наиболее важные химические соединения данного элемента).

При ответе на вопрос о свойствах классов неорганических соединений рекомендуется придерживаться следующей схемы:

• общая формула;

• номенклатура;

• физические свойства;

• химические свойства (реакции с металлами/неметаллами, простыми веществами, растворимость в воде, кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов, отличительные особенности);

• способы получения.

При ответе на вопрос о свойствах органических соединений рекомендуется придерживаться следующей схемы:

• строение молекулы (тип гибридизации, общая формула, строение функциональной группы);

• изомерия и номенклатура;

• физические свойства;

• химические свойства;

• получение;

• применение.

Практические задания в первом и втором вопросах могут содержать:

• цепочку превращений;

• качественные реакции катионов, анионов, основных классов органических соединений;

• уравнения реакций на знание химических свойств элементов и соединений.

Составляя цепочку химических превращений по свойствам элементов и классов неорганических соединений, необходимо соответствующие реакции уравнять, записать в молекулярной и ионной формах; окислительно-восстановительные процессы необходимо уравнять, используя метод баланса электронов или метод полуреакций.

В цепочке по свойствам органических соединений реакции следует уравнять, а также следует показать условия проведения процессов (температура, катализатор и т. д.).

При выполнении практического задания требуется дать краткое теоретическое обоснование и привести уравнения реакций.

Пример 1. Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие химические превращения:

Fe  FeCl2  FeCl3  Fe(OH)3 Fe2(SO4)3

Решение.

1. ;

2. ;

3.

.

4. ;

.

Пример 2. Составьте уравнения по следующей схеме: этан  этилен  хлорэтан  бутан  бутадиен-1,3.

Решение. 1. .

2. .

3. .

4. .

Пример 3. Написать уравнения реакций, при помощи которых можно отличить растворы сульфата и нитрата натрия.

Решение. Сульфат натрия можно отличить по образованию белого осадка сульфата бария при добавлении хлорида бария:

Нитрат натрия с хлоридом бария не взаимодействует.

Пример 4. Как при помощи химических реакций отличить этилен от этана?

Решение. Этилен обесцвечивает раствор перманганата калия – образуется этиленгликоль (реакция Е.Е. Вагнера). Этан с раствором перманганата калия не взаимодействует

3СН2=СН2 + 2KMnO4 + 4H2O = 3CH2OH−CH2OH + 2MnO2 + 2KOH.

Практические задания третьего вопроса рассмотрим на примерах. Уравнивание окислительно-восстановительных реакций можно выполнять методом баланса электронов или методом полуреакций.

Пример 5. Уравнять реакцию FeSO4 + K2Cr2O7 + H2SO4 = = Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.

Решение. Степени окисления изменяются у железа Fe+2 и хрома Cr+6. Составим уравнение баланса электронов, причем расчет будем вести на два атома хрома (по числу атомов в молекуле K2Cr2O7):

Расставим полученные коэффициенты в левой и правой частях исходного уравнения. Недостаток сульфат-ионов слева компенсируем 7 моль серной кислоты. В последнюю очередь уравняем реакцию по водороду (7Н2О).

Проверку проведем по числу атомов кислорода (по 59 атомов слева и справа).

Окончательно:

6FeSO4 + K2Cr2O7 + 7H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 +Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O.

Пример 6. Уравнять реакцию NaNO2 + KMnO4 + H2SO4 = = NaNO3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O.

Решение. Окислителем является Mn+7, входящий в состав иона , который в кислой среде восстанавливается до Mn2+. Восстановитель, азот (+3), входящий в состав , окисляется до N+5 и переходит в форму нитрат-иона (). Приведем число электронов к наименьшему общему кратному, в данном случае к 10. Для уравнивания числа атомов кислорода добавим воду или ионы Н+ в кислой среде (или ОН в щелочной). Уравнения полуреакций домножим на соответствующие коэффициенты, (здесь на 2 и 5) и суммируем:

Сократим одинаковые члены в левой и правой частях:

.

Составим молекулярное уравнение реакции путем добавления к ионам имеющихся в растворе противоионов:

5NaNO2 + 2KМnО4 + 3Н2SO4 = 5NaNO3 + 2МnSO4 + 3Н2О + K24.

Уравнения реакций обмена и гидролиза необходимо представить в молекулярной и ионной формах. При составлении ионного уравнения следует помнить, что слабые электролиты и осадки на ионные составляющие разделять нельзя.

Гидролиз – это химическая реакция соли с водой. Гидролизуется остаток слабой кислоты или слабого основания. В обычных условиях гидролиз идет по первой ступени, т.е. при составлении ионного уравнения гидролиза следует использовать только одну молекулу воды.

Пример 7. Закончить и уравнять реакцию Cu(OH)2 + H2SO4 =…

Решение. Закончим и уравняем реакцию:

Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O.

Составим полное ионное уравнение, учитывая, что гидроксид меди (II) не растворим, а вода относится к слабым электролитам:

Сократив одинаковые компоненты по обе стороны уравнения, получим сокращенное ионное уравнение:

Пример 8. Закончить и уравнять реакцию Na2S + Zn(NO3)2 =…

Решение. Закончим и уравняем реакцию:

Na2S + Zn(NO3)2 =2NaNO3 + ZnS.

Составим полное ионное уравнение для этой реакции, учитывая, что сульфид цинка относится к малорастворимым соединениям (осадок):

.

Сократив одинаковые ионы по обе стороны уравнения, получим сокращенное ионное уравнение:

Пример 9. Закончить и уравнять реакцию Na2CO3 + H2O =…

Решение. В данном случае соль образована сильным основанием NaOH и слабой угольной кислотой H2CO3:

Na2CO3.

Запишем уравнение диссоциации

.

С водой взаимодействует остаток слабой кислоты, т.е. карбонат-ион по реакции

.

В результате гидролиза образуются гидроксид-ионы, следовательно, среда в растворе Na2CO3 будет щелочная.

Распределяя катионы натрия по образующимся в ходе гидролиза анионам, получим молекулярное уравнение гидролиза

Na2CO3 + H2O = NaHCO3 + NaOH.

Пример 10. Закончить и уравнять реакцию CuSO4 + H2O = …

Решение. В данном случае соль образована слабым основанием Cu(OH)2 и сильной кислотой H2SO4:

CuSO4.


Запишем уравнение диссоциации соли:

.

С водой реагирует остаток слабого основания – катион Cu2+:

.

В ходе гидролиза образуются ионы H+, следовательно, среда в растворе CuSO4 будет кислая.

Составим молекулярное уравнение гидролиза, распределяя анионы SO42− по образующимся в результате реакции гидролиза катионам с учетом, что молекула в целом электронейтральна, и уравняем его как обычную реакцию обмена:

2CuSO4 + 2H2O = (CuOH)2SO4 + H2SO4.

Типовые задачи четвертого вопроса рассмотрены в примерах 11-19.

Пример 11. К раствору, содержащему 32,5 г хлорного железа (FeCl3), прибавили 9,6 г гидроксида натрия. Какая масса гидроксида железа при этом получилась?

Решение. Найдем количество вещества хлорида железа (III) и гидроксида натрия:

;

.

Составим уравнение реакции:

FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaCl,

из которого следует, что 1 моль FeCl3 взаимодействует с 3 моль NaOH, следовательно, для реакции с 0,2 моль хлорного железа требуется 0,23 = 0,6 моль гидроксида натрия.

По условию задачи, количество вещества NaOH составляет 0,24 моль, т. е. он в недостатке. Дальнейший расчет ведем по гидроксиду натрия. Составим пропорцию:

3 моль NaOH  1 моль Fe(OH)3

0,24 моль NaOH  х моль Fe(OH)3,

из которой вычислим количество вещества гидроксида железа (III):

Масса гидроксида железа

.

Пример 12. Определить массовую долю алюминия в его оксиде и вычислить, сколько алюминия теоретически можно выделить из боксита массой 15 т с содержанием Al2O3 87 %.

Решение. Найдем молярную массу Al2O3

.

Вычислим массовую долю алюминия в его оксиде:

.

Вычислим массу чистого Al2O3 в боксите

.

Масса алюминия, которую можно получить из боксита,

.

Пример 13. При прокаливании 10 г некоторого вещества было получено 6,436 г CuO и 2 л CO2, измеренного при температуре 27 °С и давлении 1 атм. Вывести формулу соединения.

Решение. Найдем количество вещества оксида меди (II):

.

В 1 моль CuO содержится по 1 моль Cu и О, следовательно n(Cu= n(O, CuO) = 0,081 моль.

Найдем количество вещества оксида углерода (IV) по уравнению Менделеева – Клапейрона:

В 1 моль CO2 содержится 1 моль C и 2 моль О, следовательно n(C) = 0,081 моль, = 20,081 = 0,162 моль.

Общее количество вещества кислорода n(O) = 0,081 + 0,162 = 0,243 моль.

Сопоставим отношения количеств веществ элементов между собой:

n(Cu) : n(C) : n(O) = 0,081 : 0,081 : 0,243 = 1 : 1 : (0,243/0,081) = 1 : 1 : 3.

Полученные целые числа представляют собой стехиометрические индексы формулы вещества, химическая формула которого CuCO3.

Пример 14. Найти молярную концентрацию раствора карбоната натрия, полученную при смешивании 600 мл раствора 1 концентрацией 2,15 % (d = 1,02 г/см3) и 200 мл раствора 2 концентрацией 8,82 % (d = 1,09 г/см3).

Решение. Найдем количество вещества карбоната натрия в каждом из смешиваемых растворов:

Вычислим молярную концентрацию полученного раствора:

 моль/л.

Пример 15. Какой объем раствора серной кислоты концентрацией 10 % (d = 1,066 г/см3) требуется для приготовления 200 мл раствора концентрацией 0,5 моль/л?

Решение. Количество вещества серной кислоты в растворе концентрацией 0,5 моль/л

моль,

ее масса

г.

Объем 10-процентного раствора

Пример 16. Какой объем раствора с содержанием NaOH 8 % (плотностью 1,09 г/см3) требуется для нейтрализации 75 мл серной кислоты, если известно, что в 10 мл раствора кислоты содержится 0,098 г H2SO4?

Решение. Определим, сколько граммов Н2SO4 содержится в 75 мл раствора:

г.

Реакция нейтрализации записывается в виде

2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O,

т.е. 2 моль щелочи взаимодействуют с 1 моль кислоты. Для нейтрализации 0,735 г кислоты потребуется чистой щелочи 0,735·2·40/98 = 0,6 г.

В 100 г раствора щелочи содержится 8 г NaOH. Масса раствора для нейтрализации

г.

Следовательно, для нейтрализации кислоты требуется объем NaOH

.

Пример 17. При обработке 5,44 г смеси карбонатов магния и кальция серной кислотой получили 7,6 г их безводных сульфатов. Определить процентный состав исходной смеси.

Решение. Составим химические уравнения протекающих реакций:

CaCO3 + H2SO4 = CaSO4 + CO2 + H2O (1)

MgCO3 + H2SO4 = MgSO4 + CO2 + H2O (2)

Пусть масса карбоната кальция, вступившего в реакцию с серной кислотой, равна x г. Тогда масса карбоната магния (5,44 – x) г. Пусть масса сульфата кальция, получившегося в результате реакции (1), y г, тогда масса сульфата магния по реакции (2) (7,6 – y) г.

Найдем молярные массы соединений: = 100 г/моль, = 84 г/моль, = 136 г/моль, =  120 г/моль.

Составим систему уравнений с двумя переменными x и y:

.

Из первого уравнения системы выразим y через x () и подставим во второе уравнение. Получим

(5,44 – x)·120 = 84(7,6 – 136х/100).

Решение уравнения x = 2,5. Следовательно, масса карбоната кальция равна 2,5 г, масса карбоната магния 5,44 – 2,5 = 2,94 г.

Для нахождения процентного состава исходной смеси общую массу карбонатов кальция и магния примем за 100 % и найдем массовые доли каждого компонента:

∙ 100 % = 45,96 %;

100 – 45,96 = 54,04 %.

Пример 18. При растворении в концентрированной серной кислоте 20 г сплава золота с медью выделилось 4,2 л оксида серы (IV) при нормальных условиях. Определить массовую долю каждого металла в этом сплаве (в процентах).

Решение: С концентрированной серной кислотой из сплава будет взаимодействовать только медь. Соответствующее уравнение реакции имеет вид

Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O.

Рассчитаем количество моль SO2, соответствующее 4,2 л:

моль.

По уравнению реакции из 1 моль меди получается 1 моль SO2. Следовательно, в реакцию вступает 0,1875 моль металла, что соответствует массе = 0,1875  63,55 = 11,92 г. Тогда масса золота = = 20 – 11,92 = 8,08 г, а массовые доли металлов = 59,6 %; .

Пример 19. Из этилового спирта массой 18,4 г по методу Лебедева получили 4 л бутадиена-1,3 при нормальных условиях. Рассчитать объемную долю выхода продукта этой реакции (в процентах).

Решение. процесс получения бутадиена-1,3 из этилового спирта по методу Лебедева соответствует химической реакции

2CH3 - CH2 – OH  CH2 = CH – CH = CH2 + 2H2O + H2.

Рассчитаем число молей этилового спирта, вступившего в реакцию:

.

Так как из 2 моль этилового спирта образуется 1 моль бутадиена-1,3, т.е. в 2 раза меньше, то из 0,4 моль спирта образуется 0,2 моль бутадиена-1,3, что соответствует объему = 0,2 моль · 22,4 л/моль = 4,48 л.

Рассчитанный по реакции объем бутадиена-1,3 является теоретическим и соответствует 100 %. соответственно объемная доля выхода продукта реакции

.

Представление о заданиях дополнительной части билета дадут следующие примеры.

Пример 20. К раствору соляной кислоты массой m1 = 200 г и концентрацией 14,6 % добавили 15,8 г неорганического вещества, в результате чего выделилось 3,69 л углекислого газа (в нормальных условиях). Установить состав раствора в массовых долях. Известно, что сухой остаток, полученный при выпаривании данного раствора, полностью улетучивается при прокаливании. Если данный сухой остаток обработать раствором щелочи, то образуется газ с резким запахом.

Решение. Установим природу добавленного неорганического вещества. Во-первых, выделение СО2 указывает на присутствие в веществе кислотного остатка угольной кислоты. Схематично можно записать:

АСО3 + НС1 = АСl + СО2↑ + Н2О.

Сухой остаток – это вещество АС1. Во-вторых, из описания поведения данного вещества при прокаливании и при реакции со щелочью можно предположить, что это вещество - хлорид аммония:

4С1 + NаОН  NН4ОН(резкий запах) + NаС1.

Тогда вещество АСО3 – это карбонат аммония (NH4)2СО3. Запишем уравнение реакции: (NН4)2СО3 + 2НС1  2NН4С1 + СО2 + Н2О. Количество вещества соляной кислоты и карбоната аммония соответственно

Расчеты показывают, что после реакции в растворе будет содержаться NH4C1, избыток НСl и образуется некоторое количество воды.

Из уравнения реакции следует, что

; .

Тогда

;

;

Масса раствора после реакции

.

Массовая доля хлорида аммония

.

Пример 21. Закончить и уравнять реакцию

КМnО4 + SnSО4 + Н24  Sn(SО4)2 +...

Решение. Закончим реакцию. Мn+7 в кислой среде восстанавливается до Мn2+, образуется МnSО4; К+ образует сульфат калия, а Н+ – воду. Соответственно, можно записать

КМnО4 + SnSО4 + Н24  Sn(SО4)2 + МnSО4 + К24 + Н2О.

Составим полуреакции:

и уравняем реакцию:

2КМnО4 + 5SnSО4 + 8Н24  5Sn(SО4)2 + 2МnSО4 + К24+ 8Н2О.

Образец экзаменационного билета

Основное задание

1. Щелочно-земельные металлы, их характеристика на основе положения в периодической системе и строения атома. Основные химические свойства.

Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие химические превращения: Fe  FeCl2  FeCl3  Fe(OH)3  Fe2(SO4)3.

2. Алкены: тип гибридизации, σ- и π-связи, номенклатура. Этилен, его свойства и получение.

Составьте уравнения реакций по следующей схеме: этан  этилен  хлорэтан  бутан  бутадиен-1,3.

3. Составьте уравнения химических реакций (реакции обмена и гидролиза закончить, уравнять и представить в молекулярной и ионной формах; окислительно-восстановительную реакцию уравнять методом баланса электронов):

1) FeSO4 + K2Cr2O7 + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.;

2) NH4OH + H2SO4 =…;

3) BaCl2 + AgNO3 =…;

4) Na2CO3 + H2O =…

4. Сколько миллилитров раствора с содержанием NaOH 8 % (плотность 1,09 г/см3) требуется для нейтрализации 75 мл серной кислоты, если известно, что из 10 мл этой кислоты можно получить 0,2334 г BaSO4?

Дополнительное задание

1. Вещество А, которое является солью трехвалентного металла Х и бескислородной кислоты Y и представляет собой темно-коричневый порошок, растворили в воде. Образовался раствор В желтого цвета. Раствор В окрашивает лакмус в красный цвет; при добавлении роданида калия приобретает кроваво-красный оттенок. При добавлении к раствору В щелочи образуется аморфный осадок бурого цвета С. Осадок С не растворяется в избытке щелочи, но растворяется в кислотах. При прокаливании осадка С образовалось вещество D массой 6,4 г, представляющее собой оксид металла Х. При добавлении к раствору С избытка нитрата серебра образовался белый творожистый осадок соли серебра массой 34,44 г. Вывести формулу вещества А и написать уравнения реакций.

2. Написать продукты реакции FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 , расставить коэффициенты методом баланса электронов или методом полуреакции.

ПЕРЕЧЕНЬ ОСНОВНЫХ ВОПРОСОВ

1. Атомно-молекулярное учение. Атомы. Молекулы. Моль – единица количества вещества.

2. Современное представление о строении атома. Строение электронных оболочек атомов на примере элементов первого, второго и третьего периодов периодической системы. Изотопы.

3. Периодический закон и периодическая система элементов Д.И. Менделеева. Их значение для развития химии, физики и технологии.

4. Валентность элементов. Объяснение валентности с точки зрения учения о строении атома. Понятие о степени окисления.

5. Ковалентная связь. Типы ковалентной связи, примеры.

6. Химические формулы, их графическое изображение.

7. Классификация химических реакций соединения, разложения, замещения, обмена.

8. Тепловой эффект химических реакций. Эндо- и экзотермические превращения. Примеры.

9. Окислительно-восстановительные реакции. Окислитель и восстановитель. Уравнивание окислительно-восстановительных реакций.

10. Обратимость химических реакций. Химическое равновесие и условия его смещения.

11. Скорость химической реакции. Факторы, влияющие на скорость реакции: природа реагирующих веществ, концентрация, температура. Катализ и катализаторы.

12. Закон Авогадро. Следствия из закона Авогадро (число Авогадро, относительная плотность газов, молярный объем).

13. Растворы. Растворимость веществ. Зависимость растворимости веществ от их природы, температуры и давления. Насыщенные и ненасыщенные растворы. Численное выражение концентрации растворов.

14. Классификация оксидов. Основные способы получения и химические свойства оксидов.

15. Основания. Их типы. Основные химические свойства и получение. Особенности щелочей. Неорганические и органические основания, их строение и свойства.

16. Свойства кислот, оснований, солей в свете теории электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации.

17. Кислоты. Их общие свойства и способы получения. Реакция нейтрализации.

18. Соли, их классификация. Основные химические свойства и способы получения.

19. Электролиз водных растворов и расплавов солей. Процессы, протекающие у катода и анода.

20. Классификация неорганических соединений.

21. Металлы, их положение в периодической системе, физические и химические свойства. Основные способы получения металлов. Коррозия металлов и борьба с ней.

22. Щелочные металлы, их характеристика на основе положения в периодической системе и строения атома. Основные химические свойства. Соединения натрия и калия в природе.

23. Общая характеристика элементов II группы главной подгруппы периодической системы. Кальций, его соединения в природе.

24. Алюминий, характеристика элемента и его соединений на основе положения в периодической системе и строения атома. Амфотерность оксида и гидроксида алюминия. Способы получения металлического алюминия.

25. Железо. Его оксиды и гидроксиды, зависимость их свойств от степени окисления железа. Химические реакции, лежащие в основе получения чугуна и стали.

26. Общая характеристика элементов IV группы главной подгруппы периодической системы. Углерод, его аллотропные формы. Химические свойства углерода.

27. Оксиды углерода (II) и (IV), их химические свойства. Угольная кислота, ее химические свойства. Свойства солей угольной кислоты.

28. Кремний. Его физические и химические свойства. Оксид кремния и кремниевая кислота.

29. Общая характеристика элементов V группы главной подгруппы периодической системы. Азот. Его основные физические и химические свойства и важнейшие соединения.

30. Оксиды азота и азотная кислота. Химические особенности азотной кислоты. Соли азотной кислоты.

31. Аммиак, реакции, лежащие в основе его промышленного синтеза, физические и химические свойства. Соли аммония. Качественная реакция на ион аммония.

32. Фосфор. Его аллотропные формы, физические и химические свойства. Оксид фосфора (V), фосфорная кислота и ее соли.

33. Общая характеристика элементов VI группы главной подгруппы периодической системы.

34. Кислород, его физические и химические свойства, аллотропия. Способы получения.

35. Сера, ее физические и химические свойства. Основные физические и химические свойства сероводорода и оксидов серы.

36. Серная кислота, ее свойства. Химические основы получения серной кислоты контактным способом. Качественная реакция на сульфат-ион.

37. Общая характеристика элементов VII группы главной подгруппы периодической системы. Сравнение их химических свойств. Соединения галогенов в природе.

38. Галогеноводороды. Их свойства и получение.

39. Вода, ее физические и химические свойства (взаимодействие с оксидами, металлами, солями). Гидролиз солей.

40. Жесткость воды. Способы ее устранения.

41. Теория строения органических веществ А.М. Бутлерова. Зависимость свойств органических веществ от их строения. Изомерия.

42. Теория химического строения органических соединений А.М. Бутлерова. Электронная природа химических связей в молекулах органических соединений, способы разрыва связей. Понятие о свободных радикалах.

43. Именные реакции в органической химии и их значение. Реакции: А.М. Бутлерова, Н.Н. Зинина, Н.Д. Зелинского, М.Г. Кучерова, Ш.А. Вюрца.

44. Природные источники углеводородов. Нефть, способы ее переработки (перегонка, крекинг нефтепродуктов).

45. Основные классы органических соединений.

46. Генетическая связь между классами органических соединений.

47. Гомологический ряд предельных углеводородов (алканов), их электронное и пространственное строение, тип гибридизации. Номенклатура алканов, их физические и химические свойства.

48. Карбиды металлов. Их получение и использование в органическом синтезе.

49. Алкены: тип гибридизации, σ- и π-связи, номенклатура. Этилен, его свойства и получение.

50. Алкадиены. Особенности их строения. Номенклатура. Получение, основные химические свойства и применение на примере дивинила.

51. Ацетилен. Особенности его строения (тип гибридизации, тройная связь). Номенклатура алкинов. Получение ацетилена карбидным способом и из метана. Основные химические свойства.

52. Реакции полимеризации и поликонденсации. Их практическое использование.

53. Общие понятия химии высокомолекулярных соединений: мономер, полимер, элементарное звено, степень полимеризации. Полиэтилен. Природный и синтетический каучук.

54. Спирты, их строение, химические свойства, получение и применение. Водородная связь и ее влияние на физические свойства спиртов.

55. Альдегиды, их строение и основные химические свойства. Получение и применение муравьиного и уксусного альдегидов.

56. Карбоновые кислоты. Строение карбоксильной группы. Их получение и химические свойства на примере муравьиной и уксусной кислот.

57. Бензол, его электронное строение. Получение бензола. Его основные химические свойства.

58. Фенол, его строение. Взаимное влияние атомов в молекуле фенола. Химические свойства в сопоставлении со свойствами алифатических спиртов.

59. Нитросоединения. Их свойства и применение на примере нитробензола, тринитротолуола и др.

60. Жиры как представители сложных эфиров. Их строение, получение по реакции этерификации. Химические свойства.

61. Глюкоза, ее строение, химические свойства. Сахароза, ее гидролиз.

62. Амины – органические основания, их реакции с водой и кислотами. Анилин, его получение из нитробензола.

Составители: доценты Т.Е.Литвинова, О.В.Черемисина, О.Л.Лобачева

Научный редактор проф. Д.Э.Чиркст



Похожие документы:

  1. Основная образовательная программа среднего (полного) общего образования оглавление

    Основная образовательная программа
    ... химического строения органических соединений А.М.Бутлерова. Органическая химия, взаимосвязь органических и неорганических веществ. Основные положения теории химического строения органических веществ А. М. Бут лерова. Изомерия. Изомеры ...
  2. 1. Общие положения (14)

    Документ
    ... по их положению в Периодической системе Д.И. Менделеева; общие химические свойства металлов, неметаллов, основных классов неорганических и органических соединений; строение и химические свойства изученных неорганических и органических ...
  3. Основная профессиональная образовательная программа Государственного бюджетного образовательного учреждения среднего профессионального образования

    Образовательная программа
    ... ); поддерживать общение или переходить к новой теме (порождение реактивных реплик – ответы на вопросы собеседника, а ... 4 Итого 68 ХИМИЯ 6. Химические свойства и превращения веществ 16 3 7. Неорганические соединения 24 2 8. Органические соединения 40 7 ...
  4. Биологии систему уровней организации жизни

    Документ
    ... получение ответов на вопросы “Что есть жизнь?” и “Существуют ли вообще фундаментальные биологические законы?” и сейчас ... по строению и/или химическим свойствам аминокислоты имеют триплеты с одним и тем же центральным (вторым) нуклеотидом. К примеру ...
  5. Сводный отчет председателей предметных комиссий Астраханской области по учебным предметам государственной итоговой аттестации по образовательным программам среднего общего образования

    Отчет
    ... , гомологи и изомеры, химические реакции в неорганической и органической химии. 6 8 12.3 Характеризовать: элементы по их положению в ПСХЭ, общие химические свойства основных классов неорганических и органических соединений, свойства отдельных ...

Другие похожие документы..