На бирже курсовых и дипломных проектов можно найти образцы готовых работ или получить помощь в написании уникальных курсовых работ, дипломов, лабораторных работ, контрольных работ, диссертаций, рефератов. Так же вы мажете самостоятельно повысить уникальность своей работы для прохождения проверки на плагиат всего за несколько минут.

ЛИЧНЫЙ КАБИНЕТ 

 

Здравствуйте гость!

 

Логин:

Пароль:

 

Запомнить

 

 

Забыли пароль? Регистрация

Повышение уникальности

Предлагаем нашим посетителям воспользоваться бесплатным программным обеспечением «StudentHelp», которое позволит вам всего за несколько минут, выполнить повышение уникальности любого файла в формате MS Word. После такого повышения уникальности, ваша работа легко пройдете проверку в системах антиплагиат вуз, antiplagiat.ru, etxt.ru или advego.ru. Программа «StudentHelp» работает по уникальной технологии и при повышении уникальности не вставляет в текст скрытых символов, и даже если препод скопирует текст в блокнот – не увидит ни каких отличий от текста в Word файле.

Результат поиска


Наименование:


Курсовик Характеристика р-элементов периодической системы: алюминия, азота, кислорода, бора, галлия, их распространение в природе. Разработки уроков, практических и лабораторных работ по изучению р-элементов, их получению. Конспект урока по теме Кислотные дожди.

Информация:

Тип работы: Курсовик. Предмет: Педагогика. Добавлен: 26.09.2014. Сдан: 2010. Страниц: 2. Уникальность по antiplagiat.ru: --.

Описание (план):


1
2

План

ВВЕДЕНИЕ

ГЛАВА 1. СОСТОЯНИЕ ИЗУЧАЕМОГО ВОПРОСА В СОВРЕМЕННОЙ РОССИЙСКОЙ ШКОЛЕ

1.1 Элементы III-А группы периодической системы

1.1.1 Положение алюминия в периодической системе и строение его атома

1.1.2 Нахождение алюминия в природе, его получение и свойства

1.1.3 Важнейшие соединения алюминия

1.2 V-A группа. Азот

1.2.1 Некоторые соединения азота и их свойства

1.2.1.1 Оксиды азота

1.2.1.2 Азотная кислота

1.3 VI-А группа периодической системы

1.3.1 Кислород

1.3.2 Опорные конспекты, схемы и таблицы по теме «Халькогены»

ГЛАВА 2. р-ЭЛЕМЕНТЫ С ТОЧКИ ЗРЕНИЯ ХИМИКА-ЭКОЛОГА

2.1 III-А группа

2.1.1 Бор

2.1.1.1 Распространение в природе

2.1.1.2 Биохимическая роль

2.1.2 Алюминий

2.1.2.1 Распространение в природе

2.1.2.2 Биохимическая роль

2.1.3. Галлий

2.1.3.1 Распространение в природе

2.1.3.2 Токсикологическая характеристика

2.2 V-A группа периодической системы

2.2.1 Круговорот азота

2.2.2 Соединения азота

2.2.2.1 Взаимодействие нитрат-иона с фауной и флорой

2.3 VI-A группа периодической системы

2.3.1 Кислород

2.3.2 Круговорот кислорода в природе

2.3.3 Озоновый защитный слой

2.3.4 Тропосферный озон

ГЛАВА 3. МЕТОДИЧЕСКИЕ РАЗРАБОТКИ ПО ТЕМЕ «р-ЭЛЕМЕНТЫ»

3.1 Урок на тему «III-А группа периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева»

3.2 Уроки по теме «V-A группа ПС»

3.2.1 Экологические аспекты преподавания темы «Азот. Соединения азота»

3.2.2 Урок по теме «Получение азотной кислоты»

3.2.5 Практическая работа на тему «Азотная кислота и ее соли»

3.3 Уроки по теме «VI-A группа ПС»

3.3.1 Урок-лекция по теме «Кислород»

3.3.2 Урок № 2. Лабораторная работа 1. «Изучение способов получения кислорода»

3.3.3 Урок № 3. Лабораторная работа 2. «Изучение способов получения и химических свойств озона»

3.3.4 Урок № 4. «Экскурсия в кислородный цех»

3.3.5 Урок на тему «Сера, строение молекул, физические и химические свойства»

3.3.6 Система уроков по теме «Кислотные дожди» для 10-11 классов с углубленным изучением экологии

ГЛАВА 4. ЗАДАЧИ И ТЕСТЫ

4.1 Задачи и тесты по теме «V-A группа ПС»

4.2 Задачи и тесты по теме «Кислород»

4.3 Банк тестовых заданий по теме «Халькогены»

ЗАКЛЮЧЕНИЕ

ЛИТЕРАТУРА

ВВЕДЕНИЕ

В настоящее время все более осознается опасность, которая может привести человечество к гибели - это экологическая катастрофа. Сегодня наша планета находится в состоянии экологического кризиса, который, если не принять срочных и действующих мер неминуемо приведет его катастрофе. Но кризис - это состояние обратимое.
В этих условиях особенно необходима психологическая перестройка людей в отношениях с природой. Воспитание бережного, внимательного отношения к природе людей окружающей среде, расширение знаний и навыков, необходимых для ее охраны, должны стать неотъемлемой частью общей системы просвещения, образования, подготовки кадров.
Большая роль в этом деле принадлежит образовательной школе, которая охватывает подрастающее поколение людей. Современному учителю необходимо проникнуть в сущность актуальных проблем взаимодействия природы и общества, увидеть их социальную основу, конкретно представить, какими средствами и способами решать задачи воспитания ответственного отношения школьников к природной среде.
Объект курсовой работы - р-элементы, охватывают большое количество элементов с богатым спектром свойств.
Актуальность выбранной темы очевидна, так как р-элементы относятся к наиболее часто используемым в различных отраслях науки, техники, промышленности, быту и т.д. Их содержание в литосфере, атмосфере и гидросфере различно, но все они в силу своих химических и физических свойств играют очень большую роль в биохимических процессах, а значит, оказывают большое влияние на состояние биосферы вообще. Поэтому представляет интерес как рассмотрение этой группы элементов с точки зрения химика-эколога, так и с точки зрения формирования экологического мышления и культуры при обучении химии в школе.
Газообразные и пылевые выбросы очень неблагоприятно влияют на экологическую обстановку в местах расположения промышленных предприятий, а также ухудшают санитарно-гигиенические условия труда. К агрессивным массовым выбросам относятся окислы азота, сероводород, сернистый, углекислый и многие другие газы.
Не менее важной задачей является очистка газов от двуокиси серы. Общее количество серы, которое выбрасывается в нашей стране в атмосферу только в виде сернистого газа, составляет около 16 млн. т. в год. Из этого количества серы можно выработать до 40 млн. т. серной кислоты.
Значительное количество серы, главным образом, в виде сероводорода содержится в коксовом газе. С дымовыми газами из заводских труб и энергетических установок ежегодно выбрасываются в атмосферу несколько миллиардов кубометров углекислого газа. Этот газ может быть использован для получения эффективных углеродсодержащих удобрений.
Серьезный ущерб пылевые и газообразные выбросы приносят тем, что они отравляют воздушный бассейн в городах и на предприятиях: ядовитые газы губят растительность, крайне вредно действуют на здоровье людей и животных, разрушают металлические сооружения и коррозируют оборудование. Учитывая общую экологическую обстановку на планете, необходимо принять самые срочные и самые радикальные меры по очистке выбросных газов от вредных примесей [1].
В связи с вышеизложенным в настоящей курсовой работе целью исследования послужило рассмотрение р-элементов и методических особенностей изучения экологических аспектов преподавания темы «р-элементы» на уроках химии и экологии.

ГЛАВА 1. СОСТОЯНИЕ ИЗУЧАЕМОГО ВОПРОСА В СОВРЕМЕННОЙ РОССИЙСКОЙ ШКОЛЕ

1.1 Элементы III-А группы периодической системы

Алюминий Al (лат. Aluminium, от лат. alumen -- квасцы). Аl-- элемент III группы 3-го периода периодической системы Д. И. Менделеева, п. н. 13, атомная масса 26,9815, имеет один стабильный изотоп 27Al (100 %). Металлический Аl был получен в 1827г. Вёлером. По содержанию в земной коре (8,8 %) Аl занимает 3-е место после О и Si, с которыми Аl (в виде различных алюмосиликатов) составляет более 82% массы земной коры. В свободном виде не встречается. Основное сырье для производства Аl - бокситы. Аl - серебристо-белый металл, легкий, прочный, пластичный, ковкий, обладает высокой электро- и теплопроводимостью, высокой химической активностью. В соединениях А. проявляет степень окисления +3. А. легко соединяется о кислородом воздуха, покрываясь плотной пленкой оксида Al2O3, это обусловливает высокую коррозионную стойкость; концентрированная HNO3 на Аl не действует. Аl легко растворяется в щелочах, разбавленных НС1 и H2SO4. Гидроксид Аl (и Аl2О3) амфотерен: с кислотами водных растворах он дает соли, содержащие гидратированный 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, для изготовления химической аппаратуры, электрических проводов, конденсаторов, как материал для ядерных реакторов и др. Аl служит восстановителем при получении ряда металлов. Применяются различные соединения Al -- алюминия оксид, хлорид алюминия АlС13 или водный А1С13 . 2О как катализатор в органическом синтезе, сульфат алюминия А12(SО4)3 18H2O и алюмокалиевые квасцы KAl(SO4)2 12Н2О -- для очистки воды, при крашении тканей, для дубления кож и в производстве бумаги. В строительстве и архитектуре для защиты от коррозии и в декоративных целях применяют серебряную краску -- смесь алюминиевого порошка с минеральным маслом. Алюминийорганические соединения используют при синтезе других металлоорганических соединений; соединения Аl с алкилами применяют как катализаторы при полимеризации олефинов.

Бор В - элемент III группы 2-го периода п.с. В природе встречается в виде борной кислоты и различных минералов. Бор является сильным восстановителем. Гидриды бора применяют в топливе для ракет, как катализаторы при получении полимеров, для покрытия металлов бором, в металлургии, в ядерной промышленности.
Галлий Ga - элемент III группы п.с. Химически активен, применяется в качестве модифицирующих присадок в сплавах, в полупроводниковой промышленности.
Иттрий Y - элемент III группы 5-го периода п.с., в природе встречается вместе с лантаноидами. Иттрий используется в атомной технике и авиации.
Скандий Sс - 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 ядерной технике, металлургии, медицине и пр.
Лантан La - элемент III группы 6-го периода п.с. В природе La встречается в виде сложного по составу минерала монацита.
Лантаноиды - 4f-семейство из 14 элементов 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. Лантаноиды находят очень широкое применение - в изготовлении лаков и красок, в производстве кожи, в текстильной промышленности, в радиоэлектронике и пр.
Таллий Tl - элемент III группы 6-гопериода п.с., относится к рассеянным элементам, легко разлагает кислоты. Производство таллия связано с комплексной переработкой сульфидных руд цветных металлов. Токсичен.
Актиний Ас - радиоактивный элемент III группы п. с. Период полураспада Ас составляет 22 года, испускает -частицы (98 %) и -частицы. Получают облучением радия нейтронами. Ас - металл серебристо-белого цвета, в соединениях проявляет с.ок. +3, по химическим свойствам близок к лантану. Ас - опасный радиоактивный яд.
Актиноиды - 5f-семейство элементов 7 периода п. с., все радиоактивны [2].
К III группе периодической системы относятся следующие элементы: бор В, алюминий Al, скандий Sc, галлий Ga, иттрий Y, лантан La (лантаноиды), таллий Tl, актиний Ac (актиноиды).
Данная тема изучается 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 школьном учебнике Ф. Г. Фельдмана и Г. Е. Рудзитиса этой теме посвящен лишь один параграф, к тому же тема освещена не лучшим образом. Авторы учебника подробно рассматривают лишь один из элементов III группы - алюминий. В этом параграфе рассматриваются следующие подпункты.
1.1.1 Положение алюминия в периодической системе и строение его атома
Алюминий находится в главной подгруппе
III группы. Схема расположения по энергетическим уровням следующая:
+3Al 2e-, 8e-, 3e-
Так как у атомов алюминия на внешнем уровне 3 электрона, то алюминий в соединениях проявляет степень окисления 4-3.
К такому же выводу приходим, руководствуясь представлениями о характере движения электронов в атомах и расположении их не только по энергетическим уровням, 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 [3]).

1.1.2 Нахождение алюминия в природе, его получение и свойства
Алюминий -- третий по распространенности элемент в земной коре. Он встречается только 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 нагревании хлорида-алюминия со щелочными металлами калием или натрием без доступа воздуха.
AlCl3 +3K 3KCl + Al
Для промышленного получения алюминия эти методы экономически невыгодны, поэтому был разработан электрохимический метод получения алюминия из бокситов.
Физические свойства
Алюминий -- серебристо-белый металл, легкий ( = 2,7 г/cм3), плавится при 660 °С. Он очень пластичен, легко вытягивается в проволоку и прокаливается в листы и фольгу. По электрической проводимости алюминий уступает лишь серебру и меди (она составляет 2/3 от электрической проводимости меди).
Химические свойства
В электрохимическом ряду напряжения алюминий помещается за самыми активными металлами. Однако из повседневного опыта известно, что на алюминиевые изделия (посуду и т. д.) не действует ни кислород, ни вода даже при температуре ее кипения. На алюминий не действует также концентрированная холодная азотная кислота. Это объясняется наличием на поверхности алюминия тонкой оксидной пленки, которая предохраняет его от дальнейшего окисления. Если поверхность алюминия потереть солью ртути, то происходит 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 и сложными веществами без амальгамирования:

Применение
Алюминий применяют для производства различных сплавов. Наибольшее распространение имеют дюралюмины, содержащие медь и магний, и силумины -- сплавы алюминия с кремнием. Основные преимущества этих сплавов--легкость и высокая прочность. Упомянутые сплавы широко используют в авиа-, авто-, судо- и приборостроении, в ракетной технике и в строительстве. В виде чистого металла алюминий идет на изготовление электрических проводов и различной химической аппаратуры.
Алюминий используют также для алитирования, т. е. насыщения поверхностей стальных и чугунных изделий алюминием с целью защиты их от коррозии.
На практике часто используют термит (смесь оксида Fе3O4 с порошком алюминия). Если эту смесь поджечь (с помощью магниевой ленты), то происходит бурная реакция с выделением большого количества теплоты:
8Al + 3Fe3O4 4Al2O3 + 9Fe
Этот процесс используют при так называемой термитной сварке, а также для получения некоторых металлов в свободном виде.
Ответьте на вопросы 2--6 (с. 138). Решите задачи 1 - 2 (с. 138). [3]
1.1.3 Важнейшие соединения алюминия
Оксид алюминия
Аl2О3 можно получить следующими способами:
1. Непосредственным сжиганием порошка металлического алюминия (вдуванием порошка алюминия в пламя горелки):
4Al + 3O2 2А12O3
2. Путем превращения по приведенной ниже схеме:

Оксид алюминия -- твердое, тугоплавкое (темп. пл. 2050 °С) вещество белого цвета.
По химическим свойствам это амфотерный оксид (I, § 37). Реагирует с кислотами, 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 кислотных оксидов. Причем при сплавлении образуются соли метаалюминиевой кислоты НА1O2, т. е. мета-алюминаты:
Al2O3 + 2NaOH 2NaA102 + H20
В присутствии 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) NaA1O22О, или NaH2A1O3; б) NaA1O2-2H2O, или NaAl(OH)4.

Гидроксид алюминия
Гидроксид алюминия А1(ОН)3 получают при взаимодействии раствора щелочи с растворами солей алюминия (раствор щелочи нельзя брать в избытке):
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 и высушить, то получается белое кристаллическое вещество, практически не растворяющееся в воде.
Гидроксид алюминия (как и его оксид) обладает амфотерными свойствами. Подобно всем основаниям гидроксид алюминия реагирует с кислотами. При сплавлении гидроксида алюминия со щелочами образуются метаалюминаты, а в водных растворах -- гидраты метаалюминатов:
А1(OH)3 + NaOH NaА1O2 + 2Н2O
А1(OH)3 + NaOH NaH2А1O3 + Н2O
Соли алюминия получают в основном при взаимодействии металлического алюминия с кислотами. По физическим свойствам это твердые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде. Химические свойства солей алюминия аналогичны свойствам других солей ([3], с. 98--99). Так как соли алюминия образованы слабым основанием и сильной кислотой, то они в водных растворах подвергаются гидролизу (с. 18).
Ответьте на вопросы 7--10 (с. 138). Решите задачу 3 (с. 138 [3]).
Генетическая связь между алюминием и его важнейшими соединениями (схема 20).
Схема 20
Выполните упражнение 11.
Далее в учебнике по этой теме приводятся задачи на закрепление материала. Также в учебнике приводится лабораторный эксперимент (с. 139) [3].
Таким образом, из вышеизложенного материала можно сделать вывод, что в школьной программе на изучение данной темы отводится очень мало часов, и, кроме этого, практически нет сведений об экологических аспектах этой темы.

1.2 V-A группа. Азот

Азот образует ряд 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 только устойчивы при обычных условиях, но и активно задействованы в природном и промышленном круговоротах азота.

1.2.1 Некоторые соединения азота и их свойства

1.2.1.1 Оксиды азота

N2+1O - оксид азота(I), закись азота, «веселящий» газ, несолеобразующий оксид. Получают N2O разложением аммиачной селитры:
N2O имеет слабый приятный запах и сладковатый вкус. С кислородом, водой, растворами кислот и щелочей не реагирует. Разлагается на элементы при температуре выше 500 °С, иными словами, достаточно устойчив.
Строение: у кислорода 2 неспаренных электрона, у азота 3 - образуется двойная связь и один неспаренный электрон в остатке. Можно предположить, что молекулы NO будут спариваться и образовывать димерную молекулу ONNO. Строение молекулы: линейная молекула О=N=N, в которой центральный атом N четырехвалентен. Он образует две двойные 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 счет этого пустую орбиталь), одна из связей ковалентная, вторая донорно-акцепторная (рис. 1). Установка для получения оксида азота(I) состоит из штативов, пробирки, пробки с газоотводной трубкой, кристаллизатора, цилиндра и спиртовки (рис. 2). В пробирку помещают NH4NO3, закрывают пробкой с газоотводной 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 кислотой HNO3 (разб.) (рис. 3).
Кристаллическая решетка молекулярная; молекула легкая, слабополярная (электроотрицательность кислорода немного выше, чем у азота). Можно предположить, что температуры плавления и кипения будут низкими, но выше, чем у азота, т. к. полярность молекулы дает возможность подключать электростатические силы притяжения к просто межмолекулярным силам. Образование димера тоже способствует повышению температуры кипения. Строение молекулы позволяет предположить и невысокую растворимость в воде. Оксид азота(II) не имеет ни цвета, ни запаха.
Рис. 3. Получение оксида азота(II) в лаборатории

Для получения оксида азота(II) в пробирку помещают немного медных стружек и заливают разбавленную азотную кислоту. Пробирку закрывают пробкой с газоотводной трубкой и укрепляют в штативе. Конец газоотводной 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 HNО2 и соли нитриты); это кислотный оксид, для него характерны все свойства кислотных оксидов. Получают оксид N2O3 по реакции:
NO2 + NO N2O3.
N+4O2- оксид азота(IV), диоксид азота, бурый газ (токсичен).
Рассмотрим электроны азота в молекуле NО. Это неспаренный электрон, свободная пара электронов и еще два электрона на связи с кислородом - всего пять. А у атома кислорода, «выходящего на связь», шесть электронов на четырех орбиталях. Если расположить их по два, то одна орбиталь останется свободной. Именно ее и занимает пара электронов атома азота (рис. 4, 5).
Рис. 4. Схема электронного строения молекулы NO2 (первый вариант). (Точками обозначены электроны атомов О, крестиками - электроны атома N)
Рис. 5. Схема электронного строения молекулы NO2 (второй вариант). (Звездочкой обозначен возбужденный атом O, стрелкой - донорно-акцепторная связь.

Раз пара электронов, находящаяся на s-орбитали, «пошла на связь», она просто обязана подвергнуться гибридизации. Возникает вопрос: какой тип гибридизации использует атом? Ответ: три электронные орбитали азота находятся в состоянии sp2-гибридизации. Молекула NO2 угловая, угол 134° (угол больше 120° потому, что 1 электрон отталкивает от себя электроны связи слабее, чем пара электронов) (рис. 6, 7).
Кристаллическая решетка молекулярная, однако, поскольку сама молекула тяжелее NO и склонность к димеризации у нее заметно выше, то плавиться и кипеть это вещество должно при заметно 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. Заштрихованные кружки - это гибридизованные орбитали атомов, направленные к читателю.)

Оксид азота(IV) имеет и характерный резкий запах, и рыжевато-бурый цвет, оттенки которого отличаются друг от друга в зависимости от концентрации. Именно за этот цвет 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 полностью смещено вправо, а при +140 °С - целиком влево.
N+52O5 - оксид азота(V), азотный ангидрид, кислотный оксид, сильный окислитель. Оксид N2O5 легко разлагается:
2N2O5 = 4NO2 + O2.

1.2.1.2 Азотная кислота

Из гидроксидов азота мы рассмотрим наиболее многотоннажный - азотную кислоту.

Молекула азотной кислоты полярна (из-за разной электроотрицательности кислорода и водорода, потому что азот как бы скрыт внутри молекулы) и асимметрична. Все три имеющихся в ней угла между связями азота с кислородом разные. Формальная степень окисления азота высшая (+5). Но при этом только 4 связи у атома азота с другими атомами - валентность азота равна 4.

Строение молекулы легче понять, если рассмотреть процесс ее получения. Азотная кислота получается при реакции оксида азота(IV) с водой (в присутствии кислорода): две молекулы NO2 одновременно «атакуют» молекулу воды своими неспаренными электронами, в результате связь водорода с кислородом разрывается не как обычно (пара электронов у кислорода и «голый протон»), а одной молекуле NO2 достается водород со своим электроном, другой - радикал ОН (рис. 8). Образуются две кислоты: обе кислоты сильные, обе быстро отдают свой протон ближайшим молекулам воды и остаются в итоге в виде ионов NO2- и NO3-. Ион NO2- нестоек, две молекулы НNО2 разлагаются на воду, NО2 и NО. Оксид NO реагирует с кислородом, превращаясь в NО2, и так до тех пор, пока не получится одна только азотная кислота.

Рис. 8. Схема образования молекул азотной и азотистой кислот. (Черный шар - атом N, большие белые шары - атомы O, маленькие белые шарики - атомы H.)

Формально выходит, что с одним атомом кислорода атом азота связан двойной связью, а с другим - обычной одинарной связью (этот атом кислорода связан еще и с атомом водорода). С третьим атомом кислорода азот в HNO3 связан донорно-акцепторной связью, причем в качестве донора выступает атом азота. Гибридизация атома азота при этом должна быть sр2 из-за наличия двойной связи, что определяет структуру - плоский треугольник. Реально получается, что действительно фрагмент из атома азота и трех атомов кислорода - плоский треугольник, только в молекуле азотной кислоты этот треугольник неправильный - все три угла ОNО разные, следовательно, и разные стороны треугольника. Когда же молекула диссоциирует, треугольник становится правильным, равносторонним. Значит, и атомы кислорода в нем становятся равноценными. Одинаковыми становятся и все связи.

Физические свойства азотной кислоты

Соединение ионизированное, пусть даже и частично, сложно перевести в газ. Таким образом, температура кипения должна бы быть достаточно высокой, однако при такой небольшой молекулярной массе температура плавления высокой быть не должна. Следовательно, агрегатное состояние при 20°С жидкое. Что касается растворимости, то, как и многие другие полярные жидкости, азотная кислота легко смешивается с водой в любых соотношениях. Чистая азотная кислота бесцветна и не имеет запаха. Однако из-за разложения на кислород и оксид азота(IV), который в ней же и растворяется, можно сказать, что обычная концентрированная азотная кислота имеет желто-бурый цвет и характерный для NO2 резкий запах. Посмотрим, как влияет строение молекулы азотной кислоты на ее химические свойства.

НNО3 - cильный окислитель
При взаимодействии НNО3 с металлами (М) водород не выделяется:
М + НNО3 соль + вода + газ.
Смесь HNO3 (конц.) с HCl (конц.) в объемном соотношении 1:3 (1V HNO3 + 3V HCl) называют «царской водкой».
Au + HNO3 + 3HCl = AuCl3 + NO + 2H2O.
Азотная кислота не реагирует с другими кислотами по типу реакций обмена или соединения. Однако вполне способна реагировать как сильный окислитель. В смеси концентрированных азотной и соляной кислот протекают обратимые реакции, суть которых можно обобщить уравнением:
Образующийся атомарный хлор очень активен и легко отбирает электроны у атомов металлов, а хлорид-ион образует устойчивые комплексные ионы с получающимися ионами металлов. Все это позволяет перевести в раствор даже золото. Концентрированная H2SO4 как сильное водоотнимающее средство способствует реакции разложения азотной кислоты на оксид азота(IV) и кислород. Азотная кислота - одна из сильных неорганических кислот и, естественно, со щелочами реагирует. Реагирует она также и с нерастворимыми гидроксидами, 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. Дидактическим материалом служит книга по химии для 8-9 классов под редакцией А. М. Радецкого, В. П. Горшкова; используются задания для самостоятельной роботы по химии за 9 класс под редакцией Р.П. Суровцева, С.В. Софронова; используется сборник задач по химии для средней школы и для поступающих в вузы под редакцией Г.П. Хомченко, И.Г. Хомченко. На изучение этой темы отводится 7 ч [3, 5].

1.3 VI-А группа периодической системы

Тема 2. Подгруппа кислорода (4 часа) [6, 7]

№ урока
Тема занятия
Вводимые опорные понятия и представления. Формирование специальных навыков
Актуализация опорных знаний, умений, навыков
2.
Сера, строение молекул, физические и химические свойства
Продолжение формирования понятий «хим. элемент», «простое вещество», «хим. реакция», «аллотропные модификации»
Продолжение формирования понятий «аллотропия», «связь физ. и хим. свойств элемента»
3.
Серная кислота, состав, строение, свойства, применение
Строение и свойства серной кислоты, качественная реакция на сульфат-анион
Качественный анализ
4.
Зачет

1.3.1 Кислород
Кислород - элемент с порядковым номером 8, и атомной массой 16. Находится во втором периоде, в главной подгруппе 6 группы.
Атом кислорода состоит из 8 протонов; 8 нейтронов, составляющих ядро и 8 электронов, движущихся вокруг ядра (8р+ + 8р0)8е-. Известны 3 стабильных изотопа кислорода, , , . В природе наиболее распространен . Искусственным путем получены три нестабильных изотопа - , , .
Нахождение в природе
Кислород - самый распространенный элемент на Земле. Он составляет 47% от массы земной коры. Его содержание в воздухе составляет 20,95% по объему или 23,1% по массе. В связанном виде кислород входит в состав воды, горных пород, многих минералов, солей, содержится в белках, жирах и углеводах из которых состоят живые организмы. Кислород является основой поддерживающей аэробное дыхание живых организмов.
Физические свойства
В нормальных условиях кислород - газ без цвета, вкуса и запаха, немного тяжелее воздуха. В воде мало растворим (в 1л воды при 20С растворяется 31мл кислорода). При температуре -183С и давлении 101,325кПа кислород переходит в жидкое состояние. Жидкий кислород имеет голубоватый цвет и втягивается в магнитное поле.
Строение атома кислорода
Атом кислорода имеет следующее строение
1s2 2s2 2p4
Кислород имеет на внешнем энергетическом уровне 6 электронов, 2 из которых неспаренные. Поэтому в невозбужденном состоянии валентность кислорода равна двум. Отсутствие свободных орбиталей на внешнем уровне кислорода не дает возможности увеличить число неспаренных электронов, и поэтому «два» - его единственная валентность.
Т.к. для завершения внешнего электронного уровня атому кислорода не хватает двух электронов, он энергично принимает их и проявляет степень окисления -2. Однако в соединениях со фтором (OF2 и O2F2) общие электронные пары смещены ко фтору, как к более электроотрицательному элементу. В этом случае степени окисления кислорода соответственно равны +2 и +1.
Строение молекулы кислорода
Электронная конфигурация молекулы кислорода с 16 электронами на основании соответствующей ей диаграммы энергетических уровней должна иметь такой вид.
О2: (1s)2(*1s)2(2s)2(*2s)2(2px)2(2py)2(2pz)2(*2py)1(*2pz)1 * -
разрыхляющие орбитали
Химические свойства
Кислород образует соединения со всеми химическими элементами, кроме легких инертных газов - He, Ne, Ar, фтора, хлора, золота и платиновых металлов, причем со всеми элементами он реагирует непосредственно, при этом выделяются теплота и свет. Такие реакции называются горением.
При взаимодействии кислорода с простыми веществами - металлами и неметаллами образуются оксиды:
1. При сгорании серы на воздухе или в кислороде образуется оксид серы (IV):
S + O2 SO2

2. При температуре электрической дуги (3000-4000 С) азот реагирует с кислородом:
N2 + O2 2NO

3. При полном сгорании углерода образуется оксид углерода (IV):
С + О2 СО2

При неполном сгорании образуется оксид углерода (II):
2С + О2 2СО

4. Фосфор сгорает в кислороде ярким пламенем с образованием белого дыма, состоящего из твердых частиц оксида фосфора (V):
4Р + 5О2 2О5

В недостатке кислорода фосфор сгорает с образованием оксида фосфора (III):
4Р + 3О2 2О3
5. Водород горит в кислороде с выделением значительного количества теплоты:
2 + О2 = 2Н2О

Смесь водорода с кислородом (2 объема Н2 и 1 объем О2) при поджигании сильно взрывается и потому носит название гремучего газа.
6. Алюминий в виде порошка сгорает в кислороде с образованием оксида алюминия:
4 Al + 3O2 2Al2O3

7. Железо на воздухе окисляется образуя защитную оксидную пленку, препятствующую ржавлению металла:
3Fe + 2O2 Fe2O3FeO (Fe3O4)

8. Кальций быстро сгорает в воздухе с образованием оксида кальция:
2Са + О2 2СаО

9. Магний на воздухе горит ослепительно белым пламенем:
2Mg + O2 2MgO

10. Если натрий и калий окислять в небольшом количестве кислорода при температуре около 180 С, то получаются оксиды:
4Na + O2 2Na2O

4K + O2 2K2O

11. Все органические вещества горят с выделением углекислого газа и воды:
СН4 + О2 СО2+ Н2О
С2Н5ОН + О2 СО2+ Н2О
СН3СООН + О2 СО2+ Н2О

12. Многие неорганические вещества также сгорают в кислороде:
Н2S + 3O2 2SO2 + 2H2O

4NH3 + 3O2 2N2 + 6H2O

13. Кислород участвует в реакциях неполного окисления:
Способы получения кислорода:
1. В промышленности
а) Основным источником промышленного получения кислорода является воздух, который сжижают и затем фракционируют. Вначале выделяется азот (tкип=-195 С), а в жидком состоянии остается почти чистый кислород, т.к. его температура кипения выше (-183 С).
б) Широко распространен электролизный способ получения кислорода:
Диссоциация воды Н2ОН+ + ОН-

Анод 4ОН- - 4е- = 2Н2О + О2

Катод 2Н+ + 2е- = Н2
Общий электролиз воды сводится к уравнению:
2О 2 + О2

2. В лаборатории
а) разложением при нагревании бертолетовой соли (хлората калия) в присутствии катализатора MnO2
KClO3 2KCl + 3O2

б) разложением при нагревании перманганата калия:
2KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2

в) разложением перекиси водорода в присутствии катализатора MnO2:
2О2 2О + О2

г) термическое разложение нитратов щелочных металлов:
2NaNO3 2NaNO2 + O2

д) взаимодействие пероксидов щелочных металлов с углекислым газом:
2Na2O2 + 2CO2 2Na2CO3 + O2

е) разложение оксида ртути при нагревании:
2HgO 2Hg + O2

Применение кислорода
Кислород применяется для ускорения процессов окисления: вместо обыкновенного воздуха применяют кислород или воздух, обогащенный кислородом. Кислород используют для интенсификации окислительных процессов в химической промышленности (производство серной и азотной кислот).
Металлургическая промышленность расходует много кислорода. Он используется для получения высоких температур.
В медицине кислород используется для облегчения дыхания. Он применяется также в кислородных приборах при выполнении работ в трудной для дыхания атмосфере.
Аллотропные модификации кислорода
В свободном виде кислород существует в двух аллотропных модификациях О2 и О3. Аллотропия - это явление образования нескольких простых веществ одним элементом.
Элемент кислород О

В данном случае аллотропные модификации отличаются друг от друга составом молекул, а также физическими и химическими свойствами.
Озон - простое вещество, аллотропическое видоизменение кислорода. Молекула его трехатомна - О3. При обычных условиях озон - резко пахнущий взрывчатый газ, обладающий окислительным действием.
1. Физические свойства
Озон - газ синего цвета, жидкость темно-синего цвета, твердое вещество - фиолетовые кристаллы. tкип = -112 С, tплавл. = -192,5 С. В небольших концентрациях полезен, т.к. убивает болезнетворные бактерии; в больших концентрациях токсичен. Разрушает органические вещества, окисляет многие металлы, в том числе золото и платину. В жидком состоянии неустоячив и иногда взрывается.
2. Строение молекулы озона
Молекула О3 диамагнитна, имеет угловую форму и обладает некоторой полярностью ( = 0,52 D). Длина связи равна 1,26 А, угол связи равен 116,5 .
О

О О

Центральный атом кислорода молекулы О3 находится в состоянии sp2-гибридизации (за счет 2s-, 2px-, 2py - орбиталей). Две из гибридных sp2-орбиталей центрального атома участвуют в образовании двух -связей О-О (двух молекулярных св орбиталей). Третья sp2-гибридная орбиталь (молекулярная -орбиталь) содержит неподеленную электронную пару.

Химические свойства

1. Озон выделяет йод из йодида калия

2KI + O3 + H2O I2 + 2KOH + O2

Этот свободный йод реагирует с крахмалом и дает синее окрашивание. Это качественная реакция на озон.

2. При обычных условиях озон окисляет многие малоактивные металлы:

8Ag + 2O3 4Ag2O + O2

3. При действии озона на твердые гидроксиды образуются озониды:

4KOH + 4O3 4KO3 + O2 + 2H2O

4. Озон реагирует со многими сложными веществами:

Mn(OH)4 + O3 + NaOH Na2MnO4 + O2 + 3H2O

6Fe(OH)2 + O3 +3H2O 6Fe(OH)3

O3 + FeSO4 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + O2 + H2O

Применение озона

Применение озона основано на окислительных свойствах. Озон - хорошее дезинфицирующее средство, поэтому его применяют при очистке воды (озонирование) и воздуха - он обеззараживает их.

1.3.2 Опорные конспекты, схемы и таблицы по теме «Халькогены»
В целях интенсификации процесса обучения в ходе проведения лекции по теме уч
ителем совместно с учащимися составляются опорные конспекты. [8]
ЭЛЕМЕНТЫ ГЛАВНОЙ ПОДГРУППЫ VI ГРУППЫ (халькогены)
Строение внешнего энергетического слоя атомов элементов этой подгруппы:
О, S - ns2, np4; Se, Те, Ро - (n - 1)d10, ns2, np4. В общем виде ns2, np4.
При переходе в возбужденное состояние у всех атомов халькогенов (кроме кислорода) может увеличиваться число неспаренных электронов за счет перехода электронов с ns- и nр- подуровней на свободный nd- подуровень. При этом проявляются следующие валентные состояния.
· Валентность, равная IV.
ns2, np3, nd1
· Валентность, равная VI.
·
ns1, np3,.nd2
СЕРА

Электронная формула серы 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3р4
Электронно-графическая формула внешнего электронного слоя:
При переходе в возбужденное состояние происходит переход по одному электрону с 3s- и 3р-орбиталей на свободную 3d-орбиталь:


В связи с этим у серы возможны проявления II, IV, VI валентностей. Возможные степени окисления -2, 0, +2, +4, +6.
Например: H2S-2 S0 S+2O S+4O2 S+6O3

Таблица 1. Химические свойства серы
Свойство
Описание и уравнения реакций
Взаимодействие с простыми веществами
Сера, как окислитель
S0 + 2e- S-2
При реакциях с металлами, водородом, неметаллами, имеющими меньшую электроотрицательность, чем сера:

Сера, как восстановитель
Реакции с кислородом, галогенами
С кислородом сера образует и двухвалентный оксид - неустойчивое соединение, разлагающееся и при комнатной температуре: 2S + O2 2SO
Взаимодействие со сложными веществами
С водой
Не взаимодействует
Взаимодействие с кислотами-окислителями
С растворами щелочей
При нагревании идет реакция диспропорционирования:
Вулканизация резины
При вулканизации в природный каучук включается примерно 3% серы (образуется резина) или 25 - 30% серы (образуется эбонит). Улучшение свойств обусловлено образованием большого числа поперечных «сшивок» между цепями и уменьшением числа двойных С=С связей, по которым проходит окисление природного каучука.
· Горячая вулканизация. Смесь из латекса, серы и других веществ (наполнители, красители) нагревают, одновременно формуя из этой смеси необходимые изделия.
· Холодная вулканизация. Сформованное изделие из латекса продолжительное время выдерживают в растворе серы в сероуглероде.

ГЛАВА 2. р-ЭЛЕМЕНТЫ С ТОЧКИ ЗРЕНИЯ ХИМИКА-ЭКОЛОГА

2.1 III-А группа

2.1.1 Бор

2.1.1.1 Распространение в природе

Бор никогда не встречается в природе в свободном состоянии, он всегда оказывается связанным с кислородом. В этой форме он присутствует в борной кислоте Н3BO3, которая содержится в воде горячих источников вулканических местностей. Кроме того, в природе распространены многочисленные соли борной кислоты. Из этих солей наиболее известна бура или тинкал Na2B4О7 . 10Н2О. Техническое значение имеют борацит 2Mg3B8O15 . MgCl2, пандермит Са2B6О11 .2О, колеманит Са2B6О11 .2О, кернит Na2B4О7 .2О.

Необходимо указать и следующие минералы, которые являются производными борной кислоты: борокальцит СаB4О7 .2О, борнонатрокальцит NaСаB5О9 .2О, гидроборацит MgCaB6О11 .2О, боромагнезит 2Mg5B4О11 .2О, сингалит MgAlBО4 и др. [9-11].

2.1.1.2 Биохимическая роль

Бор и его соединения имеют большое значение в народном хозяйстве. Изотоп 510B, поглощающий нейтроны, применяют в ядерной технике для замедления ядерных цепных реакций. Бура и борная кислота издавна применяется в медицине как антисептики.

Физиологическая и биологическая активность бора очень высока. Бор способен влиять на важнейшие процессы биохимии животных и растений. Вместе с Mn, Cu, Zn и Мо бор входит в число пяти жизненно важных микроэлементов. Бор концентрируется в костях и зубах, в мышцах, в костном мозгу, печени и щитовидной железе. Вероятно, что он ускоряет рост и развитие организмов. Это видно из влияния бора на растения. При борном голодании значительно уменьшается урожай и особенно количество семян. Для жизнедеятельности животных важно его нахождение в молоке (коровьем) и в желтке куриных яиц. Некоторые растения (кормовые травы и сахарная свекла) собирают по несколько граммов бора с гектара угодий. Бор содержится в значительных количествах в жировых тканях некоторых животных, пасущихся на пастбищах, обогащенных бором. Состав соединений бора в организме неизвестен. Установлено, что бор тормозит кишечную амилазу и кишечные протеиназы, усиливает действие инсулина и тормозит окисление адреналина, ослабляет витамины В2 и В12. При избытке бора появляются борные энтериты. Избыточное содержание бора ведет к заболеванию растений. Пшеница и овес страдают при наличии 0,7 - 0,8 мгВ/кг почвы. Борьба с засолением почв бором ведется с помощью промывки борных почв [9-11].


2.1.2 Алюминий

2.1.2.1 Распространение в природе

По своей распространенности алюминий среди элементов занимает третье место, среди металлов - первое. Он встречается главным образом в виде двойных силикатов, в полевых шпатах и слюдах и в продуктах их выветривания - глинах. В свободном состоянии алюминий никогда не встречается. Окись алюминия Al2O3 встречается в виде корунда и наждака. Из гидроокисей боксит AlO(OH) имеет наибольшее техническое значение в качестве основного исходного продукта для получения, Большое значение имеет также криолит Na3AlF6.

Из двойных силикатов 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 в изверженных породах. Силикат алюминия, содержащий фтор - топаз, относится к числу драгоценных камней Al2(OH, F)2[SiO4] [9-11].

При выветривании полевых шпатов образуется каолин (фарфоровая глина), содержащий воду силикат алюминия состава Al2O3 . 2SiO2 . 2H2O.

2.1.2.2 Биохимическая роль

Сульфат алюминия Al2(SO4)3 используется в качестве протравы при крашении, для дубления кожи, в бумажном производстве. Сульфат алюминия применяют для очистки природных вод от коллоидных частиц, загрязняющих воду, которые захватываются гидроксидом алюминия, образующимся при этом гидролизе соли.

Алюминий имеет большое биологическое значение. Низкие концентрации ионов алюминия Al3+ стимулируют некоторые процессы жизнедеятельности растений. Например, прорастание семян. Но более высокие концентрации снижают интенсивность фотосинтеза, нарушают фосфорный обмен, задерживают рост корневой системы. Некоторые производные алюминия применяют в медицине. Например, KAl(SO4)2 служит вяжущим средством. Основной ацетат алюминия AlOH(COOCH3)2 используется для дезинфекции [9-11].

2.1.3 Галлий

2.1.3.1 Распространение в природе

Галлий встречается в природе как спутник цинка во многих обманках, но только в исключительно малых количествах (0,002 % и меньше). В виде следов он встречается почти как постоянный спутник алюминия. В всех сортах технического алюминия его можно открыть спектрально. Самый богатый галлием минерал - германит. В нем содержится 0,6 - 0,7 % галлия [9].

2.1.3.2 Токсикологическая характеристика

Долгое время считалось, что галлий токсичен. Лишь в последнее время это мнение было опровергнуто. Легкоплавкость галлия представляет интерес для стоматологов. Еще в 1930 г. была испытана композиция для пломбирования зубов, в которой ртуть Hg была заменена на галлий. И в настоящее время используются пломбы для пломбирования зубов с использованием галлия [10].

2.2 V-A группа периодической системы

2.2.1 Круговорот азота

Газообразный N2 возникает в результате реакции окисления NHH3, образующегося при извержении вулканов и разложении биологических отходов:
4NH3 + 3O2 2N2 + 6H2O.
Круговорот азота - один из самых сложных, но одновременно самых идеальных круговоротов. Несмотря на то, что азот составляет около 80% атмосферного воздуха, в большинстве случаев он не может быть непосредственно использован растениями, т.к. они не усваивают газообразный азот. Вмешательство живых существ в круговорот азота подчинено строгой иерархии: только определённые категории организмов могут оказывать влияние на отдельные фазы этого цикла. Газообразный азот 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 нитраты образуются и в атмосфере в результате электрических разрядов во время гроз.
Самые активные потребители азота - бактерии на корневой системе растений семейства бобовых. Каждому виду этих растений присущи свои особые бактерии, которые превращают азот в нитраты. В процессе биологического цикла нитрат-ионы (NO3-) и ионы аммония (NH4+), поглощаемы растениями из почвенной влаги, преобразуются в белки, нуклеиновые кислоты и т.д. Далее образуются отходы в виде погибших организмов, являющихся объектами жизнедеятельности других бактерий и грибов, преобразующих их в аммиак. Так возникает новый цикл круговорота. Существуют организмы, способные превращать аммиак в нитриты, нитраты и в газообразный азот. Основные звенья круговорота азота в биосфере представлены схемой на рис. 10.
Рис. 10. Круговорот азота
Биологическая активность организмов дополняется промышленными способами получения азотосодержащих органических и неорганических веществ, многие из которых применяются в качестве удобрений для повышения продуктивности и роста растений.
Антропогенное влияние на круговорот азота определяется следующими процессами:
Сжигание топлива приводит к образованию оксида азота, а затем реакциям:
2NO + O2 2NO2 ,
4NO2 + 2H2O + O2 4HNO3,
способствуя выпадению кислотных дождей;
В результате воздействия некоторых бактерий на удобрения и отходы животноводства образуется закись азота - один из компонентов, создающих парниковый эффект;
Добыча полезных ископаемых, содержащих нитрат-ионы и ионы аммония, для производства минеральных удобрений;
При сборе урожая из почвы выносятся нитрат-ионы и ионы аммония;
Стоки с полей, ферм и из канализаций увеличивают количество нитрат-ионов и ионов аммония в водных экосистемах, что ускоряет рост водорослей и других растений; при разложении последних расходуется кислород, что приводит к гибели рыб. [12]
2.2.2 Соединения азота
Оксид азота(I) относительно инертен, а потому «экологически нейтрален». Однако на человека он оказывает наркотич
еское действие, начиная от просто веселья (за что он и был прозван «веселящим газом») и, заканчивая глубоким сном, что нашло свое применение в медицине. Интересно, что он безвреден, и для медицинского наркоза применяют смесь оксида азота(I) с кислородом в таком же соотношении, что и соотношение азота и кислорода в воздухе. Наркотическое действие снимается сразу после прекращения вдыхания этого газа.
Два других устойчивых оксида азота легко переходят один в другой, затем в кислоты, а затем в анионы NO2- и NO3-. Таким образом, эти вещества представляют собой естественные минеральные 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 действуют комплексно.
Например, всего один завод азотных удобрений выбрасывает в воздух кроме оксидов азота, азотной кислоты, аммиака и пыли от удобрений еще и оксиды серы, соединения фтора, некоторые органические соединения. Ученые выясняют устойчивость различных трав, кустов и деревьев к подобным «букетам». Уже известно, что, к сожалению, ель и сосна неустойчивы и быстро погибают, однако белая акация, канадский тополь, ивы и некоторые другие растения могут существовать в таких условиях, более того, они способствуют удалению из воздуха этих веществ.
Сильное отравление оксидами азота можно получить в основном при авариях на соответствующих производствах. Ответная реакция организма будет разной из-за различия в свойствах этих газов. «Едкий» NО2 в первую очередь действует на слизистые оболочки носоглотки, глаз, вызывает отек легких; NО, как малорастворимое в воде и не едкое вещество, проходит через легкие и попадает в кровь, вызывая нарушения в центральной и периферийной нервных системах. Оба оксида реагируют с гемоглобином крови, результат - гемоглобин перестает переносить кислород.
Экологические свойства азотной кислоты складываются из двух «половинок». Как сильная кислота, она разрушающе действует не только на живые ткани (кожу человека, лист растения), но и на почву, что достаточно актуально - кислотные (из-за присутствия оксидов азота и серы) дожди, увы, не редкость. При попадании кислоты на кожу возникает химический ожог, который болезненнее и заживает значительно дольше, чем термический. Это были основные экологические свойства катиона водорода.

2.2.2.1 Взаимодействие нитрат-иона с фауной и флорой

Нитрат-ион - неотъемлемая часть круговорота азота в природе. В обычных условиях и в разбавленных растворах устойчив, слабо проявляет окислительные свойства, не осаждает катионы металлов, тем самым способствуя транспортировке этих ионов с раствором в почве, растениях и т. п.

Нитрат-ион становится ядовитым только в больших количествах, нарушающих баланс других веществ. Например, при избытке нитратов в растениях уменьшается количество аскорбиновой кислоты. (Стоит напомнить, что живой организм настолько тонко организован, что любое вещество в больших количествах нарушает равновесие и, следовательно, становится ядовитым.)

Растения и бактерии используют нитраты для построения белков и других необходимых органических соединений. Для этого надо перевести нитрат-ион в ион аммония. Эта реакция катализируется ферментами, содержащими ионы металлов (меди, железа, марганца и др.). Из-за гораздо большей ядовитости аммиака и иона аммония в растениях хорошо отработана и обратная реакция перевода иона аммония в нитрат.

Животные не умеют строить все необходимые им органические соединения из неорганических - отсутствуют соответствующие ферменты. Однако микроорганизмы, живущие в желудке и кишечнике, этими ферментами обладают и могут переводить нитрат-ион в нитрит-ион. Именно нитрит-ион и действует как отравитель, переводя железо в гемоглобине из Fe2+ в Fe3+.

Соединение, содержащее Fe3+ и называемое метгемоглобином, слишком прочно связывает кислород воздуха, следовательно, не может отдавать его тканям. В результате организм страдает от недостатка кислорода, при этом происходят нарушения в работе мозга, сердца и других органов.

Обычно нитрит-ион образуется не в желудке, а в кишечнике и не успевает перейти в кровь и произвести все эти разрушения. Поэтому отравления нитратами достаточно редки. Существует, правда, и другая опасность: в нашем организме есть много веществ, в которых атомы водорода аммиака замещены на органические радикалы. Такие соединения называют аминами. При реакции аминов с нитрит-ионами образуются нитрозамины - канцерогенные вещества:

Они действуют на печень, способствуют образованию опухолей в легких и почках. Интересно, что активным замедлителем реакции образования нитрозаминов является давно нам знакомая аскорбиновая кислота [4].

2.3 VI-A группа периодической системы

2.3.1. Кислород
Кислород играет исключительно важную роль в природе. Все живые организмы на Земле используют кислород в проце
ссе дыхания; процессы гниения органических остатков также протекают при участии кислорода: образующиеся при этом СО2, Н2О, N2 и минеральные соли вновь вступают в круговорот веществ в природе.
Все клетки человеческого организма требуют бесперебойной доставки кислорода, который используется в различных обменных реакциях. Кислород доставляется к тканям организма кровью. Кровь насыщается кислородом в легких, где этот газ присоединяется к содержащемуся в крови белку - гемоглобину. Гемоглобин обладает способностью присоединять кислород, превращаясь в оксигемоглобин (HbO2).
Количество кислорода, потребляемого организмом, отражает интенсивность окислительных процессов во всех органах и тканях и характеризует освобождающуюся при этом энергию. Потребление 1 л. кислорода соответствует выделению 19,7-24,7 кДж.
Уменьшение содержания кислорода в воздухе отрицательно сказывается на самочувствии человека: возникают головокружения, тошнота, удушье и т.д. Мозг человека и других млекопитающих не может функционировать без кислородного обмена, поэтому уже через несколько минут после прекращение дыхания наступает смерть.
Кислород составляет около 50 % массы почвы. В свободном состоянии он присутствует в почвенном воздухе, а в связанном состоянии входит в состав минеральных и органических компонентов твердой фазы почвы и почвенного раствора.
Кислород является энергетической основой сложной микробиологической жизни почвы. Почвы, особенно их верхние горизонты, населены множеством организмов, которые в процессе дыхания потребляют кислород и выделяют углекислый газ. Образующаяся при этом энергия используется для биологических синтезов, протекающих в почве, усвоения растениями минеральных солей и воды, перемещения веществ в растениях и т.п.
При недостатке кислорода в почве микробиологическая активность и энергетические ресурсы растений снижаются, а при отсутствии свободного кислорода в воздухе развитие растений прекращается. Недостаток кислорода в почве приводит к снижению ее окислительно-восстановительного потенциала.
При этом развиваются анаэробные процессы с образованием соединений, токсичных для растений, ухудшаются физические свойства почвы и снижается ее плодородие. В условиях хорошей обеспеченности кислородом в почве развиваются аэробные процессы и создаются условия для нормального роста растений и повышения их продуктивности.
Содержание кислорода в поверхностных водоемах определяется поступлением его из воздуха. Максимум содержания растворенного кислорода наблюдается летом, в период интенсивной фотосинтетической деятельности растительных организмов. В зимний период содержание кислорода в воде резко уменьшается из-за трудности реаэрации, т.е. насыщения воды кислородом и в связи с поступлением в водоемы подземных вод, почти не содержащих кислорода.
В придонных слоях поверхностных водоемов кислорода меньше, т.к. он расходуется на окисление данных отношений. Снижение концентрации растворенного кислорода может указывать на загрязнение водоемов органическими соединениями. При этом недостаток кислорода ограничивает способность природных водоемов к самоочищению. Поэтому при замедлении процессов самоочищения, водоемы подвергают искусственной аэрации [13].
В атмосфере происходят естественные и антропогенные изменения энерго- и массообмена. Эти изменения связаны с проблемами энергетики, сокращением фитопокрова планеты и др.
Переходя непосредственно к рассмотрению данных вопросов, остановимся, прежде всего, на проблеме энергетики.
На Земле с того момента, когда первобытные люди открыли способ добывания огня, началась эпоха кислородной энергетики, в основе которой лежит сжигание различных видов углеродного топлива, что требует расхода свободного кислорода и вызывает генерацию СО2. Эпоха этого вида энергетики продолжается и в настоящее время с той разницей, что со временем человечество открывало новые виды топлива, изменяло долевое их участие в выработке энергии и наращивало масштабы мирового потребления.
В середине 70-х годов нашего столетия ежегодное потребление кислорода на сжигание топлива составляет около 14 млрд. т. при одновременном поступлении около 18 млрд.т. СО2. К 2002 г. потребление кислорода на эту акцию может возрасти до 40 млрд. т/год. К этому необходимо добавить расход кислорода на дыхание, разложение органических остатков и др. С учетом всех видов расхода ежегодное потребление кислорода достигнет к 2020 г. 210-230 млрд. т., а вся фитосфера в год продуцирует 240 млрд. т. кислорода. Используя эти данные можно прийти к выводу, что к 2020 г. в атмосфере вместо 21% кислорода останется 8 %.
Таким образом, при таком расходе кислорода неизбежно начнется истощение запасов и деградация установившихся многовековых динамических равновесий в природных геосистемах.
Сокращение количества кислорода в атмосфере связано также с рядом других антропогенных и естественных факторов. Одним из этих факторов является сокращение лесного массива планеты. Древесина - ценное сырье, которое используется в настоящее время почти во всех областях деятельности человека (топливо, бумага, мебель и т.п.). сокращение лесного покрова вызывает ежегодно выделение кислорода.
Сокращение фитомассива происходит за счет вырубки лесов и лесных пожаров. Причем естественное возгорание происходит в одном случае из десяти, остальное количество пожаров вызвано небрежностью человека.
Растения океана выделяют огромное количество кислорода в атмосферу. Продукция кислорода в океане заметно убывает в связи с загрязнением океана, особенно шельфов, где продуцируется основная масса кислорода акваторий.
Расход кислорода идет и в естественных процессах, таких, например, как вулканические извержения.
2.3.2 Круговорот кислорода в природе
Цикл кислорода занимает на Земле около 2000 лет. Основным источн
иком кислорода для современной атмосферы является фотосинтез автотрофных растений. Ежегодно в атмосферу поступает 201016 г кислорода за счет фотосинтеза. Некоторое количество кислорода поступает в атмосферу в результате фотодиссоциации водяного пара. При воздействии на молекулы водяного пара Н2О жесткого ультрафиолетового излучения (=0,175-0,203 мкм) образуется свободный водород, атомы которого в верхних слоях атмосферы могут обладать достаточно большими скоростями движения для преодоления силы тяготения Земли. Потеря некоторой части водорода, образовавшегося при диссоциации молекул воды, приводит к образованию соответствующего количества свободного кислорода. Но его масса не превышает 0,1 % от общей массы О2 в атмосфере. Основным источником поступления О2 в атмосферу является фотосинтезирующая деятельность растений на суше и фитопланктона фотосферы океана.
Расход О2 происходит на дыхание животных и людей, окисление органического вещества гетеротрофных организмов и на деструкцию мертвого органического вещества.
Суммарный приход О2 в атмосферу в результате его биотического круговорота обеспечивает расход О2 на окисление горных пород и ряда газов, поступающих в атмосферу из глубоких слоев Земли. К числу этих газов принадлежат Со, SO2, H2S, H2 и др. Расход кислорода на окисление указанных газов составляет менее ј его прихода, тогда как на окисление горных пород расход более ѕ прихода кислорода.
Кислород участвует в образовании и разрушении озона:
О2 + h O* + O*
О2 + O* + м O3 + м
О3 + O* O2 + O2

Эти процессы одновременно происходят в атмосфере с разной частотой.
Жизнедеятельность живых организмов поддерживается современным соотношением в атмосфере кислорода и углекислого газа. Естественные процессы потребления углекислого газа и кислорода и их поступление в атмосферу сбалансированы.
Еще важным антропогенным воздействием, сокращающим количество кислорода в атмосфере, являются летательные и космические аппараты. Например, космический корабль «Шаттл» за один свой полет сжигает столько кислорода, сколько его выделяют 48 гектаров леса в год. Кислород находится в непрерывном круговороте на нашей планете. Этот процесс является общепланетарным и связывает воедино атмосферу, гидросферу и литосферу [14].
В атмосфере кислород содержится в количестве около 21 % (об.). В гораздо меньших количествах он присутствует в атмосфере в виде озона - О3, образуя озоновый защитный слой, который располагается на высоте 25-35 км и защищает нашу планету от УФ-излучения. На низких высотах (тропосферный озон) он является одним из компонентов фотохимического смога и оказывает вредное воздействие на живые организмы.
2.3.3 Озоновый защитный слой
Озоновый защитный слой определяет верхний предел жизни в биосф
ере. Он появился вместе с появлением в земной атмосфере кислорода. Озона в атмосфере очень мало, всего 410-7 об.%. Однако, этого количества вполне достаточно, чтобы оградить планету от УФ-излучения. Озон обладает очень сильным поглощением. Он полностью поглощает всю энергию в полосе от 2900 до 2200 А, что совершенно исключает попадание на поверхность Земли губительных для всего живого солнечных лучей короче 2900 А. Кроме того, озон поглощает ИК излучение Земли, препятствуя ее охлаждению.
Озон образуется в атмосфере по уравнению:
2 3 (1)

Атомы кислорода, необходимые для образования озона, получаются за счет фотохимической диссоциации молекул:
О2 + h = 2O < 240 нм

Возможна реакция образования озона:
О2 + O* + м O3 + м (2)
где м - любая частица, служащая для отвода энергии от образующейся молекулы озона.
При высоких температурах, когда содержание атомарного кислорода велико, равновесие реакции (2) сильно сдвинуто влево и образования озона не происходит. При низких температурах, когда равновесие по реакции (2) сдвинуто вправо, парциальное давление атомарного кислорода слишком низкое, что также препятствует образованию озона. Для получения значительных концентраций озона необходимо сочетание двух условий: сравнительно низкой температуры, обеспечивающей достаточный сдвиг равновесия в сторону образования озона, и больших концентраций атомарного кислорода. Выполнение этих условий возможно, когда диссоциация молекул кислорода обеспечивается в результате нетермического воздействия на систему, например за счет облучения [15].
Озон разрушается, поглощая излучение с длиной волны меньше 1130 нм (ИК излучение), но максимум поглощения наблюдается при длине волны короче 320 нм (УФ-излучение), при этом происходит образование молекулярного кислорода и атомарного кислорода:
О3 + h = O2 + О (3)

Реакции (2) и (3) называются нулевым циклом озона.
Значительный вклад в процессы, протекающие с участием оксидов азота, соединений хлора и др. Рассмотрим эти циклы более подробно.
1. Водородный цикл. При поглощении кванта света с длиной волны менее 240 нм молекула воды распадается по уравнению:
Н2О + h = OН + Н

Гидроксидные радикалы образуются и при взаимодействии молекул воды или метана с возбужденным атомом кислорода
О + Н2О 2ОН

О + СН4 ОН + СН3

Образовавшийся в этих процессах гидроксидный радикал вступает в реакцию с О3:
ОН + О3 НО2 + О2

НО2 + О ОН + О2

О3 + О ОН + О2

2. Азотный цикл. Оксид азота при взаимодействии с озоном окисляется до диоксида азота, но при взаимодействии NO2 c атомарным кислородом в невозбужденном состоянии вновь образуется оксид азота:
NO + O3 NO2 + O2

NO2 + O NO + O2
O3 + O 2O2
3. Хлорный цикл. Атом хлора при взаимодействии с молекулой озона образует оксид хлора и молекулу хлора. Оксид хлора способен взаимодействовать с атомарным кислородом, находящимся в невозбужденном состоянии, с образованием атомарного хлора и молекулы кислорода
Cl + O3 ClO +O2
ClO + O Cl + O2

O3 + O 2O2

Атомарный хлор появляется в стратосфере при фотохимическом разложении фреонов, например:
CFCl3 + hv CFCl2 + Cl

В процессах, вызывающих разрушение озона, наблюдается обрыв цепи за счет протекания реакций:
СН4 + ОН СН3 + Н2О

ОН + НО2 Н2О + О2

ОН + NO HNO2

ClO + NO2 ClONO2

Получающиеся вещества при этих реакциях безвредны для озонового слоя [16].
Расчеты показали, что если все содержащиеся в атмосфере молекулы озона равномерно распределить над поверхностью Земли, то толщина образовавшейся оболочки составит лишь около 3 мм.
«Озоновой дырой» называется уменьшение концентрации озона во всех областях атмосферы над определенной территорией. Наиболее большой «озоновой дырой» является дыра над Антарктидой. Она носит сезонный характер и проявляется лишь в весенний период.
«Озоновые дыры» могут разрастаться под влиянием антропогенных газообразных выбросов, которые разрушают озон. В связи с этим в Монреале в 1990 г был подписан первый международный акт, ограничивающий производство веществ, разрушающих озоновый слой. Этот акт был подписан 30 странами. Основные его положения:
производство фреонов прекратить полностью к 2000 г.
производство тетрахлорэтана прекратить полностью к 2000 г.
производство галонов прекратить к 2000 г. (за исключением соединений, для которых не известны альтернативные заменители)
производство 1,1,1-трихлорэтана прекратить полностью к 2005 г.
Монреальский протокол, являющийся первым примером коллективного мирового сотрудничества в решении глобальных проблем, в настоящее время успешно выполняется [16].
2.3.4 Тропосферный озон
Основная часть общего содержания озона - около 90 %, приходится на стратосферу и только 1 % на тропосферу. Глобальная фоновая среднегодовая концентрация озона в пр
иземном слое не превышает 100 мкг/м3.
Озон является одним из самих важных химических компонентов фотохимического смога. Этот тип смога характеризуется тем, что он образуется в результате фотохимических реакций. Фотохимический смог образуется в ясную погоду при низкой влажности воздуха, причем максимальная концентрация вызывающих раздражение органов чувств веществ наблюдается вскоре после полудня. Химически он действует как окислитель (усиливает коррозию металлов, приводит к растрескиванию резины и т.д.). Фотохимический смог вызывает улюдей сильное раздражение слизистой оболочки дыхательных путей и глаз, губит листву на деревьях. В атмосфере наблюдается появление голубоватой дымки или беловатого тумана и связанное с этим ухудшение видимости. Озон является ответственным за ряд свойств смога.
Как показывают экспериментальные данные, увеличение концентрации озона в пробах воздуха, содержащих разбавленные выхлопные газы автомобилей, связано с характерным изменением относительного содержания оксидов азота. Рост концентрации О3 в пробах воздуха начинается после того, как отношение концентраций NO2 и NO достигает максимума. Образование и разрушение озона в тропосфере происходит при протекании следующих реакций:
СН4 + ОН СН3 + Н2О
СН3 + О2 СН3ОО
СН3ОО + NO CH3O + NO2
CH3O + O2 CH2O + HO2
HO2 + NO NO2 + OH
CH2O + OH H2O + CO
HO2 + NO NO2 + OH
NO2 + hv NO + O
O + O2 + M O3 + M*

CH4 + 8O2 + 4M CO2 + 2H2O + 4M* + 4O3

Таким образом, концентрация озона в тропосфере будет возрастать при увеличении скорости конверсии NO в NO2.
Значит, фотохимический смог является следствием выбросов автотранспорта и отрицательно сказывается на жизнедеятельности и здоровье людей и животных [16].

ГЛАВА 3. МЕТОДИЧЕСКИЕ РАЗРАБОТКИ ПО ТЕМЕ «р-ЭЛЕМЕНТЫ»

3.1 Урок на тему «III-А группа периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева»

Занятие 1. Характеристика химических элементов III-а группы периодической системы
Алюминий
Основные цели. Формирование основополагающих понятий, умений и навыков. Характеристика химических 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 ЗАНЯТИЯ
Основное 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
Краткое сообщение на тему «Металлы III группы с точки зрения химика-эколога»
Опросить учащихся.
Информация о домашнем задании. § 50 ([3]). Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить превращения веществ:

Самоанализ урока

Занятие 2. Оксиды и гидроксиды алюминия
Основные цели. Формирование основополагающих понятий, умений и навыков. Углубить знания учащихся 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 ЗАНЯТИЯ
Основное 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 на тему «Экологические аспекты переработки алюминийсодержащих руд»
Опросить учащихся.

Информация о домашнем задании. § 50; таблица 21.1 ([3]).
Самоанализ урока

Занятие 3. Гидролиз солей алюминия

Основные цели. Формирование основополагающих понятий, умений и навыков. Расширить знания о гидролизе солей. Применение гидролиза солей.
Оборудование. Штатив с пробирками, схема «Гидролиз солей».
Вещества. Растворы сульфата или хлорида алюминия, лакмусовая бумага (лакмус) синяя, фиолетовая.


ХОД ЗАНЯТИЯ
Основное 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
Опросить учащихся
Информация о домашнем задании. § 50 ([3]).
Самоанализ урока.

3.2 Уроки по теме «V-A группа ПС»

3.2.1 Экологические аспекты преподавания темы «Азот. Соединения азота»

Знать: важнейшие свойства и применение азота, аммиака, оксидов азота, азотной кислоты, нитратов; важнейшие минеральные удобрения, условия их рационального хранения и использования; устройство прибора для получения аммиака в лабораторных условиях; качественные реакции на нитрат-ионы и ион аммония; химические реакции, лежащие в основе производства аммиака и азотной кислоты, условия их осуществления; общие научные принципы химического производства.
Уметь: давать характеристику подгруппе элементов; составлять уравнения изученных реакций, рассматривать их с точки зрения окислительно-восстановительных и ионных представлений; определять на 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, азотный ангидрид, нитриды.
Контрольные вопросы
1. Каково строение атома азота?
2. Каковы возможные валентности и степени окисления азота?
3. Где в природе встречается азот?
4. Как получают азот в лаборатории и в промышленности?
5. Каковы физические свойства азота?
6. Каковы химические свойства азота? Напишите уравнения реакций.
7. Где применяется азот?
8. Каково строение молекулы аммиака? Какой тип химической связи в молекуле NH3?
9. Как образуется донорно-акцепторная связь в ионе аммония?
10. Почему аммиак способен окисляться?
11. Каковы физические свойства аммиака?
12. Как аммиак взаимодействует с водой и кислотами?
13. Какие два способа окисления аммиака вам известны? Приведите уравнения соответствующих реакций.
14. Где применяется аммиак?
15. Почему соли аммония схожи с солями калия?
16. Какова растворимость в воде солей аммония?
17. Как получают аммиак в лаборатории и на производстве? Составьте уравнения реакций получения NH3.
18. Каковы общие свойства солей аммония? Напишите уравнения реакций.
19. Каковы специфические свойства солей аммония? Подтвердите свой ответ уравнениями реакций.
20. Какова качественная реакция на соли аммония? Составьте уравнение реакции.
21. Какие оксиды азота вам известны?
22. Как можно получить монооксид азота? Каковы его физические свойства?
23. Как можно получить диоксид азота? Каковы его физические свойства?
24. Как диоксид азота взаимодействует с водой и щелочами? Напишите уравнения реакций.
25. Каковы физические свойства азотной кислоты?
26. Каково строение молекулы азотной кислоты?
27. Каковы валентность и степень окисления азота в азотной кислоте?
28. Как можно получить азотную кислоту? Приведите уравнение реакции.
29. Почему азотная кислота является сильным окислителем?
30. Как азотная кислота взаимодействует с металлами?
31. Какие газообразные вещества могут выделяться при восстановлении азота в азотной кислоте?
32. Какие металлы не взаимодействуют с концентрированной азотной кислотой? Почему?
33. Как взаимодействуют с разбавленной азотной кислотой медь и серебро? Напишите уравнения реакций.
34. В какой таре можно хранить азотную кислоту?
35. Как разлагается азотная кислота?
36. Как взаимодействуют неметаллы с азотной кислотой? Приведите уравнения реакций.
37. Какие еще соединения азота вам известны?
38. Как называют соли азотной кислоты? Каковы их физические свойства?
39. Какие нитраты являются удобрениями?
40. Какие способы получения нитратов вам известны? Составьте уравнения реакций.
41. Как могут разлагаться нитраты при нагревании? Напишите уравнения реакций разложения KNO3, Cu(NO3)2 и AgNO3.
42. Почему нитраты могут быть окислителями?
43. Как отличить нитраты от других солей?
44. Какие вещества называют удобрениями?
45. Какие виды удобрений вам известны?
46. Перечислите важнейшие удобрения каждой группы.
47. Какие элементы составляют семейство азота?
48. Как изменяются свойства элементов группы Vа и их соединений с увеличением атомного номера? Почему?
Рассмотрим в качестве примера разработки некоторых уроков по теме «Производство азотной кислоты».

3.2.2 Урок по теме «Получение азотной кислоты»

Цель урока: Рассмотреть процесс получения азотной кислоты в лабораторных условиях, изучить и закрепить химизм процесса.

Приборы и материалы: штатив, реторта, воронка, тубус, резиновая пробка, чашка с холодной водой, печь или спиртовка

Реактивы: концентрированная серная кислота, 15-20 г. нитрата натрия.

ХОД УРОКА

Собрать прибор 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 сухую колбу, помещенную в чашку с холодной водой. Осторожно нагревать реторту. Когда в приемнике соберется несколько миллилитров кислоты, нагревание прекратить и, дав реторте охладиться, разобрать прибор. Кислоту сохранить для следующих опытов. Объяснить появление у нее окраски..

Остерегаться попадания HNO3 на одежду или на руки: она быстро разрушает ткань, а на руках появляются желтые пятна и ожоги.

Написать уравнение реакции:

H2SO4 + NaNO3 HNO3 + NaHSO4

Вопросы: Почему реакция проводят при несильном нагревании?

Сделайте вывод о проведенной работе.

3.2.5 Практическая работа на тему «Азотная кислота и ее соли»
Цель урока: Научиться применять полученные знания о свойствах азотной кислоты и ее солей на практике.
ХОД УРОКА
I. Организационный момент.
II. Фронтальный опрос:
- Какие реакции называют окислительно-восстановительными?
- Какие химические сво и т.д.................


Перейти к полному тексту работы



Смотреть похожие работы


* Примечание. Уникальность работы указана на дату публикации, текущее значение может отличаться от указанного.