Портал освітньо-інформаційних послуг «Студентська консультація»

  
Телефон +3 8(066) 185-39-18
Телефон +3 8(093) 202-63-01
 (066) 185-39-18
Вконтакте Студентська консультація
 portalstudcon@gmail.com

<script>

  (function(i,s,o,g,r,a,m){i['GoogleAnalyticsObject']=r;i[r]=i[r]||function(){

  (i[r].q=i[r].q||[]).push(arguments)},i[r].l=1*new Date();a=s.createElement(o),

  m=s.getElementsByTagName(o)[0];a.async=1;a.src=g;m.parentNode.insertBefore(a,m)

  })(window,document,'script','//www.google-analytics.com/analytics.js','ga');

 

  ga('create', 'UA-53007750-1', 'auto');

  ga('send', 'pageview');

 

</script>

Робоча навчальна програма і система модульно-рейтингового оцінювання знань і вмінь студентів з дисципліни "Хімія"

Предмет: 
Тип роботи: 
Методичні вказівки
К-сть сторінок: 
47
Мова: 
Українська
Оцінка: 
МІНІСТЕРСТВО ОСВІТИ І НАУКИ УКРАЇНИ
Рівненський державний 
гуманітарний університет
Кафедра методики викладання 
фізики і хімії
 
“ЗАТВЕРДЖУЮ”                           проф. Воробйов А.М.
 
проректор з навчальної 
    роботи ___.____.200   р.
 
КРЕДИТНО-МОДУЛЬНІ ТЕХНОЛОГІЇ НАВЧАННЯ
 
РОБОЧА НАВЧАЛЬНА ПРОГРАМА
І СИСТЕМА МОДУЛЬНО-РЕЙТИНГОВОГО
ОЦІНЮВАННЯ ЗНАНЬ І ВМІНЬ СТУДЕНТІВ
з  дисципліни
"Х І М І Я"
 
Для студентів спеціальності 6.010100 
Педагогіка і методика середньої освіти. Фізика
"фізика та додаткові спеціальності"
(фізика і хімія; фізика та основи інформатики; 
фізика і математика; фізика і технічна творчість; 
фізика і трудове навчання; фізика і природознавство).
 
Рівне – 2005
 
Друкується за рішенням Науково-методичної Ради РДГУ (протокол №1 від 24.09.2005 р.).
Робоча навчальна програма і система модульно-рейтингового оцінювання знань і вмінь студентів з дисципліни “Хімія”. Для спеціальності “Фізика та додаткові спеціальності” / Автори-укладачі: Б.І.Муха, В.І.Тищук, В.В.Філоненко. – Рівне: РДГУ, 2005. – 48 с.
Укладачі: В.В. Філоненко – ст. викладач кафедри методики викладання фізики та хімії; Б.І. Муха – к.х.н., доцент; В.І. Тищук – к.п.н., професор, член-кореспондент АПСН, завідувач кафедри методики викладання фізики і хімії РДГУ.
Рецензенти: Б.С. Колупаєв – доктор хімічних наук, професор, дійсний член АПСН, завідувач кафедри фізики РДГУ;
А.В. Степанюк – доктор педагогічних наук, професор, завідувач кафедри методики викладання біології ТНПУ ім. В. Гнатюка;
В.Ф. Коротюк – кандидат хімічних наук, доцент кафедри методики викладання фізики і хімії РДГУ.
Відповідальний за випуск 
проф. В.І. Тищук
 
Робоча навчальна програма і модульно-рейтингова система оцінювання знань і вмінь студентів з дисципліни “Хімія” схвалена і рекомендована до друку кафедрою методики викладання фізики та хімії Рівненського державного гуманітарного університету (протокол №1 від 1 вересня 2005 р.).
 
РОБОЧА НАВЧАЛЬНА ПРОГРАМА з ХІМІЇ
Для спеціальностей: педагогіка і методика середнього навчання. Фізика.
Факультет: фізико-технологічний Кафедра:  методики викладання фізики і хімії
Дисципліна
   
 
                         Змістові 
                          модулі                    Кред. ECTS
МодульЧисло змістових модулів Кількість кредитів ECTSКількість годинКонтроль самостійної роботиРівні поточних оцінок в системахОцінка підсумкового контролюПримітка
ЛекціїЛабораторні роботи
Практичні заняттяСамостійна роботаІндивідуальна робота (на групу)ВсьогоКількість видів  контролюВиди поточного контролюПідсумковий контрольШкала оцінок, балиМакс.рейтинг в 12-ти бальній шкалі кафедриМакс.рейтинг в 100-бальній шкалі РДГУКафедриРДГУНаціональнийECTS
            
              Х І М І Я2
               221818-1845413ЗЛР., Тест.,
К.Р., Реферат. І. Н..Д..ЗПідгото-вка до екзамену і його складан-няДо 20200100180-200 і більше
150-179
120-149
0-11990-100
 
75-89
60-74
1-595
 
4
3
 
1; 2А
 
В,С
D,E
 
FX,F5-без складан. іспиту
4-без скл. ісп
3-без скл. ісп
2; 3 при складанні ісп.ЗЛР – захист лабор. робіт.
КР – контрол. робота. 
Р. – реферат.
Т – тест.
ІНДЗ -  індив. навч. дослідне завдання
І.К. – інші види контрол
Змістовий модуль 1.
 Основні закони хімії. Хімічні сполуки.Перший11012-62287ЗЛР., КР, робота над ІНДЗ.Підгото-вка до екзамену До 209045
Змістовий модуль 2.
Періодична таблиця хімічних елементів. Історія. Сучасні погляди на періодичність.Другий0,586-22266ЗЛР., Р., Т., Захист ІНДЗ.ЕкзаменДо 20110552-повторний курс, відрахування
0,5-10
 
Робоча програма складена на основі програми педінститутів «Педагогіка середньої школи. Фізика» - К.,1992, 
Програма вищих навчальних закладів освіти «Загальна хімія» - К.-Рівне, 1999. 
 
Зав. кафедрою МВФіХ__________________к.п.н., проф., член-коресп. АПСН В.І. Тищук
 
ПОЯСНЮВАЛЬНА ЗАПИСКА
 
Вивчення курсу хімії на фізичних спеціальностях зумовлене необхідністю  ґрунтовної підготовки майбутнього фахівця – вчителя фізики з додатковими спеціальностями та спеціалізаціями (хімія; математика; основи інформатики; трудове навчання; технічна творчість; природознавство).
Курс хімії повинен сприяти розвитку творчого мислення, формуванню діалектико-матеріалістичного світогляду студентів, вихованню в них патріотизму. В лекційному курсі необхідно показувати тенденції розвитку, глибоко і всебічно розкривати питання хімізації народного господарства держави, озброювати майбутнього фахівця запасом знань, практичних вмінь і навичок для активної виробничої і педагогічної діяльності.
Зміст курсу хімії для студентів гуманітарних університетів базується на основі знань з хімії, фізики та математики в об’ємі програми середньої школи.
Об’єм і зміст курсу хімії повинні служити основою для подальшого вивчення студентами інших фізичних і хімічних дисциплін, чітко корелювати з суміжними дисциплінами шляхом встановлення міжпредметних зв’язків, сприяти засвоєнню і глибокому розумінню фізико-хімічної суті біологічних, екологічних і інших наук.
Ці важливі завдання відображені в запропонованій програмі.
Особлива увага звертається на розвитку хімічної науки і промисловості, їх ролі у сільськогосподарському виробництві та металургійній промисловості. Завданням курсу є його професійна спрямованість. Для підсилення педагогічного акценту в програмі особливе місце займають питання, пов’язані з шкільним курсом хімії, що дозволяє майбутньому вчителю фізики в теоретичному плані бути більш мобільним і чутливим до вимог часу.
З метою підсилення патріотичного виховання майбутніх вчителів звертається увага на педагогічній та науковій діяльності вітчизняних хіміків. В програмі наведені питання, пов’язані з охороною навколишнього середовища. При розгляді технічної безпеки під час роботи в хімічній лабораторії перераховані уміння і навички, якими повинен володіти майбутній вчитель, виробничник, експериментатор в ході виконання практикуму з хімії.
Окремим розділом в програмі виділена тема “Класифікація і номенклатура неорганічних сполук”, що має велике значення для усвідомлення наукових основ шкільного курсу хімії.
Тема “Електроліз” виокремлена і розглядається в розділі “Окислювально-відновні реакції. Електродні потенціали. Електроліз”.
Для підсилення практичного значення питань про охорону навколишнього середовища приділяється значна увага формуванню питань ГДК (гранично допустимій концентрації) різних речовин.
Для більш глибокого розуміння зв’язку між будовою і властивостями речовин в темі “Електролітична дисоціація” вводиться поняття іонного потенціалу.
В окремі розділи курсу включені питання конкретного застосування методу молекулярних орбіталей і хімічної термодинаміки для з’ясування стійкості речовин і направленості хімічних процесів.
В розділі “Швидкість хімічних реакцій. Хімічна рівновага” введені уявлення про механізми хімічних реакцій.
 
ОРІЄНТОВНИЙ ТЕМАТИЧНИЙ ПЛАН КУРСУ
 
№ п/пНайменування темКількість годин
1.Вступ. Значення хімії в житті людини. Взаємозв’язок хімії з іншими науками2
2.Атомно-молекулярне вчення. Історичний огляд. Основні хімічні поняття і закони4
3.Періодичний закон і періодична система елементів Д.І. Менделєєва. Хімічні та фізичні властивості елементів І-VII груп. Особливості елементів VIII групи4
4.Хімічний зв’язок. Типи хімічних зв’язків. Природа хімічного зв’язку6
5.Швидкість хімічних реакцій. Хімічна рівновага6
6.Енергетика і направленість хімічних реакцій. Екзо- і ендотермічні реакції6
7.Класифікація і номенклатура неорганічних сполук. Оксиди. Основи. Кислоти. Солі4
8.Вода. Розчини. Поняття про хімію неводних розчинів6
9.Теорія електролітичної дисоціації. Ступінь електролітичної дисоціації6
10Комплексні сполуки. Отримання і застосування комплексних сполук4
11.Окислювально-відновні реакції. Електродні потенціали. Електроліз. Хімічні процеси в гальванічних елементах та акумуляторах4
12.Проблеми паливного елементу. Хімія і проблеми екології2
Загальна кількість годин54
 
ПРОГРАМА КУРСУ
 
ЛЕКЦІЙНІ ЗАНЯТТЯ
 
Тема 1. Вступ. Значення хімії в житті людини. Взаємозв’язок хімії з іншими науками.
Вступ. Поняття про матерію. Конкретні види матерії: речовина і поле. Рух, як форма існування матерії; форми руху матерії; хімічна форма руху. Предмет хімії. Атомно-молекулярне вчення. Філософське та хімічне розуміння речовини. Рівні організації речовини, що вивчаються хімією: атоми, молекули, конденсовані системи. Основні закони хімії. Основні поняття хімії. Поширеність елементів у земній корі, ядрі планети та у Всесвіті. Теорії походження хімічних елементів. Прості речовини. складні речовини. поняття про чистоту речовин. Хімічні реакція і їх класифікація за характером взаємодії реагуючих речовин та продуктами, що утворюються в результаті хімічної реакції. Зв’язок хімії з біологією, фізикою і іншими природничими науками. Методи хімії. Хімія – експериментальна наука. Спостереження, експеримент.  Значення хімії в народному господарстві, в створенні матеріально-технічної бази сучасного суспільства, в розв’язанні продуктової проблеми. Значення хімії як навчального предмета у формуванні гармонійно розвиненої особистості, у формуванні моральних, духовних і патріотичних якостей молоді.
 
Тема 2. Атомно-молекулярне вчення. Основні хімічні поняття і закони.
Експериментальне обгрунтування уявлень про атом, як складної системи. Відкриття електрона. Радіоактивність. Будова атома.  Основні характеристики -, -, -променів. Модель атома Томпсона. Дослідження Резерфорда по розсіюванню -частинок. Планетарна модель атома. Його переваги і недоліки. Вихідні теоретичні та експериментальні посилання в розв’язанні внутрішніх протиріч планетарної моделі. Корпускулярно-хвильовий дуалізм випромінювання. Кванти. Рівняння Планка. Спектри атома. Теорія атома, гідрогену по Бору, її внутрішні протиріччя. Внутрішні протиріччя теорії атома по Бору. Способи їх усунення. Корпускулярно-хвильовий дуалізм частинок. Хвилі Дебройля.
Квантово-механічна модель атома водню. Спектри атомів. Квантові числа. Атомні орбіталі. S-, p-, d-, f-орбіталі, їх характеристики. Валентні електрони. Поділ хімічних елементів на S-,p-,d-,f-елементи. Принципи заповнення орбіталей в атомах. Рентгенівські спектри та їх утворення.. Власні механічний і магнітний момент електрона. Спін і спінове квантове число mS. Емкість енлектронних шарів. Багатоелектронні атоми. Характерні рентгенівські спектри атомів.  Закон Мозлі.  Ядро, як динамічна система протонів і нейтронів. Стійкі і нестійкі ядра. Розпад ядер. Період піврозпаду. Будова ядра. Ізотопи та ізобари. Заряди ядер атомів. Три принципи заповнення орбіталей в атомах; принцип найменшої енергії принцип Паулі, правило Гунда. Порядок заповнення атомних орбіталей. Правило Клочковського. Електронні формули. Символічна і графічна формула запису формул. Ядерні реакції. Радіоактивні сімейства. Визначення віку гірських порід та мінералів.
Ядерні реакції і перетворення хімічних елементів. Штучна радіоактивність. Штучна іонізація. Спорідненість до електрону. Електронегативність. Відносна електронегативність. Умовні іонні радіуси.
 
Тема 3. Періодичний закон і періодична система елементів Д.І. Менделєєва.
Періодичний закон і періодична система хімічних елементів Д.І. Менделєєва. Відкриття періодичного закону Д.І. Менделєєвим. Принцип будови періодичної системи елементів. Використання Менделєєвим метода інтерполяції для виправлення атомних мас і передбачення властивостей ще не відкритих елементів. Експериментальне підтвердження теоретичних передбачень Менделєєва. Довга і коротка форми періодичної таблиці. Новітні форми періодичної таблиці. Періоди, групи, підгрупи. Зв’язок властивостей елементів з їх положенням в періодичній системі.
Питання, поставлені періодичним законом і періодичною системою, їх розв’язання з позиції уявлень про будову атомів. Сучасне формулювання періодичного закону. Періодична система, як природна система елементів. Довга і коротка форми періодичних таблиць. Періоди, групи, підгрупи. Зв’язок положення елемента в періодичній системі з  електронною будовою його атомів.
Особливості електронних конфігурацій атомів елементів головних і побічних підгруп. Елементи: s-, p-, d-, f. Зв’язок властивостей елементів з їх положенням в періодичній системі. Властивості елементів, які періодично та неперіодично змінюються. Зміни величин радіусів енергії іонізації, спорідненість до електрона і електронегативності атомів елементів з ростом зарядів їх ядер. Періодичність зміни властивостей елементів, як прояв періодичності змін електронних конфігурацій атомів. Розвиток періодичної системи і періодичного закону. Хімічні та фізичні властивості елементів І-VII груп та їх сполук. Хімія інертних газів.
Значення відкриття періодичного закону для розвитку науки і утвердження наукового, діелектрико-матеріалістичного світогляду.
 
Тема 4. Хімічний зв’язок.
Хімічний зв’язок: ковалентний, іонний, металевий, водневий та Ван-дер-Ваальсовий. Мішані типи хімічного зв’язку. Мішаний зв’язок та анізотропія фізичних властивостей кристалів. Коротка характеристика еволюції на суть хімічного зв’язку. Основні характеристики хімічного зв’язку: довжина, енергія, направленість. Валентний кут. Основні типи хімічного зв’язку. Ковалентний зв’язок. Квантомеханічні методи його трактування. Наближений характер цих методів. Метод валентних зв’язків. Фізична ідея методу: утворення двохцентрових двоелектронних зв’язків, принцип максимального перекривання АО. Гібридизація. Теорія направлених валентностей. Гібридизація АО. Умови стійкості гібридизації атомних орбіталей. Типи гібридизації і геометрія молекул. Полярність зв’язків і полярність молекул в цілому. E і П зв’язок. Кратність зв’язку. Фактори, які впливають на міцність зв’язку. 
Два механізми утворення ковалентного зв’язку: усуспільнення неспарених електронів різних атомів і донорно-акцепторний механізм. Полярність зв’язку. Дипольний момент зв’язку. Властивості ковалентного зв’язку: насиченість, направленість, поляризація. Насиченість ковалентного зв’язку. Направленість ковалентного зв’язку. 
Поляризація ковалентного зв’язку. Залежність полярного зв’язку від його довжини. Поляризуюча дія води.
Метод валентних зв’язків. Метод молекулярних орбіталей. Метод лінійної комбінації атомних орбіталей. Міжмолекулярна взаємодія.
 
Тема 5. Швидкість хімічних реакцій. Хімічна рівновага.
Швидкість хімічних реакцій. Хімічна рівновага. Швидкість хімічної реакції. Їх кількісне вираження. Фактори, що впливають на швидкість хімічної реакції. Залежність швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин. Роботи Н.Н. Бекетова. Закон дії (діючих) мас. Його застосування для гомогенних і гетерогенних систем. Константа швидкості реакції. Вплив фактора поверхні на швидкість реакції гетерогенного середовища. 
Залежність швидкості реакції від температури, температурний коефіцієнт. Поняття про активні молекули і енергію активації процесу. Каталіз. Вплив каталізатора на швидкість реакції. Види каталізу: гомогенний, гетерогенний і мікрогетерогенний каталіз, автокаталіз, негативний і позитивний каталіз, поняття про інгібітори. Використання каталізу в промисловості. 
Необоротні і оборотні хімічні реакції. Умови оборотності і необоротності хімічних процесів. Хімічна рівновага. Константа хімічної рівноваги. Принцип Ле-Шательє. Зміщення хімічної рівноваги при зміні концентрації реагуючих речовин, тиску і температури.
 
Тема 6. Енергетика і направленість хімічних реакцій.
Енергетика та напрямленість хімічних процесів. Теплові ефекти хімічних реакцій. Теплоти утворення хімічних сполук. Закон Гесса і його наслідок. Зміна внутрішньої енергії системи. Ентальпія. Поняття про ентропію. Ізобарно-ізотермічний потенціал (енергія Гіббса). Роль ентальпійного і ентропійного факторів в направленості процесів при різних умовах.
Використання табличних значень, стандартних ентальпій та стандартних ізобарних потенціалів утворення вихідних речовин і продуктів реакції для оцінки можливості протікання хімічних процесів.
 
Тема 7. Класифікація і номенклатура неорганічних сполук.
Класифікація і номенклатура неорганічних сполук. Бінарні, тернарні і більш складні сполуки. Важливі групи хімічних сполук: боріди, карбіди, нітриди. Класи сполук, що володіють напівпровідниковими властивостями: А2В6, А3В5. Сполуки із алмазоподібними структурами.
 
Тема 8. Вода. Розчини.
Розчини. Механізм процесу розчинення. Сольватація (гідратація) при розчиненні. Термодинаміка процесу розчинення. Розчинність твердих речовин, газів. Коефіцієнт розчинності. Криві розчинності. Насичений і ненасичений розчини як динамічна рівноважна система.  Пересичені розчини. Кристалізація з водних та неводних розчинів. Добуток розчинності. Утворення осадів. Тверді розчини. Кристалогідрати. 
Розчинність газів. Коефіцієнт абсорбції. Залежність розчинності газів від температури та їх парціального тиску. Закони Генрі та Дальтона. 
Концентрація розчинів і способи її визначення. Вагова, об’ємна. Способи вираження концентрації розчинів. Масова доля розчинної речовини у відсотках. Характеристика концентрації розчинів їх густині. Молярна, нормальна концентрації. Молярна та моляльна концентрації. Нормальність розчину. Перехід від одного вираження концентрації розчину до іншого. Титр. Методика приготування розчинів. Міри безпеки при роботі з концентрованими розчинами кислот і лугів.
 
Тема 9. Теорія електролітичної дисоціації.
Електроліти і неелектроліти. Основні положення теорії електролітичної дисоціації. Роботи С. Аррениуса та А. Каблукова. Механізм дисоціації речовини з різним типом хімічного зв’язку. Роль полярних молекул води в процесах дисоціації та іонізації речовин. Механізм гідратації аніонів та катіонів. Вплив на гідратацію розмірів і зарядів іонів. Енергетика процесу. Ступінь електролітичної дисоціації. Сильні і слабкі електроліти. Фактори, що впливають на дисоціацію. Ступінь та  константа електролітичної  дисоціації. Дійсна і позірна ступінь дисоціації. Поняття про коефіцієнт активності. Застосування закону дії мас до процесу дисоціації слабких електролітів. Константа дисоціації. Зміщення рівноваги слабких електролітів. Кислоти, солі, основи в світлі теорії електролітичної дисоціації.
Електролітична дисоціація води.  Іонний добуток води. Рівновага в насичених розчинах малорозчинних електролітів. Вплив температури на процес дисоціації води. Концентрація іонів водню в розчинах. Водневий показник (ОН). Гідроліз. Особливості ступінчастого гідролізу, його застосування в процесах очищення води. Реакція гідролізу. Гідроліз солей. Оборотній та необоротній гідролізи солей. Ступінь та константа гідролізу. Фактори, що зміщують рівновагу гідролізу. Пояснення механізму гідролізу солей з позиції протонітичної теорії.
Ступінь і константа гідролізу. Фактори, що зміщують рівновагу гідролізу.
 
Тема 10. Комплексні сполуки.
Комплексні сполуки. Поняття про комплексні сполуки. Основні положення координаційної теорії А. Вернера. Зовнішня і внутрішня сфери комплексів. Характеристика лігандів. Координаційне число комплектоутворювача. Заряд комплексного іона. Основні класи комплексних сполук. Гідрати (аквакомплекси). Кристалогідрати, як окремий випадок аквакомплексів.
Природа хімічного зв’язку в комплексних сполуках. Розгляд її з позицій методу валентних зв’язків. Стійкість комплексних іонів в розчинах. Електрохімічна дисоціація комплексних сполук. Застосування комплексних сполук. Внутрішньокомплексні сполуки. Роль гему та хлорофілу.
 
Тема 11. Окисно-відновні реакції. Електродні потенціали. Електроліз.
Окисно-відновні реакції. Електродні потенціали. Електроліз. Реакції, які протікають зі зміною і без зміни ступеня окислення атомів елементів. Класифікація окисно-відновних реакцій. Окисники та відновники. Правила складання рівня окисно-відновних реакцій. Методи електронного балансу і електронно-іонний. Реакції самоокислення і самовідновлення. Електрохімічні процеси. Електродний потенціал. Водневий електрод.
Взаємодія металів з кислотами, солями у водних розчинах, як окисно-відновний процес. Отримання електричного струму при хімічних реакціях. Виникнення різниці потенціалів на межі поділу метал-водний розчин його солі. Рівняння Нернста. Роботи Н.Н. Бекетова.
Електрохімічний ряд напруг металів. Стандартні окисно-відновні потенціали. Електроліз, як окисно-відновний процес. Закони електролізу. Електроліз розплавів, водних розчинів кислот, солей, лугів і їх практичне значення.
Водневий електрод порівняння; стандартні електродні потенціали. Залежність електродного потенціалу металу від концентрації його іонів в розчині.
ЛАБОРАТОРНІ  ЗАНЯТТЯ
Тема 1. Правила роботи в лабораторії. Техніка виконання лабораторних робіт. Техніка безпеки.
Тема 2. Визначення молекулярної маси речовини. Визначення відносної молекулярної маси за відносною густиною газу.
Тема 3. Швидкість хімічних реакцій. Хімічна рівновага. Каталіз.
Тема 4. Розчини. Властивості розчинів. Розчинність речовин.
Тема 5. Розчини. Приготування розчинів.
Тема 6. Електролітична дисоціація.
Тема 7. Реакція в розчинах електролітів. Добуток розчинності.
Тема 8. Іонний добуток води. Водневий показник. 
Тема 9. Гідроліз солей.
 
ПИТАННЯ ДО КОЛОКВІУМУ
 
1.Розчини. Концентрація розчинів. Способи визначення концентрації розчинів.
2.Закон Вант-Гоффа, Рауля і його наслідки для неелектролітів та електролітів. Ізотонічний коефіцієнт, його застосування.
3.Дисоціація, константа, ступінь дисоціації.  Зв’язок між константою та ступенем дисоціації. Закон розбавлення Оствальда. Іонний добуток води, pН, pОН та їх представлення через концентрацію іонів водню і гідроксид-іонів в розчинах.
4.Гідроліз солей. Чотири види гідролізу солей. Константа, ступінь гідролізу.
5.Кріоскопія та ебулоскопія. Способи визначення молярної маси розчинних речовин.
 
ТИПОВА КОНТРОЛЬНА РОБОТА.
 
Варіант 1
1.Обчислити масову частку речовини в розчині, добутому змішуванням 150 г розчину з масовою часткою речовини 0,3 і 60 г розчину з масовою часткою 0,4.
2.Розрахувати, при якій температурі повинен кристалізуватися розчин, що містить в 100 г води 20 г глюкози.
3.Показати зміну енергії при зближенні двох атомів водню з паралельними і протилежними спінами електронів.
4.Закон Вант-Гоффа для хімічної кінетики.
 
Варіант 2
1.Обчислити масу розчину H2SO4 з масовою часткою 90% і масу води потрібну для приготування розчину 300 г з масовою часткою H2SO4 30%.
2.Розчин, що містить 6 г деякої речовини в 90 г диетилового ефіру (С2Н2)2О, кипить при температурі 36о С. Визначити молярну масу розчиненої речовини.
3.Закон Авогадро.
4.Закон Вант-Гоффа для осмотичного тиску розчинів.
 
Варіант 3
1.Обчислити масову частку хлориду натрію в розчині, добутому змішуванням 0,1 молярного розчину NaCl, взятому об’ємом 500 мл та 200 мл води.
2.Знайти точку кипіння розчину, який складається із 100 г води і 20 г глюкози.
3.Охарактеризувати ковалентний тип хімічного зв’язку. В яких речовинах він спостерігається? Навести приклади.
4.Теорія електролітичної дисоціації.
 
Варіант 4
1.До 500 мл 0,05 H розчину KCl додали 500 мл 5% розчину тієї ж солі. Обчислити масову частку KCl в розчині.
2.Нашатирний спирт вміщує 10% аміаку за масою. Розрахувати об’єм газу (н.у.), який потрібен для отримання 1000 мл нашатирного спирту ( = 0,96 г/мл).
3.Охарактеризувати іонний тип хімічного зв’язку. В яких речовинах він спостерігається? Навести приклади.
4.Закон кратних відношень. 
 
 
ЗРАЗОК ТЕСТУ
1. Для приготування 0,5 мол. розчину потрібно взяти:
а) 0,5 мл H2O та 1 моль речовини;
б) 0,5 л H2O та 1 моль води;
в) 0,5 моля речовини та 1 мл Н2О;
г) 0,5 моля речовини та 1 л Н2О;
д) всі відповіді неправильні.
 
2. Електролітична дисоціація відбувається за рахунок:
а) проходження електричного струму через розчин;
б) за рахунок взаємодії розчинних іонів між собою;
в) за рахунок іонізуючої дії розчинника; 
г) під дією температури;
д) всі відповіді неправильні.
 
3. При взаємодії нітрогену із гідрогеном об’єм (н.у.):
а) зменшиться; 
б) збільшиться; 
в) залишиться незмінним. 
 
4. При  взаємодії нітрогену з оксисеном (в електричній дузі) об’єм газової суміші не змінився. Яка сполука нітрогену утворилася:
а) N2O; б) NO; 
в) N2O3; г) NO2; д) N2O5. 
 
5. Водний розчин якої солі буде мати кислу реакцію:
а) NaCl;б) NaI;в) KBr;
г) ZnCl2;д) CaCO3;е) всі відповіді неправильні;
ж) всі відповіді правильні.
 
6. Який розчин внаслідок гідролізу буде мати лужну реакцію:
а) KCl;б) Na2SO4;в) KNO3;
г) Na2CO3;д) NaH2PO4;е) всі відповіді неправильні;
ж) всі відповіді правильні.
 
 
7. Під час взаємодії оксисену з гідрогеном теплова енергія:
а) завжди виділяється; 
б) завжди поглинається;
в) зміна енергії залежить від умов проведення реакції.
 
8. Електронна формула атому натрію буде наступна:
а) 1s22s22p63s1б) 1s22s22p7
в) 1s22s22p53s2г) 1s22s22p63d1
д) 1s22s22p53s13d1е) всі відповіді неправильні.
 
9. Електронна формула атому магнію буде:
а) 1s22s22p43s4б) 1s22s22p63s2
в) 1s22s22p53s23d1г) 1s22s22p63d2
д) 1s22s22p53f3е) всі відповіді неправильні.
 
10. Назвіть найбільш електронегативний елемент з наведеного списку:
    а) Cl2;    б) N2;    в) F2;
    г) O2;д) Na.
 
11. Яка з наведених сполук не має ковалентного зв’язку:
    а) HCl;    б) NCl3;    в) NaCl;
    г) SCl2;       д) Cl2O;    е) немає жодної правильної відповіді.
 
12. Яка з наведених сполук має іонний зв’язок:
    а) LiF;    б) HF;    в) NF3;
    г) SF6;    д) F2O;   е) немає жодної правильної відповіді.
 
13. В металах реалізується наступний тип хімічного зв’язку:
    а) Ван-дер-Ваальсовий;
    б) водневий;
    в) іонний;
    г) ковалентний;
    д) ковалентний полярний;
    е) немає жодної правильної відповіді.
 
14. Як впливає підвищення температури на константу рівноваги екзотермічної реакції:
    а) збільшує;
    б) зменшує;
    в) ніяк.
 
15. Як впливає підвищення температури на константу рівноваги ендотермічної реакції:
    а) збільшує;
    б) зменшує;
    в) ніяк.
 
16. Як впливає підвищення тиску на реакцію:
                              N2+2O2                                 2NO2   
а) зміщує праворуч
б) зміщує ліворуч
в) ніяк.
 
17. Алотропні модифікації відрізняються:
а) теплоємністю;
б) кольором;
в) кристалічною структурою; 
г) хімічними властивостями;
д) фізичними властивостями;
е) немає жодної правильної відповіді;
ж) всі відповіді правильні.
 
18. Яка з наведених сполук відноситься до класу карбідів:
а) CH4;    б) CO;    в) CO2;
г) CaCO3;    д) CaCl2;    е) всі відповіді правильні;
ж) всі відповіді неправильні.
 
19. Яка з наведених сполук відноситься до класу нітридів:
а) NH3;б) HN3;в) N2O;
г) NO2;д) NCl3;е) всі відповіді правильні;
ж) всі відповіді неправильні.
20. Яка з наведених сполук не може існувати:
а) N2O;б) NO;в) N2O3;
г) NO2;д) N2O5;е) NO3;ж) існують всі.
 
21. Ізотонічний коефіцієнт це:
а) завжди від’ємна величина, і<1;
б) завжди додатна величина, і>1;
в) i<1;
г)  і>1;
д) дуже велике число і>2 100;
е) всі відповіді неправильні.
 
22. Іонні радіуси металів:
а) більші за атомні радіуси;
б) менші за атомні радіуси;
г) співпадають із атомними радіусами;
д) метали характеризуються лише атомними радіусами.
 
23. Оксиген має кількість ізотопів
а) 16;б) 15;в) 14;г) 12;д) 11;е) 8;
ж) всі відповіді неправильні.
 
24. Швидкість хімічної реакції  2А + В = D визначається рівнянням:
а) V = K [A][B];
б) V = K [A][D];
в) V = K [A]2[D];
г) V = K [A]2[B];
д) V = K   ;
е) всі відповіді неправильні.
 
25. Яке із визначень хімічного еквівалента елементу є справедливим:
а) еквівалентом елемента називається відношення маси речовини до її молярної (атомної) маси.
б) еквівалент – це маса елемента, яка з’єднується із 8 масовими кількостями оксигену або ж із 1 масовою кількістю гідрогену, або ж така, що замінює вказані кількості оксигену чи гідрогену в їхніх сполуках.
в) еквівалент – це масова кількість елемента, чисельно рівна його ступеню окислення.
г) еквівалент хімічного елемента дорівнює його атомній масі поділеній на ступінь окислення.
д) еквівалент хімічного елемента дорівнює його атомній масі поділеній на номер групи, в якій він розташований.
е) всі відповіді неправильні. 
 
26. Еквівалент окислювача дорівнює:
а) еквіваленту відновника.
б) молярній масі окислювача помноженій на кількість прийнятих електронів.
в) молярній масі окислювача поділеній на кількість електронів, відданих  відновником.
г) молярній масі окислювача помноженій на кількість прийнятих електронів.
д) окислювачі не мають еквівалентів – їх мають тільки відновники.
е) всі відповіді неправильні. 
 
ТЕМИ РЕФЕРАТІВ
 
1.Основні закони хімії.
2.Поширеність хімічних елементів на Землі та у Всесвіті.
3.Хімічна символіка у минулому і нині.
4.Вивід хімічних формул та розрахунки по формулах.
5.Хімічні рівняння та розрахунки за ними.
6.Перетворення енергії при хімічних перетвореннях. Термохімічні рівняння.
7.Періодичний закон Д.І.Менделєєва та періодична система елементів.
8.Будова атома та атомного ядра. Ізотопи та ізобари.
9.Відкриття явища радіоактивності.
10. Ковалентний хімічний зв’язок.
11. Іонний хімічний зв’язок.
12. Водневий та Ван-дер-Ваальсовий типи хімічного зв’язку.
13. Атомні та іонні радіуси та методи їх визначення.
14. Хімічна рівновага та принцип Ле-Шательє.
15. Вода та її властивості.
16. Розчини та розчинність.
17. Неводні розчини.
18. Гідрати та кристалогідрати.
19. Пересичені розчини. Процеси кристалізації.
20. Осмотичний тиск та його значення в природі.
21. Кипіння та замерзання розчинів. Визначення молярної маси.
22. Явище електролітичної дисоціації.
23. Проходження струму через розчини електролітів.
24. Дисоціація води та водневий покажчик.
25. Явище гідролізу солей.
26. Електрохімічні реакції та закони Фарадея.
27. Явище електролізу та його застосування в техніці.
28. Гальванічні елементи, їх типи.
29. Акумулятори, процеси зарядки та розрядки.
30. Проблеми паливного елементу.
31. Повітря. Склад атмосфери Землі.
32. Інертні гази.
33. Загальна характеристика галогенів, їх роль у природі.
34. Отримання галогенів та їх технічне застосування.
35. Кисневі сполуки галогенів. Хлорування води.
36. Особливості фтору та його сполук.
37. Йод та його сполуки.
38. Оксисен, його властивості. Озон.
39. Сульфур (сірка). Фізичні властивості. Явище алотропії (поліморфізм).
40. Пероксид водню (гідрогену) та надкислоти.
41. Хімія двох та чотирьохвалентної сірки.
42. Сірчана кислота, її властивості та виробництво.
43. Явище каталізу. Каталізатори, їх промотори та отруюючі.
44. Підгрупа селена. Застосування селену та телуру у техніці.
45. Група нітрогену, її загальна характеристика.
46. Нітроген. Аміак, амоніак, солі амонію. Виробництво аміаку (амоніаку).
47. Нітратна (азотна) та нітритна (азотиста) кислоти. Властивості кислот та їхніх солей.
48. Виробництво нітратної кислоти.
49. Кругообіг нітрогену у природі. Мінеральні хімічні добрива.
50. Фосфор, його фізичні та хімічні властивості. Роль фосфору в природі.
51. Підгрупа миш’яку (арсену). Водневі та кисневі сполуки елементів підгрупи арсену. Амфотерність сполук стибію (антимонію) та вісмуту.
52. Загальна характеристика елементів четвертої групи.
53. Карбон (вуглець), його фізичні та хімічні властивості. Алотропні модифікації карбону. Утворення штучних алмазів.
54.Явище адсорбції. Фізична та хімічна адсорбція. Протигаз, його винахід та будова.
55. Хімічні сполуки Карбону: карбіди, карбонати. Оксид та диоксиди карбону.
56. Термохімія. Паливо та його види.
57. Штучне рідке та газоподібне паливо.
58. Загальна характеристика органічних речовин.
59. Теорія будови молекул органічних сполук.
60. Системи класифікації органічних сполук.
61. Сіліций (кремній), його фізичні властивості. Поширеність у природі. Способи добування та тонкого очищування сіліцию. Значення сіліцию для сучасної техніки.
62. Діоксид кремнію, його поліморфні модифікації. Кремнієві кислоти.
63. Скло та кераміка.
64. Види цементів. Хімія твердіння цементу.
65. Кремнійорганічні сполуки: типи, синтез та області застосування.
66. Колоїдний стан речовини. Способи добування колоїдів.
67. Склад колоїдних частинок. Коагуляція.
68. Металевий тип хімічного зв’язку. Мішані типи хімічного зв’язку. Типові та «нетипові» метали.
69. Фізичні властивості металів.
70. Хімічні властивості металів.
71. Корозія металів та методи їх усунення.
72. Зтопи (сплави), їх типи та властивості.
73. Отримання металів високої чистоти. 
74. Комплексні сполуки та їх будова.
75. Кристалогідрати та подвійні солі як комплексні сполуки.
76. Перша група періодичної системи. Підгрупа літію.
77. Перша група періодичної системи. Підгрупа калію.
78. Друга група періодичної системи. Підгрупа кальцію. 
79. Хімічні та фізичні властивості берилію та магнію. 
80. Бор, його хімічні та фізичні властивості.
81. Алюміній, його хімічні та фізичні властивості.
82. Алюміній та його зтопи.
83. Галлій, його хімічні та фізичні властивості.
84. Індій та таллій, їх хімічні та фізичні властивості.
85. Хімічні та фізичні властивості рідкоземельних елементів.
86. Германій, його хімічні та фізичні властивості. Добування чистого германію.
87. Хімічні та фізичні властивості олова. Олов’яні зтопи.
88. Хімічні та фізичні властивості свинцю. Свинцеві зтопи.
89. Хімія урану.
90. Добування, фізичні та хімічні властивості трансуранових елементів.
91. Елементи підгрупи заліза, їх хімічні та фізичні властивості.
92. Зтопи заліза та їх роль у техніці.
93. Титан, його хімічні та фізичні властивості. Використання в техніці.
94. Мідь, її хімічні та фізичні властивості.
95. Срібло, його хімічні та фізичні властивості.
96. Цинк, його хімічні та фізичні властивості.
97. Ртуть (меркурій), його хімічні та фізичні властивості. Токсичність меркурію.
98. Речовини із властивостями напівпровідників.
99. Молібден та вольфрам, їх хімічні та фізичні властивості.
100. Елементи платинової групи, їх фізичні та хімічні властивості.
 
ЗРАЗОК НАПИСАННЯ РЕФЕРАТУ
 
Тема: АЛЮМІНІЙ
Алюміній – найбільш поширений у земній корі метал. На його частку припадає 5,5-6,6 мол. частки чи 8 мас. процентів. Головна маса його зосереджена в алюмосилікатах. Надзвичайно розповсюдженим продуктом руйнування утворених ними гірських порід є глина, основна сполука якої відповідає формулі Al2O3∙2SiО2∙2H2O. З інших природних сполук алюмінію найбільше значення мають боксит Al2O3∙Н2O і мінерали корунд Al2O3 і кріоліт.
Вперше алюміній був отриманий Велером у 1827 році дією металевого калію на хлорид алюмінію. Однак, незважаючи на широку поширеність у природі, алюміній до кінця XIX століття належав до числа рідких металів.
В даний час у промисловості алюміній одержують електролізом розчину глинозему Al2O3 у розплавленому кріоліті. Al2O3 повинний бути досить чистим, оскільки з виплавленого алюмінію домішки виділити дуже важко. Температура плавлення Al2O3 близько 2050о, а кріоліту – 1100о. Електролізу піддають розплавлену суміш кріоліту і Al2O3, що містить близько 10 мас. % Al2O3, що плавиться при 960оС і має електричну провідність, щільність і в'язкість, найбільш підходящі для проведення процесу.
Электролізер для виплавки алюмінію являє собою залізний кожух, виложений з середини вогнетривкою цеглою. Його дно (під), зібране з блоків спресованого вугілля, служить катодом. Аноди розташовуються зверху: це – алюмінієві каркаси, заповнені вугільними брикетами.
На катоді виділяється рідкий алюміній:
Al3+ + 3е- = Al
Алюміній збирається на дні печі, відкіля періодично випускається. На аноді виділяється кисень.
Кисень окисляє графіт до оксидів вуглецю. В міру згоряння вуглецю анод нарощують.
У періодичній системі алюміній знаходиться в третьому періоді, у  головній підгрупі третьої групи. Заряд ядра +13. Електронна будова атома 1s22s22p63s23p1. Металевий атомний радіус 0,143 нм, ковалентний – 0,126 нм, умовний радіус іона Al3+ – 0,057 нм. Енергія іонізації Al → Al+ 5,99 еВ.
Найбільш характерний ступінь окислювання атома алюмінію +3. Негативний ступінь окислювання виявляється рідко. В зовнішньому електронному шарі атома існують вільні d-підрівні. Завдяки цьому його координаційне число в сполуках може дорівнювати не тільки 4 (алюмосилікати), але і 6.
Алюміній – типовий амфотерний елемент. Для нього характерні не тільки аніонні, але і катіонні комплекси. Так, у кислому середовищі існує катіонний аквакомплекс, а в лужний – аніонний гідрокомплекс.
У виді простої речовини алюміній – сріблисто-білий, досить твердий метал із щільністю 2,7 г/см3 (т.пл. 660оС, т.кип. ~2500оС). Кристалізується в гранецентрованій кубічній ґратці. Характеризується високою тягучістю, теплопровідністю й електропровідністю (що складає 0,6 електропровідності міді). З цим зв'язане його використання у виробництві електричних проводів. При однаковій електричній провідності алюмінієвий провід важить удвічі менше мідного.
На повітрі алюміній вкривається тонкою (0,00001 мм), але дуже щільною плівкою оксиду, що охороняє метал від подальшого окислювання. При обробці поверхні алюмінію сильними окислювачами (конц. HNO3, K2Cr2O7) чи анодним окислюванням товщина захисної плівки зростає. Стійкість алюмінія дозволяє виготовляти з нього хімічну апаратуру і ємності для збереження і транспортування азотної кислоти.
Алюміній легко витягається в дріт і прокочується в тонкі аркуші. Алюмінієва фольга (товщиною 0,005 мм) застосовується в харчовій і фармацевтичній промисловості для пакування продуктів і препаратів.
Основну масу алюмінію використовують для одержання різних сплавів, які поряд з чудовими механічними якостями характеризуються своєю легкістю. Найважливіші з них – дюралюміній (94% Al, 4% Cu, по 0,5% Mg, Mn, Fe і Si), силумін (85-90% Al, 10-14% Sk, 0,1% Na) і ін. Алюмінієві сплави застосовуються в ракетній техніці, в авіа-, авто-, судно- і приладобудуванні, у виробництві посуду й у багатьох інших галузях промисловості. По широті застосування сплави алюмінію займають друге місце після сталі і чавуна. 
Алюміній, крім того, застосовується як легуюча домішка до багатьох сплавів для додання їм жаростійкості.
При накалюванні дрібно роздробленого алюмінію він енергійно згоряє на повітрі. Аналогічно протікає і взаємодія його із сіркою. З хлором і бромом реакція відбувається вже при звичайній температурі, з йодом – при нагріванні. При дуже високих температурах алюміній безпосередньо з'єднується також з азотом і вуглецем. Навпроти, з воднем він не взаємодіє.
Стосовно води алюміній цілком стійкий. Але якщо механічним шляхом чи амальгамуванням зняти шар оксидної плівки, що його охороняє, то відбувається енергійна реакція:
2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2.
Сильно розведені, а також дуже концентровані HNO3 і H2SO4 на алюміній майже не діють (на холоду), тоді як при середніх концентраціях цих кислот він поступово розчиняється. Чистий алюміній досить стійкий і стосовно соляної кислоти, але звичайний технічний метал у ній розчиняється. 
При дії на алюміній водяних розчинів лугів шар оксиду розчиняється, причому утворяться алюмінати – солі, що містять алюміній у складі аніона:
Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Al(OH)4].
Алюміній, позбавлений захисної плівки, взаємодіє з водою, витісняючи з неї водень:
2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2.
Утвориться гідроксид алюмінію, який і реагує з надлишком лугу, утворюючи гідроксоалюмінат:
Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4].
Сумарне рівняння розчинення алюмінію у водяному розчині лугу:
2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2.
Алюміній помітно розчиняється в розчинах солей, що мають унаслідок їхнього гідролізу кислу чи лужну реакцію, наприклад, у розчині Na2CO3.
У ряді напруг він розташовується між Mg і Zn. В усіх своїх стійких сполуках алюміній тривалентний.
Реакція алюмінію з киснем супроводжується величезним виділенням тепла (1676 кДж/моль Al2O3), значно більшим, ніж у багатьох інших металів. Тому при накалюванні суміші оксиду відповідного металу з порошком алюмінію відбувається бурхлива реакція, що веде до виділення з узятого оксиду вільного металу. Метод відновлення за допомогою Al (алюмотермія) часто застосовують для одержання ряду елементів (Cr, Mn, V, W і ін.) у вільному стані.
Алюмотермією іноді користуються для зварювання окремих сталевих частин, наприклад стиків трамвайних рейок. Застосовувана суміш (“терміт”) складається звичайно з тонких порошків алюмінію і Fe3O4. Підпалюється вона за допомогою запала із суміші Al і BaО2. Основна реакція йде по рівнянню:
8Al + 3Fe3O4 = 4Al2O3 + 9Fe + 3350 кДж.
Причому розвивається температура близько 3000оС. Додаючи до оксиду заліза оксиди хрому, нікелю, ванадію отримують леговану сталь.
Оксид алюмінію являє собою білу, дуже тугоплавку (т.пл. 2050оС) і нерозчинну у воді масу. Природний Al2O3 (мінерал корунд), а також  отриманий штучно і потім сильно прожарений відрізняється великою твердістю і нерозчинністю в кислотах. У розчинний стан Al2O3 (т.зв. глинозем) можна перевести сплавкою з лугами.
Звичайно забруднений оксидом заліза природний корунд унаслідок своєї надзвичайної твердості застосовується для виготовлення шліфувальних кругів, брусків і т.д. У дрібно роздробленому виді він за назвою наждаку служить для очищення металевих поверхонь і виготовлення наждакового папера. Для тих же цілей часто користаються Al2O3, одержуваним сплавкою бокситу (технічна назва – алунд).
Прозорі кристали корунду – червоний рубін – домішка хрому – і синій сапфір – домішка титана і заліза – дорогоцінні камені. Їх одержують так само штучно і використовують для технічних цілей, наприклад, для виготовлення деталей точних приладів, каменів у годинник і т.п. Кристали рубінів, що містять малу домішку Cr2O3, застосовують як квантові генератори – лазери, що створюють пучок монохроматичного випромінювання.
Через нерозчинність Al2O3 у воді гідроксид Al(OH)3 може бути отриманий лише непрямим шляхом із солей. Одержання гідроксида можна уявити у виді наступної схеми. При дії лугів іонами OH- поступово заміщаються в аквокомплексах [Al(OH2)6]3+ молекули води:
[Al(OH2)6]3+ + OH- = [Al(OH)(OH2)5]2+ + H2O;
[Al(OH)(OH2)5]2+ + OH- = [Al(OH)2(OH2)4]+ + H2O;
[Al(OH)2(OH2)4]+ + OH- = [Al(OH)3(OH2)3]0 + H2O.
Al(OH)3 являє собою об'ємистий драглистий осад білого кольору, практично нерозчинний у воді, але легко розчиняється в кислотах і сильних лугах. Він має, отже, амфотерний характер. Однак і основні й особливо кислотні його властивості виражені досить слабко. У надлишку NH4OH гідроксид алюмінію нерозчинний. Одна з форм дегідратованого гідроксида – алюмогель використовується в техніці як адсорбент.
При взаємодії із сильними лугами утворяться відповідні алюмінати:
NaOH + Al(OH)3 = Na[Al(OH)4].
Алюмінати найбільш активних одновалентних металів у воді добре розчинні, але через сильний гідроліз розчини їх стійкі лише при наявності достатнього надлишку лугу. Алюмінати, що утворюються більш слабшими основами, гідролізовані в розчині практично повністю і тому можуть бути отримані тільки сухим шляхом (плавкою Al2O3 з оксидами відповідних металів). Утворяться метаалюмінати, більшість з них у воді нерозчинні.
З кислотами Al(OH)3 утворює солі. Похідні більшості сильних кислот добре розчинні у воді, але досить значно гідролізовані, і тому розчини їх показують кислу реакцію. Ще сильніше гідролізовані розчинні солі алюмінію і слабких кислот. Унаслідок гідролізу сульфід, карбонат, ціанід і деякі інші солі алюмінію з водних розчинів одержати не вдається.
У водному середовищі аніон Al3+ безпосередньо оточений шістьма молекулами води. Такий гідратований іон трохи дисоціює за схемою:
[Al(OH2)6]3+ + H2O = [Al(OH)(OH2)5]2+ + OH3+.
Константа його дисоціації дорівнює 1∙10-5, тобто він є слабкою кислотою Октаедричне оточення Al3+ шістьма молекулами води зберігається й у кристалогідратах ряду солей алюмінію.
Алюмосилікати можна розглядати як силікати, у яких частина кремнійкисневих тетраедрів Si44- замінена на алюмокисневі тетраедри Al45-. З алюмосилікатів найбільш поширені польові шпати, на частку яких приходиться більш половини маси земної кори. Головні їхні представники – мінерали:
ортоклаз K2Al2Si6O16 чи K2O∙Al2O3∙6Si2;
альбіт Na2Al2Si6O16 чи Na2O∙Al2O3∙6Si2;
анортит CaAl2Si2O8 чи Ca∙Al2O3∙2Si2;
Дуже поширені мінерали групи слюд, наприклад мусковіт Kal2(AlSi3O10)(OH)2. Велике практичне значення має мінерал нефелін (Na,K)2[Al2Si2O8], що використовується для одержання глинозему і цементу. Це виробництво складається з наступних операцій: 
a) нефелін і вапняк спекають у трубчастих печах при 1200оС:
(Na,K)2[Al2Si2O8] + 2CaCO3 = 2CaSi3 + NaAl2 + KAl2 + 2CO2;
б) масу, що утворилася, вилужують водою - утвориться розчин алюмінатів натрію і калію і:
NaAl2 + KAl2 + 4H2O = Na[Al(OH)4] + K[Al(OH)4];
в) через розчин алюмінатів пропускають CO2:
Na[Al(OH)4] + K[Al(OH)4] + 2CO2 = NaHCO3 + KHCO3 + 2Al(OH)3;
г) нагріванням Al(OH)3 одержують глинозем:
2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O;
д) випарюванням маткового розчину виділяють соду і поташ, а раніше отриманий шлам йде на виробництво цементу.
При виробництві 1т Al2O3 одержують 1т содопродуктів і 7,5т цементу.
Деякі алюмосилікати мають пухку структуру і здатні до іонного обміну. Такі силікати – природні й особливо штучні – застосовуються для водозм’ягчення. Крім того, завдяки своїй сильно розвитий поверхні, вони використовуються як носії каталізаторів, тобто як матеріали, що просочуються каталізатором.
Галогеніди алюмінію в звичайних умовах – безбарвні кристалічні речовини. У ряді галогенідів алюмінію AlF3 сильно відрізняється по властивостях від своїх аналогів. Він тугоплавкий, мало розчиняється у воді, хімічно неактивний. Основний спосіб одержання AlF3 заснований на дії безводного HF на Al2O3 чи Al:
Al2O3 + 6HF = 2AlF3 + 3H2O.
Сполуки алюмінію з хлором, бромом і йодом легкоплавкі, дуже реакційноздатні і добре розчинні не тільки у воді, але й у багатьох органічних розчинниках. Взаємодія галогенідів алюмінію з водою супроводжується значним виділенням теплоти. У водному розчині усі вони сильно гідролізовані, але на відміну від типових кислотних галогенідів неметалів їхній гідроліз неповний і оборотний. AlCl3, AlBr3 і AlJ3 димлять у вологому повітрі (унаслідок гідролізу). Вони можуть бути отримані прямою взаємодією простих речовин.
Щільності пари AlCl3, AlBr3 і AlJ3 при порівняно невисоких температурах більш-менш точно відповідають подвоєним формулам – Al2Hal6. Просторова структура цих молекул відповідає двом тетраедрам із загальним ребром. Кожен атом алюмінію зв'язаний з чотирма атомами галогену, а кожний з центральних атомів галогену – з обома атомами алюмінію. З двох зв'язків центрального атома галогену одна є донорно-акцепторною, причому алюміній функціонує як акцептор.
З галогенідними солями ряду одновалентних металів галогеніди алюмінію утворять комплексні сполуки, головним чином типів M3[AlHal6] і M[AlHal4] (де Hal – хлор, чи бром иод). Схильність до реакцій приєднання взагалі сильно виражена в розглянутих галогенідів. Саме з цим зв'язане найважливіше технічне застосування AlCl3 як каталізатору (при переробці нафти і при органічних синтезах).
З фторалюмінатів найбільше застосування (для одержання Al, F2, емалей, скла й ін.) має кріоліт Na3[AlF6]. Промислове виробництво штучного кріоліту засновано на обробці гідроксида алюмінію плавиковою кислотою і содою:
2Al(OH)3 + 12HF + 3Na2CO3 = 2Na3[AlF6] + 3CO2 + 9H2O.
Хлоро-, бромо- і йодоалюмінати утворюються при сплавленні тригалогенідів алюмінію з галогенідами відповідних металів.
Хоч з воднем алюміній хімічно не взаємодіє, гідрид алюмінію можна одержати непрямим шляхом. Він являє собою білу аморфну масу складу (AlН3)n. Розкладається при нагріванні вище 105оС з виділенням водню.
При взаємодії AlН3 з основними гідридами в ефірному розчині утворяться гідроалюмінати:
LiН + Al3 = Li[AlН4].
Гідридоалюмінати – білі тверді речовини. Бурхливо розкладаються водою. Вони – сильні відновники. Застосовуються (особливо Li[AlН4]) в органічному синтезі.
Сульфат алюмінію Al2(SO4)3∙12H2O утворюється при дії гарячої сірчаної кислоти на оксид  алюмінію. Застосовується для очищення води, а також при готуванні деяких сортів папера.
Алюмокалійний галун KAl(SO4)2∙12H2O застосовуються у великих кількостях для дублення шкір, а також у фарбувальній справі як протрава для бавовняних тканин. В останньому випадку дія галуну заснована на тім, що утворяться внаслідок його гідролізу гідроксид алюмінію відкладається у волокнах тканини в дрібнодисперсному стані і, адсорбуючи барвник, міцно утримує його на волокні.
З інших похідних алюмінію варто згадати його ацетат Al(CH3COO)3, використовуваний при фарбуванні тканин і в медицині (примочки і компреси). Нітрат алюмінію легко розчинний у воді. Фосфат алюмінію нерозчинний у воді й оцтовій кислоті, але розчинний у сильних кислотах і лугах.
Незважаючи на наявність величезних кількостей алюмінію в бруньках, рослини, як правило, містять мало цього елемента. Ще значно менший його зміст у тваринних організмах. Біологічна роль алюмінію не з'ясована. Токсичністю сполуки його не володіють.
 
Реакції, проведені на практикумі
1. 2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2.
На пластинці алюмінію почав виділятися водень, поступово пластинка станула.
2. 2Al + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2.
Алюміній поступово розчиняється в розведеній кислоті. При кип'ятінні швидкість розчинення збільшується.
3. 2Al + 6CH3COOH = 2Al(CH3COO)3 + 3H2.
Алюміній поступово розчиняється в розведеній кислоті при кип'ятінні.
4. 4Al + 3O2 = 2Al2O3.
При згорянні алюміній перетворюється в білий порошок.
5. Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Al(OH)4].
Отриманий оксид алюмінію розчиняється в лузі.
 
6. 2Al + 3I2 = 2AlI3.
У ступку із сумішшю алюмінію і иода додали краплю води як каталізатор. Реакція пройшла швидко, виділилися пари иода фіолетового кольору.
7. 3CuCl2 + 2Al = 3Cu + 2AlCl3.
Розчин поступово став прозорим, на дно пробірки випав осад міді у вигляді бурих камінчиків.
8. Al2(SO4)3 + 6NH4OH = 2Al(OH)3 + 3(NH4)2SO4.
Утворився осад, схожий на білий рідкий кисіль.
9. Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4].
Осад розчинився в лузі.
10. 2Al(OH)3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 6H2O.
Осад розчинився в кислоті.
 
 СПИСОК ВИКОРИСТАНОЇ ЛІТЕРАТУРИ:
1. Романова Н.В. Загальна та неорганічна хімія. – Київ-Ірпінь. ВТФ “Перун”, 1998. – 480 с.
2. Ахметов Н.С. и др. Лабораторные и семинарские занятия по общей и неорганической химии. –  М.: Высшая школа, 2003. – 367 с.
3. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. –  М.: Высшая школа, 1998. – 743 с.
4. Некрасов Б.В. Основы общей  химии. В 3-х томах. – М.: Химия, 1969.
5. Глинка Н.Л. Общая химия. – М.: Химия, 1981.
 
ТЕМИ ІНДИВІДУАЛЬНИХ НАВЧАЛЬНО-ДОСЛІДНИХ ДОВГОСТРОКОВИХ РОБІТ.
 
1.Вивчення явища електролізу.
2.Виготовлення та дослідження гальванічних елементів.
3.Вивчення кислотно-лужних індикаторів на основі природних барвників, добутих із ягід.
4.Виготовлення адсорбційної колонки із крохмалю для рідинної хромотографії та роботи із нею. 
5.Виготовлення та дослідження роботи найпростіших акумуляторів. 
6.Розробка дослідів із діоксидом карбону, в яких його добувають із сильногазованої мінеральної води.
7.Дослідження росту кристалів з водних розчинів.
8.Кислотно-лужні індикатори із квіток.
9.Очищування аміачної селітри перекристалізацією.
10. Добування пластичного сульфуру та вивчення його властивостей.
11. Отримання плівок сульфіду свинцю із водних розчинів.
12. Добування кристалів твердих розчинів алюмінокалієвий галун-хромовокалієвий галун.
13. Розробка технології добування цинку та його сполук із батарейки типу А або АА.
14. Розробка технології добування сполук марганцю з батарейки типу А або АА.
15. Дослідження впливу температури на швидкість хімічних реакцій на прикладі реакції затверджування епоксидної смоли.
16. Вивчення процесу корозії заліза та сталі.
17. Добування Al(OH)3, AlO(OH) та Al2O3  із алюмінію за допомогою електролізу.
18. Добування магнетиту (Fe3O4) за допомогою електролізу.
19. Вивчення процесу епітаксії в системі KAl(SO4)4∙12H2O-KCr(SO4)2∙12H2O.
20. Вирощування водонерозчинних кристалів у гелях.
21. Розробка технології добування сполук германію із старих транзисторів.
22. Розробка технології добування NaOH з соди електролізом.
23. Вивчення катодного захисту від корозії. Інгібітори корозії (уротропін).
24. Вивчення технології регенерації розчинів FeCl3, які використовуються в промислових технологічних процесах виготовлення друкованих плат.
25. Виготовлення та вивчення властивостей газового акумулятора (аналогу паливного елементу).
 
 
РЕКОМЕНДОВАНА ЛІТЕРАТУРА:
1.Ахметов Н.С. Неорганическая химия. – М.: Химия, 1981.
2.Глинка Н.Л. Общая химия. – М.: Химия, 1981.
3.Григор’єва В.В. Загальна хімія. – К.: Вища школа, 1984.
4.Карапетьянц М.Х. Общая химия. – М.: Химия, 1981.
5.Некрасов Б.В. Основы общей  химии. В 3-х томах. – М.: Химия, 1969.
6.Романова Н.В. Загальна та неорганічна хімія. – К.: Вища школа, 1990.
7.Реми Г. Курс неорганической химии. В 2-х томах. – М.: Химия, 1981.
8.Середа А.С. та ін. Класифікація та номенклатура неорганічних сполук. –Черкаси: ЧДПІ, 1998. – 141 с.
9.Романова Н.В. Загальна та неорганічна хімія. Практикум. – К: Либідь, 2003. - 207 с.
10.Романова Н.В. Загальна та неорганічна хімія. Київ – Ірпінь. ВТФ “ Перун”, 1998. - 480 с.
11.Телегус В.С. та ін. Основи загальної хімії. Львів: “Світ”, 2000. – 424 с.
12.Степаненко О.В. и др. Загальна та неорганічна хімія. В 2-ох частинах.– К.: Педагогічна преса, 2000. – 784 с.
13.Ахметов Н.С. и др. Лабораторные и семинарские занятия по общей и неорганической химии. –  М.: Высшая школа, 2003. – 367 с.
14.Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. –  М.: Высшая школа, 1998. – 743 с.
15.Общая химия – Биофизическая химия – Химия биогенных элементов. – М.: Высшая школа, 2000. – 560 с.   
ПОЛОЖЕННЯ ПРО  МОДУЛЬНО-РЕЙТИНГОВУ СИСТЕМУ ОЦІНЮВАННЯ ЗНАНЬ І ВМІНЬ СТУДЕНТІВ  З КУРСУ 
"Хімія"
 
Дане Положення складене у відповідності з “Положенням про рейтингову систему оцінювання знань і вмінь студентів РДГУ”. Весь курс цієї дисципліни поділено на 2 модулі. Перший модуль включає перших п’ять тем програми: “Вступ. Атомно-молекулярне вчення. Основні хімічні поняття і закони. Періодичний закон і періодична система елементів Д.І. Менделєєва. Хімічний зв’язок. Швидкість хімічних реакцій. Хімічна рівновага. Енергетика і направленість хімічних реакцій.”. На вивчення цього модуля відводиться 10 годин лекцій, 12 годин лабораторних занять та 6 годин самостійної роботи.  До другого модуля входить чотири теми: “Класифікація і номенклатура неорганічних сполук. Вода. Розчини. Теорія електролітичної дисоціації. Комплексні сполуки. Окислювально-відновні реакції. Електродні потенціали. Електроліз.” На вивчення цього модуля відводиться 8 годин лекцій, 6 годин лабораторних занять та 12 годин самостійної роботи. Дана дисципліна має повне навчально-методичне забезпечення, яке подане, як у вигляді навчальних і методичних посібників (див. список літератури), так і на електронних носіях: тексти лекцій на CD ROM, тестова комплексна контрольна робота, методичні розробки занять з курсу. 
Об’єктами контролю за рейтинговою оцінкою дій студентів з дисципліни виступають: 
- систематичність відвідування лекцій, лабораторних занять, індивідуальних занять, контрольних робіт, консультацій тощо;
- якість та вчасність виконання завдань самостійної роботи, лабораторних робіт і контрольних робіт;
- активність, ініціативність та самостійність студента під час підготовки і проведення лабораторних занять, науково-дослідної роботи тощо.
У даній дисципліні кожний модуль включає обов’язкову й додаткову навчальну роботу. З кожного виду робіт визначаються оціночні бали. За невиконання певного виду обов’язкової навчальної роботи передбачаються штрафні санкції. Студент, який хоче набрати відповідну кількість балів, щоб вийти на підсумковий контроль, має можливість виконувати додаткові навчальні завдання. Спираючись на орієнтовну оцінку видів навчальної діяльності студентів з дисциплін кафедри в модульно-рейтинговій системі (Положення від 31.01.2001р. та Орієнтовні оцінки від 20.04.2004 р.) нами розроблена конкретна оцінка видів навчальної роботи з дисципліни. У таблиці №1 наведено оцінки як обов’язкові, так і додаткових видів навчальної роботи студентів при вивченні даної дисципліни.
 
Таблиця 2.
Критерії оцінки знань і вмінь студентів в національній, ECTS та рейтинговій системах оцінювання з дисципліни “ хімія”
 
Національна шкалаШкала РДГУРейтингова шкалаШкала ECTS
“5”90-100180 і більшеА
“4”75-89150 – 179ВС
“3”60-74120 – 149ДЕ
“2”40-5980 – 119FX
“1”1-390 – 79F
 
Перший змістовий модуль включає наступні види контролю: Контроль за відвідуванням лекційних і лабораторних занять; підготовленість і якість виконання кожної лабораторної роботи; підготовка звітів і захист 6-и лабораторних робіт; виконання контрольної роботи; отримання довгострокового навчально-дослідного індивідуального завдання і робота над ним; підготовка до екзамену.  Згідно визначеної нами оцінки обов’язкової навчальної діяльності студентів у рейтинговій системі за відвідування 2 годин лекцій дається 2 оціночних бали. Тобто в першому модулі за відвідування лекцій студент може набрати найбільше 10 балів. Аналогічно за відвідування лабораторних занять – максимально можна набрати 6 балів і ще 6 балів за якісну теоретичну підготовку до виконання лабораторних робіт. Активність і самостійність під час виконання лабораторної роботи дозволяють отримати 12 балів. Вчасність та якість підготовку звіту про лабораторну роботу оцінюється в 1 бал за одну роботу, тобто максимально можна набрати 6 балів. Вчасність та якість виконання і захисту лабораторної роботи, а також теоретична підготовленість з тем лабораторної роботи оцінюється 5 балами за одну роботу, тому тут можна набрати 30 балів. Вчасність та якість виконання контрольної роботи оцінюється максимально в 20 балів. Всього в першому модулі обов’язкова навчальна діяльність студентів може максимально бути оцінена в 90 балів. 
Другий модуль складається з двох частин – 0,5 змістового модуля і 0,5 залікового модуля. До другого модуля, як зазначено вище, крім лекційних (8 годин) і лабораторних (6 годин) занять входить реферативна робота, що максимально оцінюється в 20 балів. Тобто змістовна частина другого модуля, яка включає названі види контролю за обов’язковою самостійною роботою студентів, дозволяє їм максимально отримати 58 балів. Залікова частина другого модуля передбачає підсумкове комп’ютерне тестування з навчального курсу, де студент максимально може отримати 16 балів, та здачу і захист довгострокового навчально-дослідного індивідуального завдання, своєчасність і якість виконання якого максимально оцінюється в 36 балів. Тому, виконавши аналогічно розрахунки, за обов’язкову навчальну діяльність з ІІ модуля студент може набрати максимально 110 балів. У загальному при вивченні даної дисципліни за обов’язкову навчальну діяльність студент може набрати максимально 200 балів. Результати обліку всіх видів навчальної роботи в рейтинговій системі за кожний модуль викладач заносить у спеціальні робочі таблиці, форми яких з прикладами їх заповнення наведені нижче (Див. таблиці 3, 4). Після вивчення всіх модулів результати з робочих таблиць переносяться до зведеної таблиці загального обліку рейтингової оцінки знань і вмінь студентів з даної дисципліни. Її форма та зразок заповнення наведені нижче в таблиці 5. 
За результатами всіх набраних балів у рейтинговій шкалі з даної дисципліни кожному студентові групи виставляється оцінка за шкалою РДГУ, за чотирьохбальною національною шкалою і за шкалою ECTS (Див. табл. 2). Якщо студента влаштовує дана оцінка, то він екзамену не складає і ця оцінка виставляється у екзаменаційну відомість та залікову книжку. Якщо оцінка не влаштовує – то він здає екзамен у встановленому кафедрою порядку. Студенти, які не набрали відповідну кількість балів і отримали рейтингову оцінку “2”, при повному виконанні всіх обов’язкових видів навчальної роботи, можуть складати іспит і отримати тільки “задовільну” оцінку при успішному його складанні. Студенти, які ж не набрали відповідну кількість балів для отримання “задовільної” оцінки і не виконали всі види обов’язкової навчальної роботи до екзамену не допускаються. Іспит вони можуть складати лише після того, як виконають у повному об’ємі, визначеному викладачем, всі обов’язкові види навчальної роботи.
 
Таблиця 3
Облік рейтингової оцінки знань і вмінь студентів за модульною системою навчання з дисципліни
“ХІМІЯ”
Модуль І. Основні закони хімії. Хімічні сполуки.
Теми №№ 1 - 6; лекцій – 10 год; лаб. занять – 12 год; контроль –  контрольна робота, самостійна робота – 10 год.
2005/2006 н.р., семестр – І, курс – I, група – ФМ-11; ФІ-11; ФТ-11; ФХ-11, спеціальність – фізика з додатковими спеціальностями.
 
п/п
Пріз-вище та
ініціали
студен-та
групи ФМТ-11Обов’язкова           навчальна           роботаДодаткова роботаВсього балів за модульМісце за рейтингом
Заохочувальні РефератЕлек. вар. лекц.,реф.Наук.роботаІн. види робРазом
Лекції
(відвідування)Лабораторні
роботи
(відвідування та підготовленість)Виконання лабор. роботи (активність, самостійн., вчасність)Звіти та захист
лабораторних
робітКконтр. роботаІнд. довг..авдан.Разом
12345123456123456123456
1
 
 
 
Лектор:__________________ст. викладач Філоненко В.В.
 
Викладачі, які ведуть лабораторні заняття: ____________к.х.н., доцент Коротюк В.Ф.,________к.х.н., доцент Муха Б.І., _______________ст. викладач Філоненко В.В.
 
Таблиця 4.
Облік рейтингової оцінки знань і вмінь студентів за модульною системою навчання з дисципліни
“Хімія ”
Модуль ІІ. Періодична таблиця хімічних елементів. Історія. Сучасні погляди на періодичність.
Теми №№:7 - 11; лекцій – 8; лаб. роб. – 6; контроль –комплексна контрольна робота, самостійна робота – 18 год.
2005/2006н.р., семестр – І, курс – I, група – ФМ-11; ФІ-11; ФТ-11; ФХ-11, спеціальність – фізика з додатковими спеціальностями.
 
п/п
Прізвище,
ініціали
студентів
групи
ФМТ-11Обов’язкова           навчальна           роботаДодаткова роботаВсього балів за модульМісце за рейтингом
РефератиІнд авданняЕлек. вар. лекц.,реф.Наук.роботаІн. види робРазом
ЛекціїЛабора
торні
роботиВиконання лаб.роб (активн., самост., вчасність)Звіти та захист
лабораторних
робітРеферат тестЗахист  ІНДЗРазом
 
1
2
3
4123
1
 
3
 
3
 
1
2
3
 
 
1
 
 
 
Лектор:_______________________ ст. викладач Філоненко В.В.
Викладачі, які ведуть лабораторні заняття: __________к.х.н., доцент Коротюк В.Ф., _________к.х.н., доцент Муха Б.І.,
__________________ ст. викладач Філоненко В.В.
Таблиця 5.
Загальний облік рейтингової оцінки знань і вмінь студентів за модульної 
системи навчання з дисципліни 
“ХІМІЯ”.
Кількість годин за навчальним планом – 54, з них:  лекцій – 18, лабораторних робіт – 18, самостійних робіт – 18. Екзамен.
2005/2006 навчальний рік; форма навчання – денна; семестр – І, курс – I; група – ФМ-11; ФІ-11; ФТ-11; ФХ-11; спеціальність – “Педагогіка і методика середньої освіти. Фізика”.
 
№ з/пПрізвище та ініціали студентаКількість набраних балівВсього набрано балів в рейтин-говій шкаліОцінка за шкалою РДГУОцінка в націо-нальній шкаліОцінка за шкалою ECTSЕкзамен
модуль
Iмодуль
II
1
2
3
4
5
6
7
Середній бал
Лектор: _______________________ ст. викладач Філоненко В.В. 
Викладачі, які ведуть лабораторні заняття: ___________ доц. Коротюк В.Ф., к.х.н., __________доцент Муха Б.І.,
______________ст. викладач Філоненко В.В.
 
 
 
Навчальне видання
Робоча навчальна програма і система модульно-рейтингового оцінювання знань і вмінь студентів з дисципліни 
“ХІМІЯ ”
для спеціальності 
"Педагогіка і методика середньої освіти. Фізика"
 
Укладачі: проф. Віталій Іванович Тищук,
доц. Борис Іванович Муха,
ст. викладач Володимир Васильович Філоненко
 
Відповідальний редактор: проф. В.І.Тищук.
Технічний редактор: А.С. Багель.
Комп’ютерна верстка: Т.С. Гладун.
 
 
Підписано до друку 24.09.2004 р.
Формат 60х84 1/16. Папір друкарський.
Умов. друк. арк. 2.24
Тираж 100 примірників. Замовлення № 156
 
Набір здійснено в науково-дослідній лабораторії 
Інноваційних дидактичних засобів навчання 
при кафедрі методики викладання фізики і хімії 
Рівненського державного гуманітарного університету
2,31,32,1,4,29,30,3,6,27,28,5,8,25,26,7,10,23,24,9,12,21,22,11,14,19,20,13,16,17,18,15
Редакційно-видавничий відділ
Рівненського державного гуманітарного університету,
33028, м. Рівне, вул. Бандери, 12. тел. 26-48-83.
Фото Капча