Критерії

оцінювання знань студентів при виконанні

Модульної контрольної роботи № 2

Білет модульної контрольної роботи складається з трьох питань.

Запитання №1 – теоретичне, за темою модуля. Відповідь оцінюється за чотирибальною шкалою (від 0 до 4 балів) в залежності від повноти і якості виконання, проілюстрованості відповіді рівняннями та формулами.

Запитання №2 – окисно-відновна реакція, яку треба урівняти методом електронного балансу. Оцінюються за чотирибальною шкалою (від 0 до 4 балів) в залежності від повноти виконання.

Запитання №3 – аналіз комплексних сполук. Оцінюються за чотирибальною шкалою (від 0 до 4 балів) в залежності від повноти виконання.

Оцінки за відповіді на всі три запитання складаються, сума округляється з точністю до 0,5 бала.

Оцінка "5" виставляється студенту, який отримав сумарний бал від 10,5 до 12;

Оцінка "4" виставляється студенту, який отримав сумарний бал від 8 до 10;

Оцінка "3" виставляється студенту, який отримав сумарний бал від 5 до 7,5;

Оцінка "2" виставляється студенту, який отримав сумарний бал від 0 до 4,5.

Змістовий модуль № 3

Номер теми	Тема та анотація		Рекомендована література
3.1		Хімія s-елементів Загальна характеристика s–елементів. Водень, його значення як найпоширенішого елемента Всесвіту. Фізичні, хімічні властивості. Основні способи добування водню. Лужні та лужноземельні метали. Натрій, Калій, Магній і Кальцій як важливі елементи ґрунту та біологічно активні елементи. Атомні характеристики, поширеність, фізичні та хімічні властивості. Калійні добрива, їх основні форми. Твердість води та способи її усунення.	[1] C. 193-207 [2] C. 561-568, 607- 619 [3] C. 165-170 [4] C. 287-307 [5] C. 38-44
3.2		Хімія р-елементів VА групи Значення Нітрогену і Фосфору як біогенних елементів, їх кругообіг у природі. Хімія нітрогену, його реакції з типовими елементами. Амоніак, фізичні, хімічні властивості. нітратна кислота, її солі, азотні добрива. Хімія Фосфору. Оксиди фосфору (III) та (V). Фосфорні кислоти, фосфати. Фосфорні добрива, виробництво, різновидність та властивості.	1] C. 304-400 [2] C. 383-409 [3] C. 171-211 [4] C. 246-259 [5] C. 46-52
3.3		Хімія p–елементів VІА групи Роль халькогенів у природі. Хімія Оксигену. Реакції добування. Взаємодія кисню з типовими елементами та їх сполуками. Гідроген пероксид. Хімія Сульфуру та його основних сполук. Гідроген сульфід, оксиди сульфуру, сульфатна кислота, сульфати. Використання сполук Сульфуру для виробництва сільськогосподарських препаратів.	[1] C. 304-400 [2] C. 351-519 [3] C. 171-211 [4] C. 259-270 [5] C. 54-59
3.4		Хімія р-елементів VІІА групи (галогени) Роль галогенів в живих організмах. Особливості електронної будови атомів галогенів. Хімія Хлору. Взаємодія Хлору з металами і неметалами. Хлороводень і хлоридна кислота. Оксиди та кисневі кислоти Хлору. Застосування хлору в сільському господарстві. Особливості хімії Брому і Йоду. Йод як мікроелемент.	[1] C. 304-400 [2] C. 351-519 [3] C. 171-211 [4] C. 270-282
3.5		Хімія d-елементів на прикладі перехідних біогенних металів Загальна характеристика d–елементів та їх сполук за положенням в періодичній системі. Основні сполуки та типові хімічні властивості металів-мікроелементів (Fe, Mn, Co, Ni, Cu, Zn, Mo). Типові мікродобрива та екологічна небезпека використання надлишку марганцю, кобальту, нікелю, купруму, цинку, молібдену.	[1] C. 405-443 [2] C. 625-645 [3] C. 211-218 [4] C. 308-327 [5] C. 61-68

До третього модуля включені такі лабораторні роботи:

1. Хімія s-елементів

2. Хімія р-елементів. Хімічні властивості сполук Нітрогену та Фосфору.

3. Хімія р-елементів. Хімічні властивості сполук Оксигену та Сульфуру.

4. Хімія р-елементів. Хімічні властивості сполук Хлору.

5. Хімія d-елементів. Хімічні властивості сполук Мангану, Феруму, Цинку та Купруму.

Література:

1.	Хомченко Г.И., Цитович И.К. Неорганическая химия. М.: Высшая школа, 1987. 464 с.
2.	Глинка Н.Л. Общая химия. Л.: Химия, 1988. 720 с.
3.	Князев А.А., Смаргин С.Н. Неорганическая химия: – М.: Высшая школа, 1990.
4	Буря О.І., Чигвінцева О.П. Біонеорганічна хімія. Дніпропетровськ: Пороги, 2005. – 360 с.
5.	Чигвінцева О.П., Голов’ятинська В.В. Неорганічна хімія. Практикум. Дніпропетровськ, 2011. – 80 с.

Перелік питань до модульної контрольної роботи № 3

1.	Водень, його значення як найпоширенішого елемента Всесвіту. Основні способи добування водню. Його фізичні та хімічні властивості.
2.	Основні способи добування та хімічні властивості сполук Натрію і Калію.
3.	Основні способи добування та хімічні властивості сполук Кальцію та Магнію.
4.	Значення Нітрогену і Фосфору як біогенних елементів, їх кругообіг у природі. Хімія Нітрогену, його реакції з типовими елементами.
5.	Амоніак: фізичні та хімічні властивості. Нітратна кислота, її солі. Азотні добрива.
6.	Хімія Фосфору. Оксиди фосфору (III) та (V). Фосфорні кислоти, фосфати. Фосфорні добрива: виробництво, різновиди та властивості.
7.	Хімія Сульфуру та його основних сполук. Сульфідна кислота та її солі.
8.	Оксиди Сульфуру. Сульфітна і Сульфатна кислоти, їх солі. Використання сполук сірки для виробництва сільськогосподарських препаратів.
9.	Хімія Хлору. Взаємодія Хлору з типовими елементами. Гідроген хлорид та хлоридна кислота.
10.	Особливості хімії Брому і Йоду. Йод як мікроелемент.
11.	Хімія Оксигену. Реакції добування. Взаємодія кисню з типовими елементами та їх сполуками. Гідроген пероксид.
12.	Оксиди та оксигенвмісні кислоти Хлору.
13.	Способи отримання та хімічні властивості сполук Мангану.
14.	Способи отримання та хімічні властивості сполук Купруму.
15.	Способи отримання та хімічні властивості сполук Цинку.
16.	Способи отримання та хімічні властивості сполук Феруму.
17.	Запишіть рівняння реакцій, що відповідають ланцюжку перетворень:
	амоніак  нітроген (ІІ) оксид  нітроген (ІV) оксид  нітратна кислота;
	залізо  ферум (ІІ) хлорид  ферум (ІІ) гідроксид  ферум (ІІІ) гідроксид;
	цинк  цинк хлорид  цинк гідроксид  натрій цинкат;
	азот  літій нітрид  амоніак  азот;
	фосфор  фосфор (V) оксид  ортофосфатна кислота  кальцій дигідрогенфосфат;
	мідь  купрум (ІІ) нітрат  купрум (ІІ) гідроксид  купрум оксид;
	фосфор  цинк фосфід  фосфін  фосфор (V) оксид.

Приклад варіанту модульної контрольної роботи № 3:

1. Водень, його значення як найпоширенішого елемента Всесвіту. Основні способи добування водню. Його фізичні та хімічні властивості. (до 5 балів)

2. Способи отримання та хімічні властивості сполук Цинку. (до 5 балів)

3. Запишіть рівняння реакцій, що відповідають ланцюжку перетворень: залізо  ферум (ІІ) хлорид  ферум (ІІ) гідроксид  ферум (ІІІ) гідроксид (до 2 балів).

Зразок відповідей на запитання контрольної модульної роботи

1. Гідроген належить до найпоширеніших елементів у природі. У вільному стані він зустрічається в незначних кількостях, головним чином, у верхніх шарах атмосфери, тому що густина вільного водню у 14,5 разів менша, ніж густина повітря. Вільний водень виділяється при виверженні вулканів, з бурових свердловин та при розкладанні бактеріями органічних речовин в умовах нестачі повітря.

Лабораторні способи одержання водню полягають у витісненні його із води або розведених кислот, що не виявляють окисних властивостей.

1. Дією розведених кислот на метали:

Fe + H₂SO₄ → FeSO₄ + H₂↑

Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑

2Al + 3H₂SO₄ → Al₂(SO₄)₃ + 3H₂↑

З кислот можуть витісняти водень лише ті метали, які в ряду активності займають місця ліворуч від Гідрогену. Причому чим лівіше знаходиться метал в ряду, тим він більш активний. Так лужні і лужноземельні метали дуже активні, при їх взаємодії з кислотами спостерігається вибух. Тому при одержанні водню в лабораторних умовах користуються металами середньої активності – цинком або залізом.

2. Взаємодією лужних і лужноземельних металів з водою:

2K + 2H₂O → 2KOH + H₂↑

Ca + 2H₂O → Ca(OH)₂ + H₂↑

3. У промисловості для добування водню використовують природні та нафтозаводські гази, складовою частиною яких є метан. Природний газ змішують з киснем у кількості, яка недостатня для повного окиснення метану, і проводять реакцію при 850 - 900С у присутності каталізатора (Ni + Al₂O₃):

2CH₄ + O₂ → 2CO↑ + 4H₂↑ + 71,4 кДж.

Молекулярний Гідроген може виявляти відновні властивості по відношенню до окисників неметалічного походження, а також по відношенню до окиснених форм металів.

При звичайних умовах Гідроген малоактивний завдяки стійкості молекул Н₂ і безпосередньо взаємодіє лише з фтором: H₂ + F₂  2HF, а під дією світла відбувається ланцюгова реакція з хлором: H₂ + Cl₂  2HCl.

У суміші з киснем водень горить голубим полум’ям з виділенням великої кількості тепла:

2H₂ + O₂ → 2H₂O + 575.4 кДж.

Відновна здатність водню використовується у металургії для одержання деяких високочистих металів з їх оксидів:

Ag₂O + H₂ → 2Ag + H₂O;

CuO + H₂ → Cu + H₂O;

MoO₃ + 3H₂ → Mo + 3H₂O.

У реакціях з активними металами (лужні, лужно-земельні) водень утворює гідриди. У цих реакціях атом водню приєднує електрон, перетворюючись у негативно заряджений іон з оболонкою інертного газу гелію:

2Na + H₂ → 2NaH

Гідриди – солеподібні, тверді, кристалічні речовини з іонним зв’язком. Вони виявляють дуже сильні відновні властивості і легко розкладаються водою, кислотами та взаємодіють з іншими різними окисниками:

CaH₂ + 2H₂O → Ca(OH)₂ + 2H₂

До найважливіших оксидів Гідрогену відноситься вода. Організми тварин і рослин містять від 50 до 90 % (макс.) води. Вода потрібна рослинам протягом усього їх життя. Починаючи з проростання насіння вода обумовлює важливі біохімічні процеси. Встановлено, що хлібні злаки витрачають до

300 кг води на 1 кг сухої рослинної маси. Для отримання високого урожаю необхідно в достатку забезпечити культурну рослину вологою. Частково це досягнення агротехнічними прийомами; після прибирання хлібів лущать стерню, прагнучи “закрити” вологу, тобто припинити сильний випар води з грунту. У областях, що відрізняються недостатнім зволоженням, багато уваги приділяється зрошуванню, що дозволяє істотно підвищити урожай сільськогосподарських культур. Взагалі гідромеліоративні роботи завжди пов’язані з підвищенням врожайності сільськогосподарських культур і освоєнням нових земель.

Окрім води Гідроген утворює з Оксигеном ще одну сполуку – гідроген пероксид Н₂О₂. Він застосовується головним чином завдяки його сильній окисній дії. У агрономічних і грунтових лабораторіях гідроген пероксид використовують для озолення (спалювання) зразків грунту або рослинного матеріалу.

2. Цинк відноситься до II B групи періодичної системи елементів Д.І. Менделєєва. На зовнішньому енергетичному рівні його атома знаходиться 2s-електрони. Електронна конфігурація передзовнішнього енергетичного рівня s²p⁶d¹⁰ стабільна, і електрони цього рівня не беруть участі в утворенні хімічних зв'язків. У атома цього елемента у нормальному стані відсутні непарні електрони. Збудження атомів переводить один s-електрон на p-підрівень; при цьому електронна конфігурація зовнішнього енергетичного рівня переходить в s¹p¹ і стає здатним до утворення двох хімічних зв'язків. Цинк утворює сполуки виключно з ступенем окиснення +2.

Стійкість цинку на повітрі і у воді пояснюється захисною плівкою (ZnOH)₂CO₃ на його поверхні. У розчинах лугів плівка розчиняється, що дозволяє цинку вступати в реакцію з водою до повного розчинення металу.

Цинк доволі активний метал, він утворює сполуки майже з усіма неметалами. Так, наприклад, галогеніди цинку одержують шляхом прямої взаємодії елементів:

Zn + Cl₂ → ZnCl₂

або розчиненням металічного цинку, оксиду та сульфіду у відповідних кислотах:

Zn + 2НCl → ZnCl₂ + Н₂↑

ZnО + 2НCl → ZnCl₂ + Н₂О

ZnS + 2НCl → ZnCl₂ + Н₂S↑

З сіркою цинк утворює нерозчинний у воді сульфід ZnS:

Zn + S → ZnS

При нагріванні цинкового пилу (600С) в атмосфері амоніаку утворюється нітрид цинку:

3Zn + 2NH₃ → Zn₃N₂ + 3H₂↑,

А з ацетиленом – карбід цинку:

Zn + С₂Н₂ → ZnС₂ + Н₂↑.

Цинк – сильний відновник, здатний заміщувати метали (Mn, Fe, Ni, Cu, Cd) у їх солях. Виділення кадмію із розчинів за допомогою цинкового пилу (цементація) є головним промисловим методом його добування:

CdSO₄ + Zn → ZnSO₄ + Cd

Цинк легко витісняє водень з розведених кислот-неокисників:

Zn + 2HBr → ZnBr₂ + H₂↑

При взаємодії з розведеною нітратною кислотою цинк утворює нітроген (І) оксид або амонійну сіль:

Zn + 10HNO₃  4Zn(NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O;

4Zn + 10HNO₃  4Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O.

Солі оксигеновмісних кислот цинку – нітрати, сульфати, хлорати – розчинні у воді, а карбонати, фосфати, силікати – у воді малорозчинні.

При нагріванні з киснем цинк утворює амфотерний оксид ZnO – гексагональні кристали білого кольору, практично нерозчинні у воді. Виявляючи амфотерні властивості він реагує як з кислотами, так і з лугами:

ZnО + 2HCl  ZnCl₂ + H₂O

ZnO + 2NaOH + H₂O  Na₂[Zn(OH)₄].

Цинк гідроксид Zn(OH)₂ випадає у вигляді білого осаду при дії лугів на розчини солей цинку:

ZnSO₄ + 2NaOH  Zn(OH)₂ + Na₂SO₄.

Цинк гідроксид – амфотерна сполука, він легко розчиняється в кислотах з утворенням солей цинку:

Zn(OH)₂ + 2HCl  ZnCl₂ + 2H₂O

і в надлишку лугів з утворенням цинкатів:

Zn(OH)₂ + 2NaOH  Na₂ZnO₂ + 2H₂O.

Цинк – один із сільськогосподарських мікроелементів: при нестачі його у ґрунті у рослин порушується обмін вуглеводів, може понизитись вміст хлорофілу. Як складова частина ферментів вуглеводного обміну Цинк активує їх і сприяє підвищенню інтенсивності фотосинтезу. Із солей цинку найбільше практичне застосування у сільському господарстві має цинковий купорос ZnSO₄  7H₂O, який використовують як мікродобриво.

3. Залізо  ферум (ІІ) хлорид  ферум (ІІ) гідроксид  ферум (ІІІ) гідроксид

Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂↑

FeCl₂ + 2KOH → Fe(OH)₂ + 2KCl

Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O → 4 Fe(OH)₃.