extracted_text:
Факультативный курс "Уроки докторов Здоровья" Составители Беркутова ГИ, Пантелеева
ТИ, Ракитянская ЕБ, Однокозова НА.
I.
II. Пояснительная записка
Здоровье   человека   —   тема   достаточно   актуальная   для   всех   времен   и
народов,   а   в  XXI  веке   она   становится   первостепенной.   Состояние   здоровья
российских школьников вызывает серьезную тревогу специалистов. Наглядным
показателем   неблагополучия   является
  здоровье   школьников
  то,   что
ухудшается по сравнению с их сверстниками  двадцать или тридцать лет назад.
При   этом   наиболее   значительное   увеличение   частоты   всех   классов   болезней
происходит в возрастные периоды, совпадающие с получением общего среднего
образования.
По   данным   Института   возрастной   физиологии   РАО,   школьная
образовательная   среда   порождает  факторы   риска   нарушений     здоровья,   с
действием которых связано 40 % негативных влияний, ухудшающих здоровье
детей школьного возраста. Исследования ИВФ РАО позволяют проранжировать
школьные   факторы   риска  по   убыванию   значимости   и   силы   влияния   на
здоровье учащихся:
 стрессовая педагогическая тактика;
   несоответствие   методик   и   технологий   обучения   возрастным   и
функциональным возможностям школьников;
   несоблюдение   элементарных   физиологических   и   гигиенических
требований к организации учебного процесса;
 недостаточная грамотность родителей в вопросах сохранения здоровья
детей;
 провалы в существующей системе физического воспитания;
 интенсификация учебного процесса;
   функциональная   неграмотность   педагога   в   вопросах   охраны   и
укрепления здоровья;  частичное разрушение служб школьного медицинского контроля;
 отсутствие системной работы по формированию ценностей здоровья и
здорового образа жизни.
Таким   образом,   традиционная   организация   образовательного   процесса
создает у школьников постоянные стрессовые перегрузки, которые приводят к
поломке механизмов саморегуляции физиологических функций и способствуют
развитию   хронических   болезней.   В   результате   существующая   система
школьного образования имеет здоровьезатратный характер.
Многие   педагоги   считают,   что   сохранением   и   укреплением   здоровья
учащихся   в   школе   должны   заниматься   администраторы   и   специально
подготовленные   профессионалы.   Однако   анализ   школьных   факторов   риска
показывает, что большинство проблем здоровья учащихся создается и решается
в   ходе   ежедневной   практической   работы   учителей,   т.е.   связано   с   их
профессиональной деятельностью. Поэтому учителю необходимо найти резервы
собственной деятельности в сохранении и укреплении здоровья учащихся.
Урок   остается   основной   организационной   формой   образовательного
процесса, которая непосредственно зависит от учителя. Выявление критериев
здоровьесберегающего   потенциала   школьного   урока   и   построение   урока   на
здоровьесберегающей   основе   является   важнейшим   условием   преодоления
здоровьезатратного характера школьного образования.
По   мнению   специалистовмедиков,   возраст   от   одного   года   до   15   лет
гораздо важнее для сохранения будущего здоровья, чем от 15 лет до 60.
Как помочь школьнику, как сделать так, чтобы он начал жить активной,
интересной и полноценной жизнью? Как сделать так, чтобы учение в школе
вызывало прилив энергии, а обучение было в радость, развивало рефлексивные
умения   учащихся?   Именно   в   решении   этих   вопросов   и   заключается
актуальность программы «Планета Здоровья».
III. Цель и задачи программы Цель   данного   курса:  обеспечить   возможность   сохранения   здоровья
детей в период обучения в школе; научить детей быть здоровыми душой и
телом,   стремиться   творить   своё   здоровье,   применяя   знания   и   умения   в
согласии с законами природы, законами бытия.
Задачи:
 сформировать   у   детей   необходимые   знания,   умения   и   навыки   по
здоровому образу жизни;
 формировать   у   детей   мотивационную   сферу   гигиенического
поведения, безопасной жизни, физического воспитания;
 обеспечить физическое и психическое саморазвитие;
 научить использовать полученные знания в повседневной жизни;
 добиться   потребности   выполнения   элементарных   правил
здоровьесбережения.
 Особенности программы
IV.
 Данная  программа строится на принципах:
 Научности;  в  основе  которых  содержится  анализ  статистических
медицинских исследований по состоянию здоровья школьников.
 Доступности;   которых   определяет   содержание   курса   в
соответствии   с   возрастными   особенностями   младших
школьников.
 Системности;
  определяющий   взаимосвязь   и   целостность
содержания, форм и принципов предлагаемого курса.
При этом необходимо выделить практическую направленность курса.
Содержание занятий направлено  на развитие у учащихся негативного
отношения к вредным привычкам, на воспитание силы воли, обретение друзей
и организацию досуга.
 Обеспечение мотивации
       Быть здоровым – значит быть счастливым и успешным в будущей
взрослой жизни. Занятия  носят  научнообразовательный характер.
Основные виды деятельности учащихся:
 навыки дискуссионного общения;
 опыты;
 игра.
Режим проведения занятий:
1й год обучения  1час в неделю, 4 часа в месяц.
2й год обучения  1 час в неделю, 4 часа в месяц.
3й год обучения  1час в неделю, 4часа в месяц.
4й год обучения  1час в неделю, 4 часа в месяц.
Изучение программного материала начинается с 1 класса на доступном
младшим   школьникам   уровне,   преимущественно   в   виде   учебных   игр   и   в
процессе практической деятельности. Кроме того, каждый отдельный раздел
курса включает в себя дополнительные виды деятельности:
 чтение стихов, сказок, рассказов;
 постановка драматических сценок, спектаклей;
 прослушивание песен и стихов;
 разучивание и исполнение песен;
 организация подвижных игр;
 проведение опытов;
 выполнение   физических   упражнений,   упражнений   на   релаксацию,
концентрацию внимания, развитие воображения;
Организация учебных занятий предполагает, что любое   занятие   для
детей   должно   стать   уроком   радости,   открывающим   каждому   ребёнку   его
собственную индивидуальность и резервные возможности организма, которые
обеспечивают повышение уровней работоспособности и адаптивности. Он   не   должен   быть   уроком   «заучивания»,   на   котором   вместо
достижения   оздоровительного   эффекта   создаётся   только   дополнительная
  Каждое   занятие   должно   стать   настоящим   уроком
нагрузка.
«здравотворчества».
V. Место курса в учебном плане
        Программа рассчитана на 4 года, 135 часов. В 1 классе – 33 часа, 2
4 классы по 34 часа Занятия проводятся 1 раз в неделю по 35 минут (в 1
классе), по 45 минут в 2  4 классах. Программа рассчитана на детей 710 лет,
реализуется за 4 года.  Количество учащихся составляет 1520 человек.
VI. Ожидаемые результаты
В результате усвоения программы  учащиеся должны уметь:
 выполнять санитарногигиенические требования: соблюдать личную
гигиену и осуществлять гигиенические процедуры в течение дня;
 осуществлять активную оздоровительную деятельность;
 формировать своё здоровье.
Учащиеся должны знать:
 факторы, влияющие на здоровье человека;
 причины некоторых заболеваний;
 причины возникновения травм и правила оказания первой помощи;
 виды   закаливания   (пребывание   на   свежем   воздухе,   обливание,
обтирание,   солнечные   ванны)   и   правила   закаливания   организма;
влияние   закаливания   на   физическое   состояние   и   укрепление
здоровья человека;
 о   пользе   физических   упражнений   для   гармоничного   развития
человека;  основные   формы   физических   занятий   и   виды   физических
упражнений.
VII. Тематическое планирование. Содержание программы
1 год обучения    (33 часа)
Тема занятия
Советы доктора Воды.
Друзья Вода и Мыло.
Глаза – главные помощники человека.
Подвижные игры
Чтобы уши слышали.
Почему болят зубы.
Чтобы зубы были здоровыми.
Как сохранить улыбку красивой.
Подвижные игры
«Рабочие инструменты» человека.
Зачем человеку кожа
Надёжная защита организма
Если кожа повреждена
Подвижные игры
Питание – необходимое условие для жизни
человека
Здоровая пища для всей семьи
Сон – лучшее лекарство
Какое настроение?
Я пришёл из школы
Подвижные игры
№
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
2122 Я  ученик
2324
25
26
27
28
29
3031 Подвижные игры
3233 Обобщающие уроки «Доктора природы»
Вредные привычки
Подвижные игры
Скелет – наша опора
Осанка – стройная спина
Если хочешь быть здоров
Правила безопасности на воде
Колво часов
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
2
2
1
1
1
1
1
2
2 Содержание занятий.
Тема 1. Советы доктора Воды. (1час)
Вступительное   слово   учителя.   Солнце,   воздух   и   вода   –   наши   лучшие
друзья.   Заучивание   слов.   Беседа   по   стихотворению   «Мойдодыр».
Оздоровительная   минутка.   Советы   доктора   Воды.   Игра   «Доскажи
словечко».
Тема 2. Друзья Вода и мыло. (1час)
Повторение правил доктора Воды. Сказка о микробах. Заучивание слов.
Оздоровительная минутка. Игра «Наоборот». Творческая работа.
Тема 3. Глаза – главные помощники человека. (1час)
Беседа об органах зрения. Заучивание слов. Опыт со светом. Гимнастика
для   глаз.   Игра   «Полезно   –   вредно».   Правила   бережного   отношения   к
зрению.
Тема 4. Подвижные игры. (1час)
Знакомство с доктором Свежий Воздух. Игры на свежем воздухе. «Мяч в
воздухе», «Попрыгунчики», Раз, два, трибеги!»
Тема 5. Чтобы уши слышали. (1час)
Разыгрывание   ситуации.   Проведение   опытов.   Оздоровительная   минутка.
Правил сохранения слуха.
Тема 6. Почему болят зубы. (1час)
Игра   «Угадайка!»   Рассказ   учителя.   Анализ   ситуации.     Знакомство   с
доктором   Здоровые   Зубы.   Упражнение   «Держи   осанку».   Творческое
рисование.
Тема 7. Чтобы зубы были здоровыми. (1час)
Беседа. Знакомство с доктором Здоровая Пища. Упражнение «Спрятанный
сахар».   Оздоровительная   минутка.   Зачем   человеку   зубная   щётка?
Практическая работа. Разучивание стихотворение. Тест.
Тема 8. Как сохранить улыбку красивой? (1час) Психологический тренинг «Сотвори солнце в себе». Встреча с доктором
Здоровые   Зубы.   Практические   занятия.   Оздоровительная   минутка.
Памятка «Как сохранить зубы». Творческая работа.
Тема 9. «Рабочие инструменты» человека. (1час)
Разгадывание   загадок.
  Работа   с   пословицами   и   поговорками.
Оздоровительная   минутка.   Играсоревнование   «Кто   больше?»   Памятка
«Это полезно знать». Практическая работа.
Тема 10. Подвижные игры. (1час)
Разучивание игр «Медвежья охота», «Совушка», «Не пропусти мяч».
Тема 11. Зачем человеку кожа. (1час)
Игра «Угадайка». Встреча с доктором Здоровая Кожа. Проведение опытов.
Рассказ учителя. Оздоровительная минутка «Солнышко». Правила ухода за
кожей.
Тема 12. Надёжная защита организма. (1час)
     Беседа об органах чувств. Рассказ учителя. Практическая работа.
Оздоровительная минутка. Работа по таблице «Строение кожи».
Моделирование схемы. Тест.
      Тема 13. Если кожа повреждена. (1час)
Рассказ   учителя   о   повреждениях   кожи.   Игра   «Можно   или   нельзя».
Оздоровительная   минутка   «Этюд   души».   Практическая   работа   в   парах
«Как оказать первую помощь?»
Тема 14. Подвижные игры. (1час)
Разучивание   игр   «Круговые   салки»,   эстафеты   со   скакалками,   «Весёлая
эстафета», «Поезд».
Тема 15. Питание – необходимое условие для жизни человека. (1час)
Повторение   правил   здоровья.   Заучивание   слов.   Встреча   с   доктором
Здоровая   Пища.   Упражнение   для   осанки   «Гора».   Работа   по   таблице
«Органы пищеварения». Игра «Продолжи сказку». Тема 16. Здоровая пища для всей семьи. (1час)
Советы   доктора   Здоровая   Пища.   Анализ   ситуации.   Игра   «Угадайка».
Проведение   опыта.   Оздоровительная   минутка.   Игра   «Что   разрушает
здоровье, что укрепляет?». Золотые правила питания.
Тема 17. Сон – лучшее лекарство. (1час)
Игры «Можно  нельзя», «Юный кулинар». Повторение правил здоровья
Анализ   ситуации.   Оздоровительная   минутка   «Хождение   по   камушкам»,
Игра по гигиене сна «Плохо – хорошо».
Тема 18. Как настроение? (1час)
Встреча   с   доктором   Любовь.   Оздоровительная   минутка.   Упражнение
«Азбука волшебных слов. Тест.
Тема 19. Я пришёл из школы. (1час)
Беседа.   Анализ   и   разыгрывание   ситуации.   Упражнение   «Любишь   –   не
любишь»,   Рассказ   учителя.   Оздоровительная   минутка.   Работа   с
пословицами. Игра «Закончи рассказ».
Тема 20. Подвижные игры по выбору детей. (1час)
Тема 2122. Я – ученик. (2 часа)
 Оздоровительная минутка «Упражнения животных». Игра «Знаешь ли ты
правила?»   Творческая   работа   «Придумай   правила».   Анализ   ситуаций.
Чтение и работа по содержанию рассказов М.Кунина «Федя на перемене»,
«В гардеробе», «В столовой».
Тема 2324. Вредные привычки. (2 часа)
Беседа   «Это   красивый   человек».   Игра   «Да      нет».   Оздоровительная
минутка  «Деревце».   Анализ   ситуации.   Слово   учителя.   Заучивание   слов.
Это нужно запомнить! Практическая работа в парах.
Тема 25. Подвижные игры. (1час)
Разучивание игр «Золотое зёрнышко», «Не зевай!», «Западня».
Тема 26. Скелет – наша опора. (1час) Рассказ   учителя.   Практическая   работа.   Оздоровительная   минутка
«Самомассаж ушей». Это интересно. Правила первой помощи.
Тема 27. Осанка – стройная спина! (1час)
Встреча с доктором Стройная Осанка. Это интересно! Оздоровительная
минутка. Работа по таблице. Правила для поддержания правильной осанки.
Практические упражнения.
Тема 28. Если хочешь быть здоров. (1час)
Сказка   о   микробах.   Правила   закаливания.   Оздоровительная   минутка.
Практическая работа. Творческая работа. Это интересно! Тест «Здоровый
человек – это…»
Тема 29. Правила безопасности на воде. (1час)
Рассказ учителя. Знакомство с правилами поведения на воде. Работа по
таблицам «Учись плавать». Имитация движений пловца.
Тема 3031. Подвижные игры. Весёлые старты. (2 часа)
     Тема 3233 Обобщающие занятия «Доктора здоровья». (2часа)
Встреча   с   докторами   здоровья.   Играрассуждение   «Здоровый   человек
это…»,   Оздоровительная   минутка.   Игра   «Хорошоплохо».   Повторение
правил   здоровья.   Памятка   Здоровичков.   Анализ   ситуаций.   Подвижные
игры на воздухе.
2    год  обучения     (34часа)
№
Тема занятия
1
2
3
4
5
6
7
8
9
Причина болезни
Признаки болезни
Как здоровье?
Как организм помогает себе сам
Здоровый образ жизни
Какие врачи нас лечат
Инфекционные болезни
Прививки от болезней
Какие лекарства мы выбираем
Количество
часов
1
1
1
1
1
1
1
1
1 10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31
32
33
34
Домашняя аптека
Отравление лекарствами
Пищевые отравления
Если солнечно и жарко
Если на улице дождь и гроза
Опасность в нашем доме
Как вести себя на улице
Вода  наш друг
Как уберечься от мороза
Чтобы огонь не причинил вреда
Чем опасен электрический ток
Травмы
Укусы насекомых
Что мы знаем про собак и кошек
Отравление ядовитыми веществами
Отравление угарным газом
Как помочь себе при тепловом ударе
Растяжение связок и вывих костей
Переломы
Если ты ушибся или порезался
Если в глаз, ухо, нос или горло попало
постороннее тело
Укус змеи
Расти здоровым
Воспитай себя
Я выбираю движение
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
                                            Содержание программы.
Тема 1. Причины болезни. (1час)
Слово учителя. Повторение девиза «Уроков здоровья». Анализ
стихотворения. Оздоровительная минутка. Повторение мудрых слов.
Тема 2. Признаки болезни. (1час)
Анализ ситуации в стихотворении С. Михалкова «Грипп». Оздоровительная
минутка. Игра – соревнование «Кто больше знает?». Практическая работа по
составлению правил «Как помочь больному?» Тема 3. Как здоровье? (1час)
Игра соревнование «Кто больше знает?». Тест «Твоё здоровье»,
Оздоровительная минутка. Практическая работа «Помоги себе сам».
Тема 4. Как организм помогает себе. (1час)
Повторение причин болезни. Рассказ учителя. Режим дня. Оздоровительная
минутка. Тест «Умеешь ли ты готовить уроки?». Составление памятки «Как
правильно готовить уроки».
Тема 5. Здоровый образ жизни. (1час)
Встреча с докторами Здоровья. Повторение правил. Анализ ситуации. Игра
«Вставь словечко». Оздоровительная минутка. Мудрые слова доктора Свежий
Воздух.
Тема 6. Какие врачи нас лечат. (1час)
Повторение составляющих здорового образа жизни. Беседа по теме.
Оздоровительная минутка. Анализ ситуации. Самоанализ здоровья.
 Тема 7. Инфекционные болезни. (1час)
 Слово учителя. Словарная работа. Игра – соревнование «Кто больше знает?».
Оздоровительная минутка. Анализ ситуации в стихотворении С. Михалкова
«Поднялась температура…»
Тема 8. Прививки от болезней. (1час)
Рассказ учителя. Анализ ситуации в стихотворении С.Михалкова «Прививка».
Оздоровительная минутка. Игра «Полезно – вредно».
Тема 9. Какие лекарства мы выбираем. (1час)
Игра «Кто больше знает?» Беседа «Из чего получают лекарства». Словарная
работа. Оздоровительная минутка. Анализ ситуации в стихотворении С.
Михалкова.
Тема 10.  Домашняя аптечка. (1час) Игра «Светофор здоровья». Анализ ситуации. Работа над стихотворением С.
Михалкова «Для больного человека…» Аптека дома. Оздоровительная
минутка. Это полезно знать!
Тема 11. Отравление лекарствами. (1час)
Беседа по теме. Игра – соревнование «Кто больше?» Оздоровительная
минутка. Признаки лекарственного отравления. Помоги себе сам!
Практическая работа.
Тема 12. Пищевые отравления. (1час)
Повторение признаков лекарственного отравления. Рассказ учителя.
Оздоровительная минутка. Признаки пищевого отравления. Первая помощь
при отравлениях.
Тема 13. Если солнечно и жарко. (1час)
Повторение правил поведения при пищевом отравлении. Беседа по теме.
Анализ ситуации в стихотворении С. Михалкова «Забыла Таня про обед…»
Оздоровительная минутка. Признаки солнечного ожога. Практическая работа
«Помоги себе сам!»
Тема 14.  Если на улице дождь и гроза. (1час)
Повторение правил. Беседа по картине К. Маковского «Дети, бегущие от
грозы». Правила поведения при грозе. Оздоровительная минутка. Помоги себе
сам!
Тема 15. Опасность в нашем доме. (1час)
Рассказ учителя. Анализ ситуации в стихотворении Э. Успенского «Мама
приходит с работы…» Правила безопасного поведения в доме.
Оздоровительная минутка. Игра «Светофор здоровья».
Тема 16. Как вести себя на улице. (1час)
Рассказ учителя. Правило перехода улицы в местах, где нет светофора. Игра
«Светофор здоровья». Оздоровительная минутка. Анализ ситуации.
Заучивание слов. Правила безопасности поведения в транспорте. Тема 17. Вода – наш друг. (1час)
Встреча с доктором Вода. Правила поведения на воде. Обсуждения
стихотворения И. Емельянова. Оздоровительная минутка. Игра «Светофор
здоровья». Когда опасность рядом.
Тема 18. Как уберечься от мороза. (1час)
Работа с отрывком из сказки С. Михалкова «Мороз и морозец». Признаки
обморожения. Оздоровительная минутка. Составление правил. Игра «Полезно
– вредно».
Тема 19. Чтобы огонь не причинил вреда. (1час)
Повторение правил поведения на воде. Беседа «Чем опасен огонь?» Игра
«Светофор здоровья». Обсуждение ситуаций. Оздоровительная минутка.
Правила поведения при пожаре в доме. Практическая работа «План эвакуации
при пожаре».
Тема 20. Чем опасен электрический ток. (1час)
Повторение правил поведения при пожаре в доме. Рассказ учителя. Словарная
работа. Первая помощь пострадавшему. Оздоровительная минутка. Игра
«Светофор здоровья».
Тема 21. Травмы. (1час)
Виды травм. Оказание первой помощи при порезах, ушибах, переломах
(практическая работа в парах). Оздоровительная минутка. Заучивание слов.
Тема 22. Укусы насекомых. (1час)
Беседа по теме. Анализ ситуации в стихотворении С. Михалкова «Вдруг
какой – то страшный зверь…» Признаки аллергии. Помоги себе сам.
Оздоровительная минутка. Словарная работа. Заучивание слов.
Тема 23. Что мы знаем про собак и кошек. (1час). Беседа о домашних животных. Обсуждение стихотворения. Правила
обращения с животными. Оздоровительная минутка. Составление правил. Это
интересно!
Тема 24. Отравление ядовитыми веществами. (1час)
Виды отравлений. Игра – соревнование «Кто больше знает?» Рассказ учителя.
Оздоровительная минутка. Игра «Светофор здоровья» Признаки отравления
ядовитыми веществами. Словарная работа. Первая помощь при отравлениях.
Тема 25. Отравление угарным газом. (1час)
Беседа по теме. Заучивание слов. Оздоровительная минутка. Признаки
отравления угарным газом.  Помоги себе сам (составление правил). Игра
«Вставь пропущенные слова».
Тема 26. Как помочь себе при тепловом ударе. (1час)
Рассказ учителя. Признаки теплового удара. Оздоровительная минутка.
Помоги себе сам! Игра «Светофор здоровья».
Тема 27. Растяжение связок и вывих костей. (1час)
Повторение «Какие бывают травмы». Рассказ учителя. Признаки растяжения
связок и вывиха костей. Оздоровительная минутка. Практическая работа в
группах.
Тема 28. Переломы. (1час)
Виды переломов. Знакомство с правилами. Оздоровительная минутка.
Практическая работа в парах.
Тема 29. Если ты ушибся или порезался. (1час)
Анализ ситуации в стихотворении С. Михалкова «Таня пальчик наколола…»
Оздоровительная минутка. Помоги себе сам! Словарная работа. Практическая
работа в парах.
Тема 30. Если в глаз, ухо, нос или горло попало постороннее тело. (1час) Беседа по теме. Если соринка попала в глаз. Оздоровительная минутка. Когда
крошка попала в горло. Если чтото попало в ухо. Отгадывание кроссворда
«Органы».
Тема 31. Укусы змей. (1час)
Рассказ учителя. Это интересно! Признаки укусы змеи. Оздоровительная
минутка. Первая помощь при укусе змеи. Отгадывание кроссворда.
Тема 32. Расти здоровым. (1час)
Рассказ учителя о неизлечимых болезнях века. Оздоровительная минутка.
Решение задач.
Тема 33. Воспитай себя. (1час)
Беседа по теме. Тест «Оцени себя сам». Оздоровительная минутка.
Тема 34. Я выбираю движение. Обобщающий урок.(1час)
Урок – праздник «В путь дорогу собирайтесь, за здоровьем отправляйтесь!»
3 год обучения     (34 часа)
Тема занятия
Колво часов
1
1
1
1
1
1
1
1
1
2
1
1
1
1
1
1
№
1
2
3
4
5
6
7
8
9
Как воспитывать уверенность и бесстрашие.
Учимся думать.
Спеши делать добро.
Поможет ли нам обман.
«Неправда – ложь»в пословицах и поговорках.
Надо ли прислушиваться к советам родителей.
Почему дети и родители не всегда понимают друг
друга.
Все ли желания выполнимы.
Как воспитать в себе сдержанность.
10 11 Как отучить себя от вредных привычек.
12
13
14
15
16
17
Я принимаю подарок.
Я дарю подарки.
Наказание.
Одежда.
Ответственное поведение.
Боль. 18
19
20
21
22
23
24
25
26
27
28
29
30
31
32
33
34
Сервировка стола.
Правила поведения за столом.
Ты идешь в гости.
Как вести себя в транспорте и на улице.
Как вести себя в театре , кино, школе.
Умеем ли мы вежливо обращаться.
Умеем ли мы разговаривать по телефону.
Помоги себе сам.
Умей организовать свой досуг.
Что такое дружба.
Кто может считаться настоящим другом.
Как доставить родителям радость.
Если комунибудь нужна твоя помощь.
Спешите делать добро.
Огонек здоровья.
Путешествие в страну здоровья.
Культура здорового образа жизни.
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
Содержание программы.
Тема 1. Как воспитывать уверенность и бесстрашие.(1час)
Беседа   по   теме   «Как   воспитывать   уверенность   и   бесстрашие.»   Работа   по
стихотворению   Э   Успенского   «Академик   Иванов».   Анализ   ситуации   по
стихотворению   И.   Токмаковой   «Не   буду   бояться».   Игра   «Давайте
разберемся», практическое занятие.
Тема  2.Учимся думать. (1час)
Беседа по теме занятия. Заучивание слов. Игра «Почему это произошло?».
Беседа «Свое мнение».
Тема 3. Спеши делать добро.(1час)
Игра   «Продолжи   сказку».   Беседа   по   теме.   Заучивание   пословицы.   Игра   в
пословицы. Беседа «Доброта, отзывчивость, скромность».
 Тема 4.  Поможет ли нам обман.(1час)
Беседа «Что такое ложь?». Игра «Продолжите рассказы». Творческая работа.
Тема 5. «Неправда – ложь» в пословицах и поговорках.(1час) Чтение   рассказа   Л.   Н.   Толстого   «Косточка».   Беседа   по   прочитанному.
Заучивание слов. Заучивание пословиц о правде и лжи.
Тема 6. Надо ли прислушиваться к советам родителей.(1час)
Беседа по теме. Анализ ситуаций на примере стихотворения С. Михалкова «Я
ненавижу слово «спать». Творческая работа «Портрет родителей». Пожелание
себе. Чтение и обсуждение отрывка из рассказа Е. Чарушина «Курочка».
Тема 7. Почему дети и родители не всегда понимают друг друга.(1час)
Беседа по теме. Анализ рассказа М. Горького «Воробышек». Оздоровительная
минутка. Игра «Почему нам запрещают?».
Тема 8. Все ли желания выполнимы.(1час)\
Беседа по теме. Анализ ситуаций в  стихотворениях «Две сестрички дружно
жили»  и  А.  Барто   «Девочка     рёвушка.  Толкование   пословиц   и   крылатых
выражений.
Тема  9. Как воспитать в себе сдержанность.(1час)
Беседа «Что такое каприз?». Игра «Проверь себя». Оздоровительная минутка.
Работа с толковым словарем. Толкование пословиц.
Тема10 11. Как отучить себя от вредных привычек.(2часа)
Анализ ситуации в стихотворении С. Михалкова «Пятерня! Пятерня!». Беседа
по теме «Вредные привычки». Составление памятки «Это полезно знать!».
Повторение   основного   девиза.   Работа   со   стихотворением   Г.   Остера   «Нет
приятнее   занятья…».   Заучивание   слов.   Игра   «Давай   поговорим».   Чтение
стихотворений на тему занятия.
Тема12. Я принимаю подарок.(1час)
Беседа   по   теме.   Игра   «Закончите   предложение».     Анализ   ситуации   в
стихотворении Г Остера «Если ты пришел на елку…» и Н. Носова «Письмо
Незнайки».  Составление   памятки  «Это   полезно   помнить!».  Игра  «Подбери
слова благодарности».
Тема13. Я дарю подарки.(1час) Беседа по теме. Анализ ситуации  из песни Э Успенского  «У нашей мамы
праздник» и  стихотворении Г Остера «Если друг на день рожденья…». Ввод
понятия «эмоция» и его происхождение. Игра «Выбери ответ».  Составление
памятки «Это полезно знать!».
Тема 14. Наказание. (1час)
Беседа   по   теме.   Анализ   ситуаций   в   стихотворении   «Мальчик   нарядный   в
гости   идет»   и   стихотворении   Э   Мошковской   «Я   ушел   в   свою   обиду».
Творческая работа.
Тема 15. Одежда. (1час)
Беседа   по   теме.   Игра   «Кто   больше   знает?».   Игра   «Закончи   фразу».
Толкование пословицы. Игра «Найди правильный ответ». Анализ ситуации в
стихотворении Э Мошковской «Смотрите, в каком я платьице!». Обсуждение
высказывания  А. П. Чехова.
Тема 16. Ответственное поведение. (1час)
Беседа   по   теме.     Игра   «Закончите   высказывание».   Составление   памятки
«Правила   поведения   с   незнакомыми   людьми».   Чтение   стихов   «Азбука
безопасности». Анализ ситуации по отрывку из рассказа А. Раскина «Как папа
опаздывал».
Тема 17. Боль. (1час)
Разгадывание кроссворда. Беседа по теме. Анализ ситуаций в стихотворении
О. Дриза «Шип в мою ладонь впился…». Игра «Закончите фразу».
Тема 18. Сервировка стола. (1час)
Беседа   по   теме.   Разгадывание   кроссворда.   Работа   над   правильным
правописанием   и  произношением   слова   «аппетит».  Беседа  «Как   правильно
накрыть стол». Практическая работа по этой теме. Беседа «Мы идем в кафе».
Тема 19. Правила поведения за столом. (1час) Беседа   по   теме.   Анализ   ситуации   в   стихотворении   З.   Александровой
«Ложкою мешая, сердится Танюшка…» Работа над правилами поведения за
столом. Анализ ситуации в стихотворении  Г. Остера «От знакомых уходя…»
Тема 20. Ты идешь в гости . (1час)
Анализ   ситуаций.   Беседа   по   теме.   Составление   приглашений.   Составление
памятки «В гости надо приходить…»
Тема 21. Как вести себя в транспорте и на улице. (1час)
Беседа по теме. Составление памятки «О правилах поведения в транспорте,
на   улице».   Чтение   стихотворений   «Азбука   поведения».   Игра   «Выбери
правильный  ответ».
Тема 22. Как вести себя в театре, кино, школе. (1час)
Беседа по теме. Анализ ситуации в стихотворении А. Барто «В театре». Игра
«Найди   правильный   ответ».   Беседа   «Правила   поведения   в   общественных
местах, школе, в детском саду, на игровой площадке».
Тема 23. Умеем ли мы вежливо обращаться. (1час)
Беседа   по   теме.   Игра   «Комплимент».   Анализ   ситуации.   Беседа   «Умей
правильно   отказаться   от   предложения».   Чтение   стихотворений   о
«волшебных» словах.
Тема 24. Умеем ли мы разговаривать по телефону. (1час)
Беседа по теме. Игра «Телефон».   Составление   памятки «Правила ведения
телефонного разговора». Игра «Комплимент».
Тема 25. Помоги себе сам. (1час)
Анализ ситуации в стихотворении И. Токмаковой «Скоро в школу». Работа с
мудрыми   мыслями.   Беседа   по   теме.   Чтение     и   анализ   стихотворения   С.
Маршака «Кот и лодыри». Анализ ситуации в стихотворении  Г. Остера «Если
друг твой самый лучший…» Игра «Закончи предложения».
Тема 26. Умей организовать свой досуг. (1час) Беседа   по   теме.   Стихотворный   монтаж.   Игра   «Давай   поговорим».   Анализ
ситуации  в потешных сказках (по мотивам русского фольклора).
Тема 27. Что такое дружба. (1час)
Беседа по теме. Работа с пословицами. Игра «Закончи рассказ». Игра «Хочу
быть». Чтение стихотворения П. Синявского «Ветерок с березкой шепчется».
Анализ ситуации в рассказе Л. Н. Толстого «Отец и сыновья».
Тема 28. Кто может считаться настоящим другом. (1час)
Беседа по теме. Чтение и анализ   отрывка из рассказа В. Осеевой «Долг».
Игра   «Продолжи   предложение».   Анализ   ситуации   в   стихотворении   А.
Шалыгина «Настроение упало». Игра «Любит  не любит». Анализ выражения
А. Экзюпери  «Ты всегда в ответе за тех, кого приручил…»
Тема 29. Как доставить родителям радость. (1час)
Чтение отрывков из стихотворений детских писателей. Беседа по теме. Игра
«Давай   поговорим».   Анализ   ситуации   в   стихотворении   Г.   Ширковца   «Не
пойму я взрослых этих…» Игра  «Комплимент».
Тема 30. Если кому  нибудь нужна твоя помощь. (1час)
Беседа   по   теме.   Игра   «Выбери   правильный   ответ».   Анализ   ситуации   в
стихотворении   Е.   Благининой   «Наш   дедушка».   Игра   «Давай   поговорим».
Анализ ситуации в рассказе Л. Н. Толстого «Старый дед и внучек».
Тема 31. Спешите делать добро. (1час)
Беседа   по   теме.   Толкование   пословиц.   Игра   «Кто   больше   знает?»
Высказывания   великих   людей
  о   доброте.   Инсценировка   отрывка   из
произведения   Н.   Носова   «Приключения   Незнайки   и   его   друзей».   Чтение
стихотворений о доброте.
Тема 32. Огонек здоровья. (1час)
Беседа по теме Театральная постановка «Доктор Айболит». Викторина «Будь
здоров!» Работа над пословицами о здоровье.
Тема 33. Путешествие в страну здоровья. (1час) Игра   путешествие   «В   страну   здоровья».   Станция   «Мойдодыр»   (о   личной
гигиене).   Станция   «Неосторожность»   (оказание   первой   помощи   при
несчастных   случаев).   Станция   «Не   болей»   (профилактика   инфекционных
заболеваний).   Станция   «Опрятность»   (уход   за   одеждой).   Станция   «Долой
грязь» (гигиена жилища) и т. д.
Тема 34. Культура здорового образа жизни. (1час)
Урок      соревнование.   Культура   поведения.   Человек   и   окружающий   мир.
Культура общения. Человек и его здоровье. Писатели детям.
4 год обучения      (34 часа)
№
Тема занятия
Что такое здоровье?
Что такое эмоции?
Чувства и поступки
Стресс
Учимся думать и действовать
Учимся   находить   причину   и   последствия
Колво часов
1
1
1
1
1
1
событий
1
Умей выбирать
1
Принимаю решение
1
Я отвечаю за свои решения
1
Что мы знаем о курении
1
Зависимость
1
Умей сказать НЕТ
1
Как сказать НЕТ
Почему вредной привычке ты скажешь НЕТ? 1
Я   умею   выбирать   –   тренинг   безопасного
1
поведения
Волевое поведение
Алкоголь
Алкоголь – ошибка
Алкоголь – сделай выбор
Наркотик
Наркотик – тренинг безопасного поведения
Мальчишки и девчонки
Моя семья
1
1
1
1
1
1
1
1
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23 Дружба
День здоровья
Умеем ли мы правильно питаться?
Я выбираю кашу
Чистота и здоровье
Откуда берутся грязнули?
Чистота и порядок
Будем делать хорошо и не будем плохо
КВН «Наше здоровье»
Я здоровье берегу – сам себе я помогу.
Будьте здоровы!
24
25
26
27
28
29
30
31
32
33
34

                                                Содержание программы
Тема 1. Что такое здоровье? (1час)
Слово учителя. Практическая работа. Встреча с медсестрой. Оздоровительная
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
минутка. Игра «Давай поговорим». Творческое задание «Здоровье – это…»
Тема 2. Что такое эмоции? (1час)
Практическая   работа.   Работа   со   словарём.   Игры   «Кто   больше   знает?»,
«Продолжи предложение». Оздоровительная минутка. Игра «Твоё имя».
Тема 3. Чувства и поступки. (1час)
Работа   со   стихотворением   Дж.   Родари.   Беседа   по   теме.   Оздоровительная
минутка. Игра «Кто больше знает?»  Творческая работа в тетради.
Тема 4. Стресс. (1час)
Рассказ учителя. Словарная работа. Практическая работа. Оздоровительная
минутка. Игра «Кто больше знает?» Заучивание слов.
Тема 5. Учимся думать и действовать. (1час)
Повторение.   Чтение     и   анализ   стихотворений.   Оздоровительная   минутка.
Беседа по теме. Игра «Что? Зачем? Как?»
Тема 6. Учимся находить причину и последствия событий. (1час)
Игра   «Почему   это   произошло?»   Работа   с   пословицами.   Оздоровительная
минутка. Игры «Назови возможные последствия», «Что? Зачем? Как?» Тема 7. Умей выбирать. (1час)
Анализ   сказки.   Оздоровительная   минутка.   Беседа   по   теме.   Игра
«Комплимент».
Тема 8. Принимаю решение.(1час)
  Практическая   работа   по   составлению   правил.   Игра   «Давай   поговорим».
  Работа   со
Оздоровительная   минутка.
  Психологический   тренинг.
стихотворением Б. Заходера «Что красивей всего?»
Тема 9. Я отвечаю за своё решение.(1час)
Практическая   работа.   Анализ   ситуации.   Оздоровительная   минутка.   Игры
«Что я знаю о себе», «Продолжите предложение».
Тема 10. Что мы знаем о курении. (1час)
Игра «Волшебный стул». Встреча с медработником. Работа над пословицами.
Беседа   по   сказке.   Оздоровительная   минутка.   Это   интересно!   Творческая
работа.
Тема 11. Зависимость. (1час)
Анализ   ситуации   в   стихотворении   Э.   Мошковской   «Странные   вещи».
Словарная работа. Оздоровительная минутка. Это полезно знать! Игра «Давай
поговорим».
Тема 12. Умей сказать НЕТ. (1час)
Анализ ситуации. Беседа по теме. Оздоровительная минутка. Игры «Давай
поговорим», «Что? Зачем? Как?».
Тема 13. Как сказать НЕТ. (1час)
Игра «Зеркало и обезьяна». Рассказ учителя. Оздоровительная минутка. Игра
«Продолжите   предложение».   Толкование   пословиц.   Психологический
тренинг.
Тема 14. Почему вредной привычке ты скажешь НЕТ? (1час) Робота со стихотворением А. Костецкого «Я всё люблю, что есть на свете…»
Игра  «Комплимент».  Оздоровительная   минутка.  Рассказ   учителя.  Работа   с
плакатом «Дерево решений». Практическая работа.
Тема 15. Я умею выбирать – тренинг безопасного поведения. (1час)
Анализ   ситуации.   Игра   «Выбери   правильный   ответ».   Оздоровительная
минутка. Работа с деревом решений. Творческая работа.
Тема 16. Волевое поведение. (1час)
Рассказ учителя. Игра «Давай поговорим». Оздоровительная минутка. Игра
«Сокровища сердца». Психологический тренинг.
Тема 17.  Алкоголь. (1час)
Встреча   с   медработником.   Коллективное   рисование.   Это   интересно!
Оздоровительная минутка. Игра «Беседа по кругу». Это полезно помнить!
Тема 18. Алкоголь – ошибка. (1час)
Работа   над   стихотворением.   Анализ   ситуации   в   басне   С.Михалкова
«Непьющий воробей». Игра «Выбери ответ». Оздоровительная минутка. Это
полезно помнить! Психологический тренинг.
Тема 19. Алкоголь – сделай выбор. ( 1час)
Беседа   по   теме.   Игра   «Список   проблем».   Оздоровительная   минутка.
Творческая работа с деревом решений. Психологический тренинг.
Тема 20. Наркотик. (1час)
Анализ   ситуации.
  Встреча   с   медработником.
Оздоровительная минутка. Правила безопасности. Творческая работа. Игра
  Рассказ   учителя.
«Давай поговорим».
Тема 21. Наркотик – тренинг безопасного поведения. (1час)
Игра   «Пирамида».
  Повторение   правил.
  Оздоровительная   минутка.
Практическая работа. Игра «Давай поговорим». Психологический тренинг.
Тема 22. Мальчишки и девчонки. (1час) Беседа по теме. Игра «Противоположности». Оздоровительная минутка. Игра
«Давай поговорим». Анализ ситуации в стихотворении Э. Успенского «Если
был бы я девчонкой…» Творческая работа.
Тема 23. Моя семья. (1час)
Защита   рисунков.   Анализ   ситуации   в   рассказе   К.Д.Ушинского   «Сила   не
право».   Оздоровительная   минутка.   Чтение   и   анализ   стихотворения.   Игра
«Продолжи предложение».
Тема 24. Дружба. (1час)
Игровое занятие с любимыми героями. Разыгрывание ситуаций.
Тема 25. День здоровья. (1час)
 Открытие праздника. Игры и соревнования.
Тема 26. Умеем ли мы правильно питаться?(1час)
Сюжетно  ролевая игра «Мы идём в магазин». Это интересно! Отгадывание
загадок.   Оздоровительная   минутка   «Вершки   и   корешки».   Инсценировка
«Спор овощей». Игра «Какие овощи выросли в огороде?» Встреча с Доктором
Айболитом.
Тема 27. Я выбираю кашу. (1час)
Игра   «Пословицы   запутались».   Это   интересно!   Игры   «Отгадай      ка»,
«Затейники».   Оздоровительная   минутка   «Зёрнышко».   Конкурс   «Самая
вкусная и полезная каша» Игра «Угадай сказку».
Тема 28. Чистота и здоровье. (1час)
Праздник чистоты с Мойдодыром. Инсценировка. Игра «Три движения».
Тема 29. Откуда берутся грязнули? (игра – путешествие) (1час)
Остановка   на   станции   «Грязнулька».   Анализ   ситуаций   в   стихотворении
Л.Яхнина   «Жил   на   свете   мальчик   странный…»,   Э.Успенского   «Очень
страшная история». Это полезно помнить! Работа со стихотворением.
Тема 30. Чистота и порядок (продолжение путешествия). (1час) Работа   с   пословицами   и   поговорками.   Игра   «Угадай».   Оздоровительная
минутка. Работа со стихотворениями.
Тема 31. Будем делать хорошо и не будем плохо.(1час)
Беседа   по   теме.   Работа   с   пословицами.   Высказывания   о   доброте.
Оздоровительная минутка. Игра «Кто больше знает?» Это интересно! Чтении
и анализ стихотворений.
Тема 32. КВН «Наше здоровье» (1час)
Тема 33. Я здоровье берегу – сам себе я помогу (урокпраздник) (1час)
Тема 34. Будем здоровы. (1час)
Посещение   медицинского   кабинета.   Игра   «Письма».   Практическая   работа
«Выпуск стенной газеты».
VIII.Оборудование и кадровое обеспечение программы
Для   осуществления   образовательного   процесса   по   Программе   «Уроки
докторов Здоровья» необходимы следующие  принадлежности:
 спортивный инвентарь;
 компьютер, принтер, сканер, мультмедиапроектор;
 набор ЦОР по валеологии.
Занятия   по   Программе   ведёт   учитель   начальных   классов   или   учитель
биологии,   либо   любой   другой   специалист   в   области   естествознания,
обладающий достаточным опытом работы с детьми, либо с педагогическим
образованием.
IX. Литература
1. Аранская   О.С.   Игра   как   средство   формирования   здорового   образа
жизни.2002.№5.с.54.
2. Асвинова   Т.Ф.,   Литвиненко   Е.И.   Программа   школьной   валеологии
реальный путь первичной профилактики.2003.
3. Борисюк О.Л. Валеологическое образование.2002. 4. Валеологизация   образовательного   процесса.   Мет.пособие   /   Под   ред.
Н.И.Балакиревой. Новокузнецк, 1999.
Герасименко Н. П. Помоги сам себе.2001.
5.
6. Маюров А.Н. Уроки культуры здоровья. В здоровом теле – здоровый дух.
Уч. пособие для ученика и учителя. М.: Педагогическое общество России,
2004.
Организация   и   оценка   здоровьесберегающей   деятельности   образовательных
учреждений. Руководство для работников системы общего образования.  М.:
2004.
7. Виноградова Н.Ф. Окружающий мир, 2 кл., 3 кл. М., 1997.
8. Гостюшин А.В.Основы безопасности жизнедеятельности: Учебник, 14 кл.
М., 1997.
9.   Зайцев   Г.К.   Уроки   Айболита.   СПб.,1997.,   Уроки   Мойдодыра.   СПб.,
1996., Твои первые уроки здоровья – СПб., 1995.
10. Зайцев Г.К., Зайцев А.Г. Твоё здоровье: укрепление организма. СПб., 1998.
11. Гринченко И.С. Игра в теории, обучении, воспитании и коррекционной
работе. М., 2002.
12. Лаптев А.К. Тайны пирамиды здоровья. СПб., 1995.
13. Латохина Л.И. Творим здоровье души и тела. – СПб., 1997
14. Макеева А.Г., Лысенко И.В. Организация педагогической профилактики
наркотизма среди младших школьников/ Под ред. М.М.Безруких  СПб., 1999.
15. Николаева А.П., Колесов Д.В. Уроки профилактики наркомании в школе
М., 2003.
16. Сизанова А.И. и др. Безопасное и ответственное поведение: Цикл бесед,
практических и тренинговых занятий с учащимися . Мн.: «Тесей», 1998.
17.   СоковняСемёнова   Н.Н.   Основы   здорового   образа   жизни   и   первая
медицинская помощь М.,1997
18.   Татарникова   Л.Г.   ,   ЗахаревичН.Б.,   Калинина   Т.Н.   Валеология.   Основы
безопасности ребёнка – СПб., 1997 19.   Урунтаева   Г.А.,   Афонькина   Ю.А.   Как   я   расту:   советы   психолога
родителям.  М., 1996.
20. Энциклопедический словарь юного биолога /Сост. М.Е.Аспиз. – М., 1986.
21. Энциклопедический словарь юного спортсмена /Сост. И.Ю, Сосновский,
А.М. Чайковский – М., 1980

intro: Здоровье человека — тема достаточно актуальная для всех времен и народов, а в XXI веке она становится первостепенной. Состояние здоровья российских школьников вызывает серьезную тревогу специалистов. Наглядным показателем неблагополучия является  то, что  здоровье школьников ухудшается по сравнению с их сверстниками  двадцать или тридцать лет назад. При этом наиболее значительное увеличение частоты всех классов болезней происходит в возрастные периоды, совпадающие с получением общего среднего образования.

классное руководство

group: Педагогика

title: Уроки Докторов здоровья


extracted_text:
СПРАВОЧНЫЕ МАТЕРИАЛЫ ДЛЯ ПОДГОТОВКИ К
ВЫПУСКНОМУ ЭКЗАМЕНУ ПО ХИМИИ ПО ТЕМЕ:
 «АЗОТ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ»
1. АЗОТ
Впервые азот (лат.  nitrogenium) был исследован шотландским химиком
Д.   Резерфордом   в   1772   г.   В   природе   азот   встречается   в   свободном   (в
воздухе)   и   связанном   (минералы,   живые   организмы)   виде.   Примерное
содержание азота в земной коре составляет 0,05 %.
Азот в свободном состоянии – газ без цвета и запаха, мало растворимый
в воде. Он несколько легче воздуха, при –196 C конденсируется, а при      –
210 C замерзает. Молекула азота двухатомна.
Азот используется для синтеза аммиака и далее азотной кислоты, как
инертная среда во многих отраслях промышленности.
В лаборатории азот получают двумя способами:
– разложением нитрита аммония при нагревании:
– взаимодействием смеси водных растворов нитрита натрия и хлорида
NH4NO2  = N2 + 2H2O;
аммония:
NaNO2 + NH4Cl = N2 + NaCl + 2H2O.
В   промышленности   азот   получают   из   воздуха,   используя   различие   в
температурах кипения азота и кислорода.
В   химическом   отношении   азот   довольно   инертный   газ   изза   прочной
ковалентной   связи,   атомарный   же   азот   химически   очень   активен.   Из
металлов свободный азот реагирует в обычных условиях только с литием,
образуя нитрид:
6Li + N2 = 2Li3N.
С   повышением   температуры   активность   молекулярного   азота
увеличивается.   При   взаимодействии   азота   с   водородом   при   нагревании,
повышенном давлении и присутствии катализатора образуется аммиак:
С   кислородом   азот   соединяется   только   в   электрической   дуге   с
N2 + 3H2 = 2NH3.
образованием оксида азота (II):
N2 + O2 = 2NO.
Азот способен образовывать химические соединения, находясь во всех
степенях окисления от +5 до –3. Соединения в положительных степенях
окисления   азот   образует   с   фтором   и   кислородом,   причем   в   степенях
окисления   больше   +3   азот   может   находиться   только   в   соединениях   с кислородом.   Соединения,   в   которых   азот   имеет   степень   окисления   –3,
называются нитридами.
2. АЗОТНАЯ КИСЛОТА
Азотная   кислота   –   бесцветная,   дымящаяся   на   воздухе   жидкость,
неограниченно   растворима   в   воде.   При   действии   света   азотная   кислота
разлагается, выделяя NO2:
4HNO3 = 4NO2 + 2H2O + O2.
Азотная кислота относится к сильным одноосновным кислотам. Степень
окисления азота в ней +5, причем одна из связей азота с атомом кислорода
является донорноакцепторной.
Азотная кислота – сильный окислитель и растворяет практически все
металлы,   стоящие   в   ряду   напряжений   после   водорода,   за   исключением
золота   и   платины.   При   этом   в   зависимости   от   природы   металла   и
концентрации   кислоты   образуются   различные   продукты:  NO2,  NO,  N2  и
даже NH3.
Концентрированная азотная кислота не действует на железо и алюминий,
так   как   на   их   поверхности   образуется   защитный   слой   оксида,   который
защищает металл от действия кислоты.
Азотная кислота окисляет многие неметаллы, например серу окисляет
до серной кислоты:
Смесь 1 моль азотной кислоты и 3 моль соляной кислоты называется
S + 2HNO3 = H2SO4 + 2NO.
«царской водкой». Присутствие в ней свободного хлора по реакции
HNO3 + 3HCl  NOCl + Cl2 + 2H2O.
обусловливает   исключительно   сильные   окислительные   свойства.   В
«царской водке» растворяются даже золото и платина.
Соли азотной кислоты называются нитратами.
Азотную   кислоту   используют   в   химической   промышленности   для
получения лаков, пороха, взрывчатых веществ, красителей, удобрений и т.
д.
Азотную кислоту получают двумя способами:
–  нагреванием  калиевой  или натриевой  селитры  с концентрированной
серной кислотой:
2NaNO3 + H2SO4 = Na2SO4 + 2HNO3,
– каталитическим окислением аммиака по реакциям:
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O
2NO + O2 = 2NO2
3NO2 + H2O = 2HNO3 + 4NO. 3. АММИАК
В обычных условиях аммиак – бесцветный газ, легче воздуха, с резким
запахом и едким вкусом. При –33,4 C он превращается в жидкость, которая
затвердевает при –77,7 C. Аммиак очень хорошо растворим в воде, спирте,
бензоле.
Используется аммиак в основном для производства азотной кислоты и
азотных удобрений.
В   промышленности   аммиак   получают   непосредственным   синтезом   из
азота и водорода в присутствии катализатора при высокой температуре и
давлении:
N2 + 3H2 = 2NH3.
Аммиак   химически   очень   активен,   особенно   в   реакциях   окисления   и
присоединения.   Молекула   аммиака   имеет   пирамидальную   форму,   с
основанием   пирамиды   из   атомов   водорода   и   атомом   азота   в   вершине.
Молекула NH3 поляризована – общие электронные пары сдвинуты к атому
азота. Еще у атома азота есть неподеленная пара электронов, способных
взаимодействовать   по   донорноакцепторному   механизму   с   ионами   или
молекулами,   имеющими   вакантные   орбитали.   Молекула   аммиака
присоединяет протон, образуя ион аммония, причем все четыре связи азота
с водородом равноценны.
Аммиак   –   сильный   восстановитель.   Например,   он   взаимодействует   с
кислородом, образуя азот и воду:
В присутствии катализатора аммиак окисляется до оксида азота (II):
4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O.
При нагревании с хлором и пероксидом водорода образуются молекулы
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O.
свободного азота:
2NH3 + 3Cl2 = N2 + 6HCl
2NH3 + 3H2O2 = N2 + 6H2O.
Водный   раствор   аммиака   имеет   щелочную   реакцию,   так   как   при
растворении   аммиака   в   воде   образуется   гидроксид   аммония  NH4OH,
который диссоциирует:
Гидроксид аммония неустойчив и распадается на аммиак и воду:
NH4OH  NH+ + ОН
.
При   нейтрализации   раствора   аммиака   кислотами   образуются   соли
NH4OH = NH3 + H2O.
аммония:
NH3 + HCl = NH4Cl
2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4. Соли   аммония   хорошо   растворимы   в   воде.   Они   очень   похожи   на
соответствующие   соли   щелочных   металлов,   особенно   на   соли   калия.
Поэтому ион аммония – аналог ионов щелочных металлов.
4. ОКСИДЫ АЗОТА
Азот   непосредственно   не   соединяется   с   кислородом.   В   кислородных
соединениях азот проявляет различные степени окисления и образует пять
оксидов: N2O, NO, N2O4, NO2 и N2O5. Оксиды N2O и NO – бесцветные газы,
оксид азота (IV) NO2 – бурый газ. Оксид азота (III) N2O3 – синяя жидкость,
оксид азота (V) N2O5 – бесцветные кристаллы.
Оксид азота (II) NO – бесцветный газ, не обладающий ни кислотными,
ни основными свойствами. Молекула NO не совсем обычная: между азотом
и кислородом образуется двойная связь и один электрон у азота в молекуле
NO  остается   неспаренным,   т.   е.  NO  –   свободный   радикал   и   для   него
характерна очень высокая химическая активность. Поэтому NO на воздухе
легко окисляется до NO2.
В   лаборатории  NO  получают   взаимодействием   меди   с   разбавленной
азотной кислотой:
3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O,
в промышленности – каталитическим окислением аммиака:
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O.
Оксид азота (IV) NO2 – бурый газ с характерным запахом. Атом азота
образует две связи с атомами кислорода, одну донорноакцепторную связь
и имеет один неспаренный электрон.
Пары NO2 ядовиты. При растворении в воде NO2 реагирует с ней, обра
зуя азотную кислоту и  NO. В присутствии кислорода  NO2  растворяется в
воде, при этом образуется только азотная кислота:
4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3.
Оксид азота (I), или закись азота, N2O – бесцветный газ без запаха. Его
называют   веселящим   газом,   так   как   он   притупляет   чувствительность   и
вызывает   своеобразное   чувство   эйфории.   При   растворении   с   водой   не
взаимодействует, а при нагревании разлагается на азот и кислород.
Получают N2O термическим разложением нитрата аммония:
NH4NO3 = N2O + 2H2O.
Оксид  азота (III), или  азотистый  ангидрид,  N2O3  –  практического
применения   не   имеет.  Это   темносиняя   жидкость.  Легко   разлагается   по
уравнению:
N2O3  NO + NO2. Азотистый   ангидрид   при   растворении   в   воде   образует   азотистую
кислоту HNO2:
Это   слабое   и   неустойчивое   соединение.   При   нагревании   раствор
N2O3 + H2O = HNO2.
азотистой кислоты разлагается:
2HNO2 = NO + NO2 + H2O.
Соли азотистой кислоты называются нитритами.
Оксид   азота   (V),   или   азотный   ангидрид,  N2O5  –   практического
применения   не   имеет.   Это   твердое   кристаллическое   вещество,   хорошо
растворимое в воде, при этом образуется азотная кислота:
N2O5 + H2O = 2HNO3.

intro: Предлагаемый материал представляет собой краткие справочные материалы  о изучаемых  в школьном курсе химических веществах, их соединениях. Дан материал об общей характеристике свойствах (физических, химических), способах получения, а также о применении данных веществ и их соединений. Материал может быть использован как при изучении нового материала, так и при его повторении. Материалы могут быть использованы к подготовке к экзамену по предмету.

химия

group: Дисциплины


extracted_text:
СПРАВОЧНЫЙ МАТЕРИАЛ ДЛЯ ПОДГОТОВКИ К
 ВЫПУСКНОМУ ЭКЗАМЕНУ ПО ХИМИИ ПО ТЕМЕ:
 «ВОДОРОД. ПЕРОКСИД ВОДОРОДА»
1.ОБЩИЕ СВЕДЕНИЯ О ВОДОРОДЕ
Водород   –   первый   химический   элемент   периодической   системы
химических   элементов   Д.   И.   Менделеева.   Атомный   номер   водорода   1,
относительная атомная масса 1,0079.
Водород был открыт английским химиком Г. Кавендишем в 1766 г. Он
относится   к   довольно   распространенным   элементам   (в   земной   коре
примерно 1 % по массе) и встречается в природе в свободном состоянии
(верхние   слои   атмосферы,   газ   при   извержениях   вулканов)   и   в   виде
соединений   (вода,   нефть,   органические   вещества).   В   свободном   виде
встречается редко.
Существуют   два   стабильных   изотопа   водорода   –  1H  (протий)   и  2H
(дейтерий), а также один радиоактивный – 3H (тритий).
Водород – самый распространенный элемент в космосе. Основная масса
звезд состоит из водорода, он преимущественно составляет межзвездное
вещество. Водород входит в состав основного вещества Земли – воды.
При обычных условиях водород – газ без цвета и запаха, почти в 15 раз
легче воздуха. Обладает очень высокой теплопроводностью, сравнимой с
теплопроводностью   металлов.   Это   происходит   изза   легкости   молекул
водорода   и,   следовательно,   большой   скорости   их   движения.   Водород
хорошо   растворяется   в   некоторых   металлах:   в   одном   объеме   палладия,
например, растворяется 900 объемов водорода.
Водород используется для наполнения метеорологических зондов (ранее
– для воздушных шаров и дирижаблей), как топливо в ракетной технике, в
кислородноводородных горелках для сварки и резки металлов. Области
применения   водорода   весьма   разнообразны,   но   все   связаны   с   его
восстановительными   свойствами.   Это   производство   аммиака   и   соляной
кислоты,   получение   особо   чистых   металлов,   органический   синтез
(получение   синтетического   моторного   топлива,   гидрогенизация   жиров,
синтез   анилина   из   нитробензола).   Дейтерий   и   тритий   используют   в
процессах термоядерного синтеза.
Получение водорода
В лаборатории.
1.   Действием   на   металлы   (обычно   цинк)   соляной   или   разбавленной
серной кислотой: Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2
2. Взаимодействием паров воды с раскаленными железными стружками:
4H2O + 3Fe = Fe3O4 + 4H2
В промышленности.
1. Конверсией метана парами воды:
CH4 + 2H2O = 4H2 + CO2
2. Конверсией оксида углерода:
СО + H2O = CO2 + H2
3. Термическим разложением метана:
СН4 = С + 2Н2
4. Электролизом воды. Получаемый водород чистый, но очень дорогой.
Химические свойства
Водород  занимает   особое  положение   в  периодической  системе.  Атом
водорода состоит из одного протона и одного электрона. Водород не имеет
аналогов в периодической системе химических элементов.
Обычно он считается аналогом галогенов и размещается в  VII  группе,
хотя иногда водород помещают и в I группу, так как он способен отдавать
электрон с образованием катиона  H+ и этим похож на щелочные металлы,
которые также проявляют степень окисления +1. Двойственное положение
водорода в периодической системе можно объяснить тем, что водород как
первый атом периодической системы имеет только один электрон и после
его   отдачи   ядро   атома   оголяется.   Это   объясняет   некоторые   необычные
свойства,   например   образование   особого   типа   химической   связи   –
водородной связи.
Молекулы водорода довольно прочные, вследствие этого молекулярный
водород   не   отличается   большой   химической   активностью.   При   высоких
температурах и присутствии катализаторов атомы водорода распадаются на
атомы, которые химически очень активны. Атомарный водород образуется,
например, при реакции цинка с соляной кислотой:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + 2Н
Атомы   водорода   быстро   реагируют   между   собой,   образуя   молекулы,
поэтому обычно атомарный водород используют в момент выделения.
В   обычных   условиях   молекулярный   водород   взаимодействует   лишь   с
наиболее активными элементами – со фтором взрывается в темноте и на
холоде, с хлором реагирует на свету и при нагревании со взрывом. При
этом получаются галогеноводороды:
H2 + Cl2 = 2HCl
В соответствии со степенями окисления +1 и –1 в химических реакциях
водород может быть окислителем или восстановителем. Так, при взаимодействии водорода с оксидом меди при нагревании медь
восстанавливается:
CuO + H2 = Cu + H2O
Окислительные   свойства   водород   проявляет   редко   и   только   в
соединениях с металлами.
Химические реакции с водородом обычно протекают при повышенной
температуре, давлении или присутствии катализаторов.
Водород сгорает в кислороде с образованием воды:
2H2 + O2 = 2H2O
В   этой   реакции   выделяется   много   теплоты.   Смесь   двух   объемов
водорода с одним объемом кислорода взрывоопасна и называется гремучим
газом.
При повышенном давлении и температуре водород взаимодействует с
азотом:
3H2 + N2  2NH3
Реакция обратима. Аналогично, при взаимодействии водорода с серой
образуется сероводород:
H2 + S = H2S
2. ПЕРОКСИД ВОДОРОДА
Пероксид   водорода   –   довольно   важное   соединение   кислорода   и
водорода.   Это   жидкость,   напоминающая   сироп,   в   полтора   раза   тяжелее
воды.  При   температуре   –2C  она   кристаллизуется,  хорошо   растворима   в
воде, эфире и спирте. Строение пероксидов и оксидов различается, их не
следует смешивать. В пероксиде кислород имеет степень окисления –1, в
оксидах –2.
Пероксид   водорода   малоустойчивое   соединение,   при   длительном
хранении постепенно разлагается на воду и атомарный кислород:
H2O2 = H2O + О
Поэтому пероксид водорода является сильным окислителем.
Получают пероксид водорода взаимодействием пероксида натрия или
бария с разбавленной серной кислотой:
BaO2 + H2SO4 = H2O2 + BaSO4
Na2O2 + H2SO4 = H2O2 + Na2SO4
А также действием атомарного кислорода на воду:
H2O + O = H2O2


extracted_text:
СПРАВОЧНЫЙ МАТЕРИАЛ ДЛЯ ПОДГОТОВКИ К
ВЫПУСКНОМУ ЭКЗАМЕНУ ПО ХИМИИ ПО ТЕМЕ:
 «ЖЕЛЕЗО, СОЕДИНЕНИЯ ЖЕЛЕЗА И ИХ СВОЙСТВА»
Элемент   железо   входит   в   побочную   подгруппу  VIII
1. ЖЕЛЕЗО
группы
периодической системы и относится к dэлементам.
Железо известно очень давно. Это самый распространенный в земной
коре металл (около 4 % по массе) и самый распространенный в природе
переходный   металл.   В   природе   железо   существует   только   в   виде
соединений.
  Чистое   железо   имеет   преимущественно   внеземное
происхождение.
Железо используются в виде сплавов: чугуна, стали и ковкого железа.
Эти сплавы различаются различным содержанием углерода, в чугуне более
1,7 %, в стали – от 0,3 % до 1,7 %, а в ковком железе – менее 0,3 %. В
состав   так   называемых   легированных   сталей   входят   хром,   вольфрам,
молибден,   никель,   ванадий,   титан,   кобальт   и   другие   металлы,   что   дает
возможность получать стали с разными полезными свойствами.
Чистое   железо   –   блестящий   серебристобелый   металл.   В   ряду
активности стоит до водорода и растворяется в соляной и разбавленной
серной   кислотах,   выделяя   водород.   При   действии   концентрированной
серной   и   азотной   кислот   железо   пассивируется   –   покрывается   тонкой
защитной   пленкой   оксида,   поэтому   эти   кислоты   перевозят   в   железных
цистернах.
В   соединениях   железо   проявляет   различные   степени   окисления,   в
основном +2 и +3, известны также высшие степени окисления железа +4, +5
и +6. Железо является металлом средней активности. При нагревании выше
200   °С   в   отсутствие   паров   воды   железо   покрывается   плотной   пленкой
оксида. Этот процесс называется воронением.
Железо взаимодействует  с  парами воды при нагревании:
3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2
С галогенами железо образует соответствующие соли железа (II и III), а
при избытке галогена образуется галогенид железа (III):
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3
Железо   растворяется   в   разбавленных   соляной   и   серной   кислотах   с
образованием солей железа (II):
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2
Разбавленная азотная кислота растворяет железо с выделением оксидов
азота и нитрата железа (III).
Во влажном воздухе и воде железо разрушается – коррозирует, образуя
ржавчину. Коррозия – это окислительновосстановительный процесс, при котором   металл   окисляется.   Наиболее   интенсивно   он   идет   при
одновременном присутствии воды и кислорода. В сухом воздухе или в воде,
не   содержащей   кислорода,   железо   не   ржавеет.   Суммарное   уравнение
реакции ржавления железа можно записать так:
4Fe + 6H2O + 3O2 = 4Fe(OH)3
В   настоящее   с   коррозией   борются   нанесением   защитных   покрытий,
легированием, применением ингибиторов.
2. СОЕДИНЕНИЯ ЖЕЛЕЗА
Соединения   двухвалентного   железа   могут   выступать   в   роли
восстановителей,   а   трехвалентного   –   как   окислители.   С   увеличением
валентности кислотные свойства гидроксидов железа усиливаются.
Оксид   железа   (II)  FeO    не   растворяется   в   воде   и   щелочах.   Все
соединения  железа (II) проявляют только основные свойства.
Оксид железа (II) взаимодействует с кислотами, образуя соли железа
(II):
FeO + H2SO4 = FeSO4 + H2O
Соли железа (II) образуются и при растворении железа в кислотах:
Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2
Соли   двухвалентного   железа   неустойчивы   и   на   воздухе   медленно
окисляются до трехвалентного железа.
С   щелочами   соли   двухвалентного   железа   образуют   белый   осадок
гидроксида железа (II):
Fe2+ + 2OH = Fe (ОН)2
Fe(OH)2  со   щелочам   не   реагирует,   но   легко   взаимодействует   с
кислотами, образуя соли железа (II):
Fe(ОН)2 + 2HCl = FeCl2 + 2H2O
Растворы   солей   двухвалентного   железа   гидролиза   проявляют
слабокислую реакцию:
Fe2+ + HOH  FeOH+ + H+
Оксид железа (III) получают  нагреванием Fe(OH)3:
2Fe (OH)3 = Fe2O3 + 3H2O
Гидроксид железа (III) в воде не растворяется. Его получают действием
щелочей на растворы солей трехвалентного железа:
Fe2(SO4)3 + 6NаОН = 2Fe (ОН)3 + 3Na2SO4
Гидроксид железа (III), как и соответствующие гидроксиды алюминия и
хрома, амфотерен и  взаимодействует   с концентрированными  растворами
щелочей, образуя ферриты:
Fe (ОН) 3 + NaOH = NaFeO2 + 2H2O


extracted_text:
СПРАВОЧНЫЙ МАТЕРИАЛ ДЛЯ ПОДГОТОВКИ К
ВЫПУСКНОМУ ЭКЗАМЕНУ ПО ХИМИИ ПО ТЕМЕ:
«КРЕМНИЙ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ»
1. КРЕМНИЙ И ЕГО СВОЙСТВА
Кремний   (лат.
 silicium)   во   многом   похож   на   углерод.   По
распространенности в земной коре кремний занимает второе место после
кислорода (28 % по массе). В   природе существует только в связанном
виде, в основном в виде оксида кремния или кремнезема SiO2. Кремнезем
известен в двух видоизменениях: кристаллическом и аморфном.
Применяют кремний в основном для получения сплавов, восстановления
металлов из оксидов, для изготовления полупроводниковых приборов.
В   небольших   количествах   кремний   получают   восстановлением   из
кремнезема различными металлами:
SiO2 + 2Mg = 2MgO + Si
В промышленности кремнезем восстанавливают углем в электрических
печах:
SiO2 + 2C= Si + 2CO
Структура свободного кремния аналогична алмазу. Кремний – типичный
полупроводник. Электронная  конфигурация  внешнего  электронного  слоя
атома кремния 3s23p2. Кремний, как и углерод, четырехвалентен, валентные
электроны находятся на  s  и рорбиталях. Однако в отличие от углерода
атомы  кремния  связей, т. е. двойных  и  тройных  связей, друг  с  другом
образовывать не могут. Поэтому для кремния не характерна аллотропия, он
образует только одну модификацию.
В   химическом   отношении   кремний,   особенно   кристаллический,   мало
активен,   но   активнее   углерода.   Во   всех   соединениях   кремний
четырехвалентен. При обычной температуре он непосредственно реагирует
только с фтором:
Si + 2F2 = SiF4
Реакционная   способность   аморфного   кремния   выше,
  чем
  при   высокой   температуре   он
кристаллического.
взаимодействует с кислородом:
  Например,
Si + O2 = SiO2
Кремний энергично реагирует с растворами щелочей:
Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2
Кремний образует также соединение с водородом – силан SiH4. Однако
силан  очень  неустойчив  и  самовоспламеняется  на  воздухе  и  разлагается
водой: SiH4 + 2O2 = SiO2 + 2H2O
SiH4+ 2H2O = SiO2 +4H2
С  углеродом  кремний  образует  карборунд  SiC. Это  кристаллическое,
построенное   по   типу   алмаза   вещество,   уступающее   по   твердости   лишь
алмазу.
Соединения кремния
Кремнезем   –   твердое,   очень   тугоплавкое   кристаллическое   вещество,
наиболее   распространенное   соединение   в   земной   коре   (13   %   по   массе),
нерастворимое в воде и не вступающее с ней во взаимодействие. В  SiO2
кремний   связан   с   кислородом   только  связями.   Кремнезем   имеет
пространственную   атомную   решетку,   в   которой   каждый   атом   кремния
окружен четырьмя атомами кислорода, образующими тетраэдр.
Из   кислот   только   плавиковая   растворяет   кварц   и,   соответственно,
стекло:
SiO2 + 6HF = H2SiF6 + 2H2O
Кремнезем SiO2 является ангидридом кремниевой кислоты. Однако так
как в воде он нерастворим, кремниевую кислоту получают побочным путем,
растворяя кремнезем в щелочах:
SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O
А   затем   вытесняя   кремниевую   кислоту   из   ее   соли   любой   сильной
кислотой:
Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3 + 2NaCl
Соли   кремниевой   кислоты   называются   силикатами.   Водные   растворы
силикатов в результате гидролиза имеют щелочную реакцию.
2. СТЕКЛО. ЦЕМЕНТ
Стекло – аморфный, хрупкий, прозрачный материал, образующийся при
застывании расплавов смесей оксидов на основе SiO2. Варят стекло в печах
непрерывного действия при температуре 1500 C из смеси песка SiO2, соды
Na2CO3  и   известняка  CaCO3.   Суммарное   уравнение   получения   оконного
стекла:
CaCO3 + Na2CO3 + 6SiO2 = Na2O∙CaO∙6SiO2 + 2CO2
Чтобы   придать   стеклу   нужную   окраску,   в  него   добавляют   различные
оксиды   металлов.   Добавление   оксида   свинца   приводит   к   образованию
хрусталя.
Цемент  –  порошкообразный   вяжущий   материал,   образующий   при
смешении   с   водой   тестообразную,   постепенно   затвердевающую   массу.
Основа цемента – глины, богатые SiO2, известняки, шлаки, зола. Смесь этих веществ подвергают обжигу при 1500  С в цилиндрических вращающихся
печах   и   получают  клинкер  –  шарики   темносерого   цвета.   После
измельчения клинкер превращается в цемент.


extracted_text:
СПРАВОЧНЫЙ МАТЕРИАЛ ДЛЯ ПОДГОТОВКИ К
ВЫПУСКНОМУ ЭКЗАМЕНУ ПО ХИМИИ ПО ТЕМЕ:
«УГЛЕРОД И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ»
1. ОБЩИЕ СВЕДЕНИЯ, АЛЛОТРОПИЯ УГЛЕРОДА
Углерод (лат. carboneum) известен с глубокой древности. В земной коре
его содержится примерно 0,35 % по массе.  В природе углерод встречается
в свободном и связанном состоянии, главным образом в виде карбонатов
(мел,   известняк,   мрамор),   в   каменных   и   бурых   углях,   торфе.   Углерод
входит   в   состав   нефти,   природного   газа,   воздуха,   растений,   организмов
человека и животных. Его соединения составляют основу живой природы –
флоры и фауны.
Атом   углерода   имеет   6   электронов,   2   на   внутреннем   слое   (1s2),   а   4
(2s22р2) – на внешнем. С наиболее активными металлами углерод проявляет
степень   окисления   –4.   Углерод   способен   соединяться   между   собой   с
образованием прочных длинных цепей.
В   отличие   от   кислорода   и   азота,   углерод   при   обычных   условиях   не
образует молекул, у него атомная кристаллическая решетка. Существуют
четыре   аллотропных   модификации   углерода:   алмаз,   графит,   карбин   и
букибол.
Кристаллическая   решетка  алмаза  состоит   из   атомов   углерода,
соединенных между собой очень прочными  связями. В кристалле алмаза
все   связи   эквивалентны   и   атомы   образуют   трехмерный   каркас   из
сочлененных   тетраэдров.   Алмаз   –   самое   твердое   вещество,   найденное   в
природе.
Графит  представляет   собой   темносерое   с   металлическим   блеском,
мягкое, жирное на ощупь вещество. Хорошо проводит электрический ток. В
графите   атомы   углерода   расположены   в   параллельных   слоях,   образуя
гексагональную сетку. Внутри слоя атомы связаны гораздо сильнее, чем
один   слой   с   другим,   поэтому   свойства   графита   сильно   различаются   по
разным направлениям.
Карбин – получен искусственным путем. Существует два вида карбина:
поликумулен =С=С=С=С= и полиин –C≡C–C≡C–C≡C–.
Букибол  –   получен   в   1985г.,   имеет   сферическую   форму   (как
футбольный мяч), состоит из 60 или 70 атомов углерода.
Углерод в виде сажи, кокса, древесного угля, костных углей широко
используется в металлургии, синтезе органических веществ, как топливо, в
быту. 2. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА УГЛЕРОДА
В   нормальных   условиях   углерод   химически   малоактивен,  однако   при
высокой   температуре   он   реагирует   со   многими   веществами.   Самой
активной   формой   является   аморфный   углерод,   менее   активен   графит,
самый инертный – алмаз.
При   нагревании   углерод   соединяются   с   кислородом,   образуя   оксид
углерода (IV), или углекислый газ:
С + O2 = CO2
При недостатке кислорода образуется оксид углерода (II), или угарный
газ:
2С + О2 = 2СО
С водородом углерод соединяется только при высоких температурах и в
присутствии   катализаторов.   В   зависимости   от   температуры   образуются
различные углеводороды, например метан:
С + 2H2 = CH4
Углерод   взаимодействует   при   нагревании   с   серой   и   фтором,   в
электрической дуге с азотом:
С + 2S = CS2
С + 2F2 = CF4
2С + N2 = (CN)2
Углерод – сильный восстановитель. При нагревании с водяным паром он
вытесняет из воды водород:
Н2O + С = СО + Н2
При нагревании углерода с оксидом углерода (IV) образуется угарный
газ:
С + СО2 = 2СО
Углерод восстанавливает многие металлы из их оксидов:
2Fe2O3 + 3С = 4Fe + 3CO2
С металлами или их оксидами углерод образует карбиды:
CaO + 3C = CaC2 + СО
3. СОЕДИНЕНИЯ УГЛЕРОДА
Метан   –   бесцветный,   нерастворимый   в   воде   газ   без   запаха   и   вкуса.
Энергично реагирует с кислородом, выделяя много теплоты:
CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O
Оксид   углерода   (II),   иначе   угарный   газ,   –   бесцветный,   не   имеющий
запаха,   плохо   растворимый   в   воде   ядовитый   газ,   относится   к несолеобразующим оксидам. Молекулы СО очень прочны, поскольку связь
между атомами углерода и кислорода в них тройная.
Для   оксида   углерода   (II)   характерны   восстановительные   свойства.
Например, он восстанавливает металлы из оксидов:
CuO + CO = Cu + CO2
На воздухе угарный газ горит:
2CO + O2 = 2CO2
В больших количествах оксид углерода получают в газогенераторах по
уравнению:
С + СО2 = 2СО
Оксид углерода (IV) – газ без цвета и запаха. Это кислотный оксид, ему
соответствует   двухосновная   угольная   кислота.   Растворение   оксида
углерода (IV) – обратимый процесс:
H2O + CO2  H2CO3
Для   углекислого   газа   не   характерны   ни   окислительные,   ни
восстановительные свойства, хотя некоторые наиболее активные металлы
горят в оксиде:
CO2 + 2Mg = 2MgO + С
В   лаборатории   оксид   углерода   (IV)   получают   взаимодействием
карбоната кальция (мел, мрамор) с соляной кислотой в аппаратах Киппа:
CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2O + CO2
В промышленности этот оксид получают сжиганием угля и при обжиге
известняка:
С + O2 = CO2
CaCO3 = CaO + CO2
Угольная кислота – соединение крайне непрочное и распадается на CO2
и H2O уже в момент образования:
H2CO3 = H2O + CO2
Угольная   кислота   является   слабой   двухосновной   кислотой.  Известны
два   вида   солей:   средние   (карбонаты)   и   кислые   (гидрокарбонаты).   Соли
угольной кислоты при нагревании разлагаются с образованием углекислого
газа:
CaCO3 = CaO + CO2


extracted_text:
СПРАВОЧНЫЙ МАТЕРИАЛ ДЛЯ ПОДГОТОВКИ К
ВЫПУСКНОМУ ЭКЗАМЕНУ ПО ХИМИИ ПО ТЕМЕ:
«ЩЕЛОЧНЫЕ И ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ МЕТАЛЛЫ»
ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ЩЕЛОЧНЫХ МЕТАЛЛОВ
К щелочным металлам относятся литий, натрий, калий, рубидий, цезий и
франций. В периодической системе они расположены в главной подгруппе I
группы.   Все   щелочные   металлы   имеют   один  sэлектрон   на   внешнем
электронном   слое,   который   при   химических   реакциях   легко   теряют,
проявляя   степень   окисления   +1.   Поэтому   щелочные   металлы   являются
сильными   восстановителями.   Радиусы   их   атомов   возрастают   от   лития   к
францию. Электрон внешнего слоя с возрастанием радиуса атома находится
все   дальше   от   ядра,   силы   притяжения   ослабевают   и,   следовательно,
увеличивается   способность   к   отдаче   этого   электрона,   т.   е.   химическая
активность. В электрохимическом ряду напряжений металлов все щелочные
металлы стоят левее водорода.
Это   типичные   металлы,   в   твердом   состоянии   хорошо   проводят
электрический   ток.   Они   легкоплавки,   быстро   окисляются   на   воздухе,
поэтому их хранят без доступа воздуха и влаги, чаще всего под керосином.
Щелочные   металлы   образуют   соединения   с   преимущественно   ионной
связью.
Оксиды щелочных металлов – твердые гигроскопичные вещества, легко
взаимодействующие с водой. При этом образуются гидроксиды – твердые
вещества,   хорошо   растворимые   в   воде.   Соли   щелочных   металлов,   как
правило, тоже хорошо растворяются в воде.
Свойства натрия и калия
Металлические   калий  (лат.  kalium)  и   натрий  (лат.  natrium) –  мягкие,
легкие   серебристобелые   металлы   легче   воды,   плавятся   при   низкой
температуре, являются весьма распространенными элементами. В земной
коре   содержится   2,5   %   натрия   и   2,2   %   калия   (по   массе).   В   природе
встречаются только в связанном состоянии. Химические свойства натрия и
калия очень схожи, активность калия выше, так как радиус атома калия
больше  и  единственный   внешний  sэлектрон   калия  находится   дальше   от
ядра.
С   кислородом   натрий   и   калий   реагируют   очень   бурно,   при   этом   в
зависимости   от   условий   образуются   оксиды  Na2O,  K2O  или   пероксиды
Na2O2, K2O2. Калий образует еще и надпероксид KO2.
С   водородом   натрий   и   калий   при   нагревании   образуют   солеобразные
гидриды: 2Na + H2 = 2NaH
Легко взаимодействуют с серой, образуя сульфиды:
2Na + S = Na2S
Со   ртутью   калий   и   натрий   образуют   амальгамы   –   твердые   сплавы,
используемые в лабораторной практике как восстановители вместо чистых
металлов.
При   обычной   температуре   натрий   соединяется   с   фтором   и   хлором
(калий в тех же условиях взрывается):
2Na + Cl2 = 2NaCl
С   водой   идет   бурная   реакция,   причем   выделяющийся   водород
воспламеняется:
2К + 2H2O = 2KOH + H2
В результате реакции образуются сильные основания – гидроксид натрия
или гидроксид калия. Основные свойства у гидроксида натрия выражены
сильнее, чем у гидроксида кальция. В промышленности гидроксиды натрия
и калия получают электролизом растворов хлоридов.
При   взаимодействии   щелочей   с   кислотами   происходит   реакция
нейтрализации, образуются соль и вода:
NaOH + HCl = NaCl + H2O
Металлический   натрий   применяется   в   металлургии,   химической
промышленности   как   катализатор.   Гидроксиды   натрия   и   калия
используется   для   производства   мыла,
  в   текстильной
промышленности и в других производствах. Соли калия используются как
удобрения.
  бумаги,
Металлические   натрий   и  калий   получают   электролизом   расплавов   их
гидроксидов   или   солей   (чаще   всего  NaCl  и  KCl).   Объем   производства
невелик.
Гидроксиды натрия и калия получают электролизом растворов их солей,
обычно  NaCl  и  KCl. В лабораторной практике гидроксид натрия можно
получить по реакции:
Na2CO3 + Ca(OH)2 = 2NaOH + CaCO3
2. ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ МЕТАЛЛЫ. МАГНИЙ.
Главную подгруппу  II  группы составляют бериллий, магний, кальций,
стронций, барий и радий. На внешнем электронном слое у них находится по
два   легко   теряемых  sэлектрона.   Во   всех   соединениях   они   проявляют
степень окисления +2, их активность возрастает с увеличением атомного
номера.   Все   они   (за   исключением   бериллия,   проявляющего   амфотерные
свойства) – металлы, по свойствам близкие к щелочным, их химические связи с неметаллами носят ионный характер. В свободном состоянии это
твердые   серебристобелые   вещества.   В   ряду   активностей   все   они
расположены до водорода. При реакции с водой выделяется водород:
Me + 2H2O = Me (OH) 2 + H2
Все   металлы   главной   подгруппы  II  группы   взаимодействуют   с
кислотами:
Me + 2HCl = MeCl2 + Н2
Сгорают, образуя оксиды:
2Me + O2 = 2MeO
Наибольшее сходство в химических свойствах наблюдается у  Ca,  Sr  и
Ba, именно они называются щелочноземельными металлами.
Магний похож на щелочноземельные металлы. В химическом отношении
он   очень   активен,   поэтому   в   природе   существует   только   в   связанном
состоянии.   Измельченный   магний   горит   с   выделением   очень   большого
количества энергии. Магний – сильный восстановитель и при нагревании
реагирует даже с оксидом углерода (IV):
2Mg + CO2= 2MgO + С
Магний взаимодействует со всеми неметаллами. Гидроксид магния (как
и гидроксид кальция) – типичное основание:
Mg (OH)2 + 2HCl = MgCl2 + 2H2O
3. КАЛЬЦИЙ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ
Кальций     (лат.  calcium)   широко   распространен,   в   земной   коре   его
содержится примерно 3 % по массе. В природе встречается в связанном
состоянии,   важнейшие   соединения   –   карбонат   кальция  CaCO3  (мел,
известняк, мрамор), гипс CaSO4 ∙2H2O, силикаты.
Кальций   –   это   твердый   металл   белого   цвета,   проявляет   степень
окисления   +2.   Свободный   кальций   химически   активен.   При   нагревании
легко окисляется кислородом воздуха с образованием оксида:
2Ca + O2 = 2CaO
Кальций взаимодействует со всеми неметаллами. С галогенами реакция
идет уже на холоде (с иодом только в присутствии влаги):
Ca + Cl2 = CaCl2
При   нагревании   кальций   реагирует   с   серой,   фосфором,   углеродом,
азотом. Карбид кальция является ацетиленидом и при взаимодействии с
водой разлагается с выделением ацетилена:
CaC2 + 2H2O = C2H2 + Ca(OH)2
Соединяется   с   водородом,   образуя   солеобразный   гидрид  CaH2.   С
холодной водой реагирует довольно медленно, быстрее при нагревании:
Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2 Кальций бурно реагирует с разбавленными кислотами с образованием
солей:
Ca + 2HCl = CaCl2 + H2
Получают   кальций   электролизом   расплава   хлорида   кальция   либо
методом алюмотермии:
3CaO + 2Al = Al2O3 + 3Ca
Соединения кальция используются очень широко: в строительном деле,
производстве удобрений, химической промышленности.
Оксид   кальция  CaO  –   белое   тугоплавкое   вещество,   называется
негашеной или жженой известью. Оксид кальция бурно реагирует с водой,
образуя гидроксид кальция Ca(OH)2, также называемый гашеной известью.
Гидроксид   кальция   –   сильное   основание,   плохо   растворимое   в   воде.
Насыщенный   водный   раствор   гидроксида   кальция   –   известковая   вода   –
жадно поглощает углекислый газ:
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O
От содержания в воде ионов Ca2+ и Mg2+ зависит жесткость воды. Если
концентрация этих ионов велика, вода называется жесткой, если мала –
мягкой.   Существует   карбонатная   (иначе   временная),   и   некарбонатная
(иначе   постоянная)   жесткость.   Временная   жесткость   обусловлена
присутствием   в   воде   гидрокарбонатов,   а   постоянная   –   солей   кальция   и
магния других кислот (хлоридов, сульфатов).
При   кипячении   воды   гидрокарбонаты   разлагаются,   причем   выпадает
осадок карбоната кальция:
Ca(HCO3)2  = CaCO3 + CO2 + H2O
Добавление гидроксида кальция убирает карбонатную жесткость воды,
при этом выпадает осадок карбоната:
Ca(HCO3)2 + Ca(ОН) 2 = 2СаСО3 + 2H2O

file_name: Щелочные Ме.rtf


extracted_text:
СПРАВОЧНЫЙ МАТЕРИАЛ ДЛЯ АОДГОТОВКИ К
ВЫПУСКНОМУ ЭКЗАМЕНУ ПО ХИМИИ ПО ТЕМЕ:
«АЛЮМИНИЙ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ»
Алюминий входит в главную подгруппу III группы. Встречается только в
связанном состоянии, это самый распространенный  металл в природе. В
земной коре его 7,45 % по массе.
Алюминий   –   очень   пластичный   металл   серебристобелого   цвета.
Прекрасно   проводит   электрический   ток   и   тепло.   Алюминий   является
активным металлом. На внешнем электронном слое у атома алюминия три
электрона, отдавая которые, он проявляет восстановительные свойства. В
электрохимическом   ряду   напряжений   алюминий   стоит   перед   железом.
Поверхность металла всегда покрыта химически инертной пленкой оксида
Al2O3, которая не дает алюминию окисляется. Разбавленные же соляная,
серная   и   азотная   кислоты   легко   растворяют   алюминий   вместе   с   его
оксидной пленкой:
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2
2Al + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2
Al + 4HNO3 = Al (NO3)3 + NO + 2H2O
Концентрированные серная и азотная кислоты на холоде не действуют
на алюминий, поэтому азотную кислоту хранят и перевозят в алюминиевых
емкостях. При нагревании алюминий вступает в реакцию, восстанавливая
серную кислоту до оксида серы (IV) и азотную кислоту до низших оксидов
азота.
При нагревании порошкообразный  алюминий сгорает с ослепительной
вспышкой, образуя оксид Al2O3:
4Al + 3O2 = 2Al2O3
В   отсутствие   оксидной   пленки   алюминий   бурно   взаимодействует   с
водой:
2Al + 6H2O = 2 Al (OH)3 + 3H2
Алюминий соединяется с галогенами – хлором, бромом, йодом, образуя
галогениды:
2Al + 3Cl2 = 2AlCl3
При   сильном   нагревании   алюминий   реагирует   с   серой,   углеродом   и
азотом, хорошо растворяется в щелочах и растворах карбонатов щелочных
металлов, образуя алюминаты:
2NaOH + 2Al + 6H2O = 2Na [Al (OH)4] + 3Н2
Алюминий   способен   отнимать   кислород   у   оксидов   многих   металлов.
Способность алюминия восстанавливать металла из оксидов при высоких
температурах называется алюмотермией и используется в промышленности:
Cr2O3 + 2Al = Al2O3 + 2Cr Алюминий   очень   широко   применяется   во   многих   отраслях
промышленности и в быту.
Получают алюминий прокаливанием бокситов Al2O3∙nН2О, далее расплав
Al2O3
 подвергают   электролизу,   добавляя   криолит   для   уменьшения
температуры плавления. Суммарное уравнение реакции электролиза Al2O3:
2А12О3 = 4А1 + 3О2
Расплавленный   алюминий   на   дне   емкости   электролизера   и   является
катодом. Как анод используются угольные стержни. Кислород реагирует с
углеродом   анода,   образуя   оксид   углерода,   т.   е.   анод   надо   постоянно
возобновлять.
Соединения алюминия
Оксид   алюминия  Al2O3  –   это   белое,   очень   твердое   и   тугоплавкое
вещество,   называемое   карборундом.   Прокаленный   оксид   алюминия
нерастворим   в   воде,   плохо   растворяется   в   кислотах   и   щелочах.  Al2O3
обладает амфотерными свойствами:
Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na [Al (OH)4]
Гидроксид   алюминия  Al  (OH)3  амфотерен.   Его   получают   действием
щелочей на растворы солей алюминия:
А13+ + 3ОН = Аl (ОН)3
Гидроксид   алюминия   реагирует   с   кислотами   и   со   щелочами   (кроме
раствора   гидроксида   аммония),   хотя   и   кислотные,   и   основные   свойства
выражены у него слабо:
Al (ОН)3 + 3НСl = AlCl3 + 3H2O
Al (OH)3 + NaOH = Na [Al (OH)4]
Водные   растворы   солей   алюминия   в   сильной   степени   подвержены
гидролизу.

file_name: Алюминий.rtf


extracted_text:
СПРАВОЧНЫЙ МАТЕРИАЛ ДЛЯ ПОДГОТОВКИ К
ВЫПУСКНОМУ ЭКЗАМЕНУ ПО ХИМИИ ПО ТЕМЕ:
«ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ГАЛОГЕНОВ»
В группу галогенов входят фтор, хлор, бром, иод и астат. Эти элементы
составляют  VII  группу   периодической   системы   Д.   И.   Менделеева.
Электронная конфигурация внешнего слоя у атомов этих элементов ns2np5,
где  n  –   номер   периода.   Всего   во   внешнем   электронном   слое   атомов
галогенов   7   электронов,   что   предопределяет   свойство   галогенов
присоединять электрон.
Галогены   являются   сильными   окислителями,
  непосредственно
взаимодействуют   почти   со   всеми   металлами   и   неметаллами,   за
исключением   кислорода,   углерода,   азота   и   благородных   газов.   Связь   в
галогенидах щелочных и щелочноземельных металлов ионная, в остальных
– ковалентная.
Галогены образуют двухатомные непрочные молекулы. Легкость распада
молекул   галогенов   на   атомы   –   одна   из   причин   их   высокой   химической
активности.
В свободном состоянии галогены состоят из двухатомных молекул:  F2,
Cl2, Br2, I2. Астат – радиоактивный элемент и может быть получен только
искусственным путем.
От   фтора   к   иоду   изменяются   физические   свойства   галогенов:   растет
плотность,   увеличиваются   размеры   атомов,   повышаются   температуры
кипения и плавления.
С   увеличением   порядкового   номера   окислительная   способность
галогенов  в   свободном   состоянии   падает.  Поэтому   каждый   предыдущий
галоген   вытесняет   последующий   из   его   соединений   с   металлами   и
водородом, например:
2КСl + F2 = 2КF + Cl2
Фтор – самый активный неметалл. Он проявляет только одну степень
окисления –1, непосредственно реагирует почти со всеми металлами (даже
с золотом и платиной), а также с неметаллами. Раствор фтороводорода в
воде   называют   плавиковой   кислотой,   а   ее   соли   называются   фторидами.
Химическим   путем   фтор   получить   невозможно,   поэтому   используется
исключительно электролиз.
Хлор,   бром   и   иод   проявляют   степень   окисления     –1   и   +1.   Степень
окисления –1 наиболее характерна для галогенов.
Изза высокой химической активности галогены в природе существуют
только в связанном виде. Хлор впервые был получен в 1774 г. шведским химиком К. Шееле. Хлор
–  газ   желтоватого   цвета   с   резким   запахом,   в   2,5  раза   тяжелее   воздуха.
Температура   плавления – 101C, кипения – 34,1C. Неплохо  растворим  в
воде   –   один   объем   воды   поглощает   примерно   2,5   объемов   хлора.   Хлор
очень ядовит.
Хлор   широко   используется   в   промышленности   для   отбелки   тканей,
получения   соляной   кислоты,   белильной   извести,   ядохимикатов,   для
обеззараживания питьевой воды.
ХЛОР
Получение хлора
В   лаборатории  хлор   получают   из   соляной   кислоты   действием   на  нее
различных окислителей, например:
MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O
В   промышленности  хлор   получают   электролизом   растворов   или
расплавов солей соляной кислоты, обычно NaCl.
Химические свойства хлора
Хлор один из самых активных неметаллов, несколько менее активный,
чем   фтор.   Хлор   легко   присоединяет   электрон   и   образует   хлориды   со
степенью окисления –1. Существуют и положительные степени окисления
хлора вплоть до +7. Известны следующие оксиды хлора: Cl2O, ClO2, Cl2O6 и
Cl2O7. Все они неустойчивы, могут быть получены только косвенным путем
и являются сильными окислителями, как и сам хлор. Он непосредственно
реагирует с металлами и неметаллами:
2Na + Cl2 = 2NaCl
2Р + 3С12 = 2РСl3
При взаимодействии хлора с водородом выделяется хлороводород:
H2 + Cl2 = 2HCl
При обычных условиях реакция идет медленно, при сильном нагревании
или освещении со взрывом.
Хлор   не   взаимодействует   непосредственно   с   углеродом,   азотом   и
кислородом.
Оксиды   хлора   реагируют   с   водой,   образуя   кислородсодержащие
кислоты: хлорноватистую  HOCl, хлористую  HClO2, хлорноватую  HClO3  и
хлорную HClO4.
Хлор взаимодействует с раствором NaOH, образуя соль хлорноватистой
кислоты (гипохлорит) и хлорид натрия:
Cl2 + 2NaOH = NaClO + NaCl + H2O При пропускании хлора в раствор щелочи образуется смесь растворов
хлорида и гипохлорита (в случае KOH образуется бертолетова соль):
3Cl2 + 6KOH = KClO3 + 5KCl + 3H2O
Кислород   легко   отщепляется   от   молекулы   бертолетовой   соли   при
нагревании в присутствии MnO2:
2КСlО3 = 2КСl + 3О2
Раствор хлора в воде (хлорная вода) содержит две кислоты – соляную
HCl и хлорноватистую HСlO, а также молекулярный хлор.
Хлорноватистая   кислота   неустойчивая   и   распадается   на   хлорид
водорода и кислород:
НСlО = НСl + О
Выделяющийся   при  этом  атомарный  кислород  очень  активен,  за  счет
чего хлорная вода является сильным окислителем.
Все соединениям с хлором в положительных степенях являются очень
сильными   окислителями.   Наиболее   сильно   окислительные   свойства
выражены   у   хлорноватистой   кислоты,   хотя   она   слабая   и   неустойчивая.
Сила кислот и их окислительные свойства – различные понятия.
Свободные кислородсодержащие кислоты хлора неустойчивы и, кроме
хлорной   кислоты,   существуют   только   в   растворе.   Все   они   являются
сильными   окислителями.   В   ряду  HClO  –  HClO2  –  HClO3  –  HClO4
устойчивость   и   сила   кислот   растет,   а   реакционная   способность
уменьшается.
Хлороводород  HCl  –   бесцветный   газ,   тяжелее   воздуха,   хорошо
растворим в воде с образованием соляной кислоты.
В лаборатории хлороводород получают реагированием хлорида натрия и
концентрированной серной кислоты:
NaCl + H2SO4 = HCl + NaHSO4
В   промышленности   хлороводород   получают,   сжигая   водород   в   струе
хлора.   Далее   хлороводород   растворяют   в   воде   и   получают   соляную
кислоту.
Соляная   кислота   –   сильная,   одноосновная,   взаимодействует   с
металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода, например:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
Как   восстановитель   реагирует   с   оксидами   и   гидроксидами   многих
металлов:
MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O
Соли   соляной   кислоты   –   хлориды,   хорошо   растворимы   в   воде.
Образование   осадка  AgCl  при   взаимодействии   ионов   Сl–  с   ионами  Ag+
используется в качественном анализе.

file_name: Галогены.rtf


file_name: Галогены.rtf

description:
СПРАВОЧНЫЙ МАТЕРИАЛ ДЛЯ ПОДГОТОВКИ К
ВЫПУСКНОМУ ЭКЗАМЕНУ ПО ХИМИИ ПО ТЕМЕ:
«ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ГАЛОГЕНОВ»
В группу галогенов входят фтор, хлор, бром, иод и астат. Эти элементы
составляют  VII  группу   периодической   системы   Д.   И.   Менделеева.
Электронная конфигурация внешнего слоя у атомов этих элементов ns2np5,
где  n  –   номер   периода.   Всего   во   внешнем   электронном   слое   атомов
галогенов   7   электронов,   что   предопределяет   свойство   галогенов
присоединять электрон.
Галогены   являются   сильными   окислителями,
  непосредственно
взаимодействуют   почти   со   всеми   металлами   и   неметаллами,   за
исключением   кислорода,   углерода,   азота   и   благородных   газов.   Связь   в
галогенидах щелочных и щелочноземельных металлов ионная, в остальных
– ковалентная.
Галогены образуют двухатомные непрочные молекулы. Легкость распада
молекул   галогенов   на   атомы   –   одна   из   причин   их   высокой   химической
активности.
В свободном состоянии галогены состоят из двухатомных молекул:  F2,
Cl2, Br2, I2. Астат – радиоактивный элемент и может быть получен только
искусственным путем.
От   фтора   к   иоду   изменяются   физические   свойства   галогенов:   растет
плотность,   увеличиваются   размеры   атомов,   повышаются   температуры
кипения и плавления.
С   увеличением   порядкового   номера   окислительная   способность
галогенов  в   свободном   состоянии   падает.  Поэтому   каждый   предыдущий
галоген   вытесняет   последующий   из   его   соединений   с   металлами   и
водородом, например:
2КСl + F2 = 2КF + Cl2
Фтор – самый активный неметалл. Он проявляет только одну степень
окисления –1, непосредственно реагирует почти со всеми металлами (даже
с золотом и платиной), а также с неметаллами. Раствор фтороводорода в
воде   называют   плавиковой   кислотой,   а   ее   соли   называются   фторидами.
Химическим   путем   фтор   получить   невозможно,   поэтому   используется
исключительно электролиз.
Хлор,   бром   и   иод   проявляют   степень   окисления     –1   и   +1.   Степень
окисления –1 наиболее характерна для галогенов.
Изза высокой химической активности галогены в природе существуют
только в связанном виде.

description:
Хлор впервые был получен в 1774 г. шведским химиком К. Шееле. Хлор
–  газ   желтоватого   цвета   с   резким   запахом,   в   2,5  раза   тяжелее   воздуха.
Температура   плавления – 101C, кипения – 34,1C. Неплохо  растворим  в
воде   –   один   объем   воды   поглощает   примерно   2,5   объемов   хлора.   Хлор
очень ядовит.
Хлор   широко   используется   в   промышленности   для   отбелки   тканей,
получения   соляной   кислоты,   белильной   извести,   ядохимикатов,   для
обеззараживания питьевой воды.
ХЛОР
Получение хлора
В   лаборатории  хлор   получают   из   соляной   кислоты   действием   на  нее
различных окислителей, например:
MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O
В   промышленности  хлор   получают   электролизом   растворов   или
расплавов солей соляной кислоты, обычно NaCl.
Химические свойства хлора
Хлор один из самых активных неметаллов, несколько менее активный,
чем   фтор.   Хлор   легко   присоединяет   электрон   и   образует   хлориды   со
степенью окисления –1. Существуют и положительные степени окисления
хлора вплоть до +7. Известны следующие оксиды хлора: Cl2O, ClO2, Cl2O6 и
Cl2O7. Все они неустойчивы, могут быть получены только косвенным путем
и являются сильными окислителями, как и сам хлор. Он непосредственно
реагирует с металлами и неметаллами:
2Na + Cl2 = 2NaCl
2Р + 3С12 = 2РСl3
При взаимодействии хлора с водородом выделяется хлороводород:
H2 + Cl2 = 2HCl
При обычных условиях реакция идет медленно, при сильном нагревании
или освещении со взрывом.
Хлор   не   взаимодействует   непосредственно   с   углеродом,   азотом   и
кислородом.
Оксиды   хлора   реагируют   с   водой,   образуя   кислородсодержащие
кислоты: хлорноватистую  HOCl, хлористую  HClO2, хлорноватую  HClO3  и
хлорную HClO4.
Хлор взаимодействует с раствором NaOH, образуя соль хлорноватистой
кислоты (гипохлорит) и хлорид натрия:
Cl2 + 2NaOH = NaClO + NaCl + H2O

description:
При пропускании хлора в раствор щелочи образуется смесь растворов
хлорида и гипохлорита (в случае KOH образуется бертолетова соль):
3Cl2 + 6KOH = KClO3 + 5KCl + 3H2O
Кислород   легко   отщепляется   от   молекулы   бертолетовой   соли   при
нагревании в присутствии MnO2:
2КСlО3 = 2КСl + 3О2
Раствор хлора в воде (хлорная вода) содержит две кислоты – соляную
HCl и хлорноватистую HСlO, а также молекулярный хлор.
Хлорноватистая   кислота   неустойчивая   и   распадается   на   хлорид
водорода и кислород:
НСlО = НСl + О
Выделяющийся   при  этом  атомарный  кислород  очень  активен,  за  счет
чего хлорная вода является сильным окислителем.
Все соединениям с хлором в положительных степенях являются очень
сильными   окислителями.   Наиболее   сильно   окислительные   свойства
выражены   у   хлорноватистой   кислоты,   хотя   она   слабая   и   неустойчивая.
Сила кислот и их окислительные свойства – различные понятия.
Свободные кислородсодержащие кислоты хлора неустойчивы и, кроме
хлорной   кислоты,   существуют   только   в   растворе.   Все   они   являются
сильными   окислителями.   В   ряду  HClO  –  HClO2  –  HClO3  –  HClO4
устойчивость   и   сила   кислот   растет,   а   реакционная   способность
уменьшается.
Хлороводород  HCl  –   бесцветный   газ,   тяжелее   воздуха,   хорошо
растворим в воде с образованием соляной кислоты.
В лаборатории хлороводород получают реагированием хлорида натрия и
концентрированной серной кислоты:
NaCl + H2SO4 = HCl + NaHSO4
В   промышленности   хлороводород   получают,   сжигая   водород   в   струе
хлора.   Далее   хлороводород   растворяют   в   воде   и   получают   соляную
кислоту.
Соляная   кислота   –   сильная,   одноосновная,   взаимодействует   с
металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода, например:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
Как   восстановитель   реагирует   с   оксидами   и   гидроксидами   многих
металлов:
MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O
Соли   соляной   кислоты   –   хлориды,   хорошо   растворимы   в   воде.
Образование   осадка  AgCl  при   взаимодействии   ионов   Сl–  с   ионами  Ag+
используется в качественном анализе.

title: СПРАВОЧНЫЙ МАТЕРИАЛ ДЛЯ ПОДГОТОВКИ  К ВЫПУСКНОМУ ЭКЗАМЕНУ ПО ХИМИИ ПО ТЕМЕ:  «КИСЛОРОД. ОЗОН»


extracted_text:
СПРАВОЧНЫЙ МАТЕРИАЛ ДЛЯ ПОДГОТОВКИ К
ВЫПУСКНОМУ ЭКЗАМЕНУ ПО ХИМИИ ПО ТЕМЕ:
 «МЕТАЛЛЫ, ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА»
1.ОБЩИЕ СВЕДЕНИЯ О МЕТАЛЛАХ
В   природе   металлы   существуют   как   в  свободном,  так   и   в   связанном
виде.   В   свободном   виде   существуют   малоактивные   металлы:   платина,
золото,  серебро. Но  в  основном  металлы   встречаются   в  виде  различных
соединений.   Многие   металлы   способны   реагировать   друг   с   другом.
Продукты взаимодействия металлов между собой называются сплавами.
Атомы  металлов   имеют   небольшое   число   валентных  электронов.  Они
слабо связаны с ядром и могут легко отрываться от него. В результате в
узлах   кристаллической   решетки   появляются   положительно   заряженные
ионы, а между ними свободно перемещаются электроны – образуется так
называемый «электронный газ». Вид связи между положительными ионами,
осуществляемой
  свободно
перемещающихся по кристаллу, называется металлической.
за   счет   притяжения   электронов,
Металлы   имеют   многие   специфические   свойства.   Все   они,   за
исключением   ртути,   при   обычных   условиях   твердые   вещества   с
характерным   блеском,   хорошо   проводят   электрический   ток   и   тепло.
Большинство   металлов   может   коваться,   тянуться   и   прокатываться.
Электро   и   теплопроводность   металла   объясняются   наличием   в   нем
свободных электронов.
Металлы делятся на легкие и тяжелые, отличаются друг от друга по
твердости:   самые   мягкие   –   щелочные,   их   можно   резать   ножом;   самый
твердый   –   хром.   Металлы   делятся   на   легкоплавкие     и   тугоплавкие.   В
металлургии металлы делят на черные (железо, марганец, хром) и цветные
(все остальные металлы).
Металлы   всегда   выступают   в   роли   восстановителей.   Способность
отдавать электроны проявляется у металлов в разной степени. Чем легче
металл   отдает   электроны,   тем   он   активнее   и   тем   более   энергично
взаимодействует с неметаллами и ионами других металлов. По активности
все металлы располагаются в определенной последовательности, образуя
электрохимический ряд напряжений.
2. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ
У атомов металлов на внешнем электронном слое имеется по несколько
электронов, которые они легко отдают атомам неметаллов и переходят в положительно   заряженные   ионы.
восстановителями.
  Поэтому   металлы   являются
Большинство   металлов   довольно   хорошо   реагирует   с   кислородом   (за
исключением   золота,   платины   и   серебра),   образуя   соответствующие
оксиды; взаимодействуют с серой, образуя сульфиды. Активные металлы
реагируют с водой. Металлы, стоящие в ряду стандартных электродных
потенциалов до водорода, реагируют с разбавленными растворами кислот с
выделением водорода:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
Металлы   реагируют   с   растворами   солей   менее   активных   металлов,
происходит реакция обмена:
Ni + CuSO4 = NiSO4 + Cu
Металлы реагируют с кислотамиокислителями:
Cu + 2H2SO4(конц) = CuSO4 + SO2 + 2H2O
Металлы   подвергаются   коррозии.   Коррозией   называется   процесс
разрушения   металлов   в   результате   воздействия   окружающей   среды.
Различают химическую и электрохимическую коррозию.
Химическая   коррозия   –   это   взаимодействие   металла   с   химическими
реагентами, при котором не возникает электрохимических процессов.
Электрохимическая   коррозия   –   это   взаимодействие   металлов   с
растворами электролитов.
Металлы получают различными способами. Различают   пиро, гидро и
электрометаллургию. Пирометаллургия – это получение металлов из руд с
помощью реакций восстановления, проводимых при высоких температурах.
Гидрометаллургия   –   это   получение   металлов   из   растворов   их   солей.
Электрометаллургия – получения металлов из их расплавленных оксидов
или солей с помощью электролиза.