Разработка тестовых заданий к допуску и защите лабораторных работ по химии для студентов химического факультета «Элементы V I А и V I В груп

Министерство  образования Российской Федерации 

Московский  Педагогический Государственный  Университет 

Химический факультет 
 
 
 

Курсовая  работа

по  неорганической химии 

Разработка тестовых заданий к допуску и защите лабораторных работ по химии для студентов химического факультета «Элементы V I А и V I В группы периодической таблицы Менделеева » 
 
 
 

                                           Выполнила: студентка 3 курса

                               3 группы

                                                           Химического факультета

                                                   Дневного отделения                                                     

                                             Безбородова И.А 
 

                                           Научный руководитель: Присягина И. Г. 
 
 
 
 
 
 
 
 

Москва 2010 г. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

ВВЕДЕНИЕ

   На сегодняшний день в системе образования России, актуальность тестирования, как формы контроля учащихся  общеобразовательных учреждений, сильно увеличилась в связи с все более нарастающим процессом компьютеризации, введением Единого Государственного Экзамена, а также в связи с общественным признанием тестирования, как современного, объективного вида контроля.

  Цель исследования: Разработка проверочных тестовых заданий к допуску и защите лабораторных работ по химии для студентов химического факультета на тему «Элементы V I А и V I В группы периодической таблицы Менделеева »

Для достижения поставленной цели в курсовой работе нужно решить следующие задачи: 1) Изучить литературу по разработке проверочных тестовых заданий;

2) Изучить теоретический   материал по элементам V I группы; 
3) Раскрыть понятие, типы, структуру, элементы заданий в тестовой форме, требования к тестовым заданиям и способы оценивания результатов тестирования. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

Глава 1. Элементы V I А и  V I В группы периодической  таблицы Менделеева. 

Атомы элементов VI группы характеризуются  двумя различными структурами внешнего электронного слоя содержащего либо шесть, либо одного или двух электронов. К первому типу, помимо кислорода, относится сера и элементы подгруппы селена (Se, Te, Po), ко второму — элементы подгруппы хрома (Cr, Mo, W).

    Структура  внешнего слоя атомов серы, селена  и его аналогов придает им  преимущественно неметаллический характер с максимальной отрицательной валентностью, равной двум. Эти элементы должны быть менее активными неметаллами, чем галогены (так как последним не хватает до устойчивой конфигурации лишь по одному электрону). Максимальную положительную валентность серы, селена и его аналогов можно ожидать равной шести, причём электроны должны отдаваться ими легче, чем стоящими в том же горизонтальном ряду галогенами. 
Наличие во внешнем слое атомов лишь одного или двух электронов обуславливает металлический характер элементов подгруппы хрома. Вместе с тем их максимальная положительная валентность также должна быть равна шести.

   Таблица 1. Электронное строение и физические свойства Элементов V I А и V I В группы периодической таблицы Менделеева

 
 
 
 
 
 
 
 

2.1. КИСЛОРОД

 Электронная структура кислорода 1s²2s²2p⁴.

   Кислород — самый распространенный элемент [58,0% (мол. доли)] на Земле. Состоит из трех стабильных изотопов: ¹⁶0 (99,759) % (мол. доли), ¹⁷0 (0,037) и ^|80 (0,204). Получены также искусственные изотопы.

    Подобно фтору, кислород образует соединения почти со всеми элементами (кроме гелия, неона и аргона). Поскольку по электроотрицательности кислород уступает только фтору, степень окисления кислорода в подавляющем большинстве соединений равна -2. Кроме того, кислород проявляет степени окисления +2 и +4, а также + 1 и -1 в соединениях со связью О—О.

    Кислород можно получать различными химическими методами, и некоторые из них применяют для получения малых количеств чистого кислорода в лабораторной практике.           Электролиз. Один из методов получения кислорода – электролиз воды, содержащей небольшие добавки NaOH или H₂SO₄ в качестве катализатора: 2H₂O = 2H₂ + O₂.

    При  этом образуются небольшие примеси  водорода. С помощью разрядного  устройства следы водорода в  газовой смеси вновь превращают в воду, пары которой удаляют вымораживанием или адсорбцией.

  Термическая диссоциация. Важный лабораторный метод получения кислорода, предложенный Дж.Пристли, заключается в термическом разложении оксидов тяжелых металлов: 2HgO = 2Hg + O₂. Пристли для этого фокусировал солнечные лучи на порошок оксида ртути. Известным лабораторным методом является также термическая диссоциация оксосолей, например хлората калия в присутствии катализатора – диоксида марганца: 2KCLO₃ + MnO₂ = 2KCl+3O₂ Используются также способы термического разложения нитратов: 2KNO₃ →2KNO₂ + O₂

   Химическая активность кислорода определяется его способностью диссоциировать на атомы O, которые и отличаются высокой реакционной способностью. Только наиболее активные металлы и минералы реагируют с O₂ c высокой скоростью при низких температурах. Наиболее активные щелочные (IA подгруппы) и некоторые щелочноземельные (IIA подгруппы) металлы образуют с O₂ пероксиды типа NaO₂ и BaO₂. Другие же элементы и соединения реагируют только с продуктом диссоциации O₂. В подходящих условиях все элементы, исключая благородные газы и металлы Pt, Ag, Au, реагируют с кислородом. Эти металлы тоже образуют оксиды, но при особых условиях.

  Электронная  структура кислорода (1s²2s²2p⁴) такова, что атом O принимает для образования устойчивой внешней электронной оболочки два электрона на внешний уровень, образуя ион O^2–. В оксидах щелочных металлов образуется преимущественно ионная связь. Можно полагать, что электроны этих металлов практически целиком оттянуты к кислороду. В оксидах менее активных металлов и неметаллов переход электронов неполный, и плотность отрицательного заряда на кислороде менее выражена, поэтому связь менее ионная или более ковалентная.

  О свойствах оксидов можно сделать несколько общих выводов:

1. Температуры  плавления оксидов щелочных металлов  уменьшаются с ростом атомного  радиуса металла; так, t_пл (Cs₂O) < t_пл (Na₂O). Оксиды, в которых преобладает ионная связь, имеют более высокие температуры плавления, чем температуры плавления ковалентных оксидов: t_пл (Na₂O) > t_пл (SO₂).

2. Оксиды химически  активных металлов (IA–IIIA подгрупп) более термически стабильны, чем  оксиды переходных металлов и  неметаллов. Оксиды тяжелых металлов  в высшей степени окисления  при термической диссоциации образуют оксиды с более низкими степенями окисления (например, 2Hg²⁺O = (Hg⁺)₂O + 0,5O₂ = 2Hg⁰ + O₂). Такие оксиды в высоких степенях окисления могут быть хорошими окислителями.

3. Наиболее активные  металлы взаимодействуют с молекулярным  кислородом при повышенных температурах с образованием пероксидов: Sr + O₂ = SrO₂.

4. Оксиды активных  металлов образуют бесцветные  растворы, тогда как оксиды большинства  переходных металлов окрашены  и практически нерастворимы. Водные  растворы оксидов металлов проявляют основные свойства и являются гидроксидами, содержащими OH-группы, а оксиды неметаллов в водных растворах образуют кислоты, содержащие ион H⁺.

5. Металлы и  неметаллы A-подгрупп образуют  оксиды со степенью окисления,  соответствующей номеру группы, например, Li, Be и B образуют, Be^IIO и B₂^IIIO₃, а неметаллы IVA–VIIA подгрупп C, N, S, Cl образуют C^IVO₂, N^V₂O₅, S^VIO₃, Cl^VII₂O₇. Номер группы элемента коррелирует только с максимальной степенью окисления, так как возможны оксиды и с более низкими степенями окисления элементов. В процессах горения соединений типичными продуктами являются оксиды, например: 2H₂S + 3O₂ = 2SO₂ + 2H₂O

Углеродсодержащие вещества и углеводороды при слабом нагревании окисляются (сгорают) до CO₂ и H₂O. Примерами таких веществ являются топлива – древесина, нефть, спирты (а также углерод – каменный уголь, кокс и древесный уголь). Типичные уравнения для процессов горения таковы:

а) древесина (целлюлоза):

(C₆H₁₀O₅)_n + 6nO₂ =6nCO₂ + 5nH₂O + тепловая энергия

б) нефть или  газ (бензин C₈H₁₈ или природный газ CH₄):

CH₄ + 2O₂ = CO₂ + 2H₂O + тепловая энергия

в) спирт:

C₂H₅OH + 3O₂ = 2CO₂ + 3H₂O + тепловая энергия

г) углерод (каменный или древесный уголь, кокс):

2C + O₂ = 2CO + тепловая энергия

Вода (оксид  водорода). Важность воды H₂O как в лабораторной практике для химических реакций, так и в процессах жизнедеятельности требует особого рассмотрения этого вещества. Как уже упоминалось, при прямом взаимодействии кислорода и водорода в условиях, например, искрового разряда происходят взрыв и образование воды, при этом выделяется 143 кДж/(моль H₂O).

Молекула воды имеет почти тетраэдрическое  строение, угол H–O–H равен 104°30¢. Связи в молекуле частично ионные (30%) и частично ковалентные с высокой плотностью отрицательного заряда у кислорода и соответственно положительных зарядов у водорода:

Из-за высокой  прочности связей H–O ион водорода с трудом отщепляется от кислорода и вода проявляет очень слабые кислотные свойства. Многие свойства воды определяются распределением зарядов. Например, молекула воды образует с ионом металла гидрат:

Одну электронную  пару вода отдает акцептору, которым  может быть H⁺:

Молекулы воды связываются друг с другом в большие  агрегаты (H₂O)_x слабыми водородными связями (энергия связи ~21 кДж)

Вода в такой  системе водородных связей подвергается диссоциации в очень слабой степени, достигающей концентрации 10^–7 моль/л. Очевидно, расщепление связи, показанное квадратными скобками, приводит к образованию гидроксид-иона OH^– и иона гидроксония H₃O⁺:

Пероксид  водорода. Другим соединением, состоящим только из водорода и кислорода, является пероксид водорода H₂O₂. Название «пероксид» принято для соединений, содержащих связь –O–O–. Пероксид водорода имеет строение асимметрично изогнутой цепи: