Методика тайм-менеджмента Getting Things Done (GTD) | Организация времени

Основные функции:

· контроль за исполнением задач;

· гибкое планирование задач со сложной структурой, имеющих сроки исполнения.

Виды двумерных графиков:

· для планирования долгосрочных задач, целей, проектов;

· для планирования среднесрочных и краткосрочных задач;

· для планирования и контроля исполнения делегированных задач;

· график контроля регулярных задач.

Преимущества двухмерного графика как инструмента обзора:

· Дает наглядное представление о структуре сложной задачи;

· Обеспечивает четкий обзор всех подзадач;

· Дает четкий обзор привязки подзадач к срокам исполнения

· Отражает взаимосвязи задач между собой, что немаловажно при работе над крупными проектами, так как нарушение этих взаимосвязей чаще всего и приводит к срыву сроков;

· Позволяет осуществлять контроль делегированных задач, отслеживать работу исполнителей;

· Гарантирует управляемость работы над сложной задачей;

· Дает возможность укладываться в сроки.

Правила создания двухмерного обзорного графика:

· В колонки слева в произвольном порядке записываются задачи, которые необходимо решать.

· Отмечаем время – календарные даты, дни, недели. Для долгосрочных проектов это будут месяцы, годы; для краткосрочных – дни, недели и т.д.

· С помощью горизонтальных полосок или штриховки ячеек вдоль оси времени осуществляем привязку задач к срокам исполнения. Наибольшей наглядности можно достичь, используя различные цвета для разных задач.

Пример обзорного двумерного графика для долгосрочных задач:

Кроме долгосрочных и краткосрочных проектов существуют рутинные, повседневные дела (уборка в комнате, расчистка завалов на письменном столе и т.д.). Для осуществления контроля за их выполнением применяется «график регулярных задач»:

Выполнение задачи отмечается галочкой в соответствующей ячейке; неисполнение – прочерком. Если количество прочерков начинает увеличиваться, это – сигнал: регулярная задача не выполняется достаточно долго, пора заняться ее решением.

Обратите внимание, что данный график – не жесткий план. Задача должна быть выполнена в один из дней недели (сетка времени), но не принципиально, какой именно.

Важно помнить, что график регулярных задач отличается от остальных двумерных графиков тем, что не является инструментом планирования, а только контроля исполнения задач. Прочерки или галочки ставятся по факту исполнения (не исполнения) задачи.

Дата добавления: 2022-01-01; просмотров: 21; Нарушение авторских прав

Все дела, согласно матрице Эйзенхауэра, по важности и срочности можно разделить на четыре категории:

· А – важные и срочные («горящий» проект, экзамен завтра, критические ситуации);

· В – важные и не срочные (написание реферата, диплома, которые сдавать еще не скоро, планирование долгосрочных целей и др.);

· С – не важные, но срочные (телефонные звонки, внезапные посетители, мелкие дела, рутина, «навязанные» проблемы и т.д.);

· D – не важные и не срочные (поглотители времени; мелочи, отнимающие время и др.).

Более подробно характеристику каждого из типов дел прочитайте в учебном пособии на стр. 144 – 145.

Преимущества «матрицы Эйзенхауэра»:

· Простота использования;

· Позволяет уменьшить число не важных дел;

· Помогает быстро определить приоритетные задачи и дела.

Метод многокритериальной оценки.

Применяется для принятия решения в ситуациях, когда:

· есть несколько вариантов решения, но трудно сказать, какой из них будет самым оптимальным

· двух критериев оказывается недостаточно.

Разные задачи и дела могут быть значимы с точки зрения различных критериев. Например, одна задача значима для родителей, другая – для друзей, третья – для повышения собственного образовательного уровня, четвертая – значима для работодателя.

Важно понять, что приоритетность не существует сама по себе. Понятия «лучше», «хуже», «нравится больше» не существуют отдельно от нас, они – отражение нашей определенной системы критериев.

Метод многокритериальной оценки позволяет лучше использовать нашу систему критериев для принятия решения в ситуации выбора.

Метод состоит из пяти шагов:

1. Определить критерии, по которым мы оцениваем варианты (желательно не больше 5 – 7 критериев).

2. Взвесить критерии, определить их сравнительную важность (веса распределяем так, чтобы их сумма была равна единице).

3. Оценить варианты по каждому критерию (для оценки используется трехбалльная шкала: 1– плохо, 2 – хорошо, 3 – очень хорошо).

4. Подсчитать взвешенные оценки вариантов.

5. Выбрать самый оптимальный вариант.

Данные оформляются в виде таблицы (на примере выбора курсов иностранного языка):

Важно помнить, что единственно верной матрицы критериев НЕТ. У каждого человека она своя, и он делает выбор, основываясь на ней.

Дата добавления: 2022-01-01; просмотров: 32; Нарушение авторских прав

Определение приоритетности долгосрочных целей.

Тратить время на главное – значит расставлять приоритеты в списке своих долгосрочных целей. Каждый раз, выбирая ту или иную цель, важно определить, какие цели являются первоочередными на данный момент.

Для расстановки приоритетов в своих долгосрочных целях применяется те шаги техники многокритериальной оценки, что и при выборе вариантов решения. Составляя таблицу, в левую колонку записываются ключевые цели (Стратегическая картонка или Карта долгосрочных целей (см. учебное пособие, стр.37)), а в качестве критериев – ценности (Мемуарник (учебное пособие, стр.22):

Использование техники многокритериальной оценки позволяет сделать правильный выбор, действуя осознанно и уверенно, исходя из своей системы ценностей и целей.

Определение приоритетности текущих задач.

Кроме долгосрочной перспективы, приоритеты приходится расставлять в ежедневных задачах и делах, постоянно решая, что делать в первую очередь, а что можно отложить. Часто решение принимается интуитивно или под влиянием эмоций. Результат – упущенные возможности, нерешенные важные задачи, потерянное время.

Упрощенный метод многокритериальной оценки позволяет справиться с этой проблемой, делая процесс выбора простым и эффективным. Для этого применяется метод трех вопросов. Суть метода: составляется система из трех вопросов (выбираются три самых значимых критерия), по которым будет оцениваться значимость внезапно возникшей в течение дня задачи.

Прочитайте учебное пособие, стр. 150 – 152. Обратите внимание на приведенную примерную систему критериев для определения приоритетности ежедневных задач, а также внимательно изучите преимущества, которые дает формализация критериев.

Закон Парето. Использование принципа 80/20 при организации планирования времени.

Суть принципа: небольшая доля причин, вкладываемых средств или прилагаемых усилий (20%), отвечает за большую долю результатов, получаемой продукции или заработанного вознаграждения (80 %).

Использование этого принципа позволяет разделить все дела и задачи на две категории и в первую очередь заняться теми, которые обеспечивают наибольший результат.

Вспомните алгоритм жестко-гибкого планирования (см. учебное пособие, стр. 100 – 104) и правило бюджетирования времени.

Прочитайте в учебном пособии этапы использования принципа Парето для организации планирования времени на стр. 153 учебного пособия.

Любой выбор связан с необходимостью каким-то делам сказать «да», а каким-то – «нет». И этот шаг часто становится самым трудным. Как действовать в ситуациях отказа, как использовать различные стратегии отказа для отсева навязанных дел – прочитайте в учебном пособии параграф Избавление от навязанной срочности и важности. Стратегии отказа. Стр. 154 – 158.

Дата добавления: 2022-01-01; просмотров: 18; Нарушение авторских прав

Успешно изучив тему, вы будете:

знать:

· Как правильно распределять рабочую нагрузку

· Основные правила эффективного отдыха

· основные методы самомотивации для решения различных типов задач.

· Методы самонастройки на работу

уметь:

· Решать крупные неприятные задачи

· Решать мелкими неприятные задачи

· уметь применять различные способы самонастройки на работу.

· Эффективно отдыхать и восстанавливать свои силы

Изучая занятие, необходимо акцентировать внимание на следующих понятиях:

· Биологические ритмы

· Правила эффективного отдыха

· Переключение

· Смена контекста

· «якорение»

· «заточка карандашей»

· «Швейцарскоий сыр»

· Промежуточная радость

· «слоны»

· «Реальные бифштексы» и «иллюзорные бифштексы»

· «лягушки»

· «зона смерти»

· Метод кнута и пряника

Полученные сегодня знания вам будут полезны:

· Для правильного распределения своей рабочей нагрузки

· В ситуациях, когда необходимо приступить к выполнению какого-то важного дела, которым не хочется заниматься.

· При работе с крупными и трудоемкими задачами.

Грамотное распределение рабочей нагрузки как основа успеха и эффективной работы.

Постоянно ускоряющийся темп современной жизни ставит человека в условия, когда рабочие нагрузки растут, количество задач увеличивается с каждым днем, частые переработки и ненормированный рабочий график становятся привычным делом. Это всеобщая проблема, от которой в первую очередь страдают самые передовые, технологически развитые страны. Например, в японском языке даже появился термин «кароши» – смерть от переутомления на рабочем месте.

Поэтому одной из важных задач тайм-менеджмента является выработка умения правильно распределять свою рабочую нагрузку: в нашей жизни должно быть место и для работы и для отдыха. В грамотно выстроенной системе личного тайм-менеджмента важную роль играет не только количество времени, но и его качество. Для того чтобы отдых стал по настоящему эффективным, приносящим пользу и уберегающим нас от чрезмерных перегрузок, он должен быть правильно организован.

Работоспособность человека и биоритмы. Влияние суточных ритмов на распределение рабочей нагрузки.

Человек – сложная биологическая система, на которую влияет большое количество различных ритмов, как естественных, так и искусственно созданных самим человеком. Наиболее важные для человека естественные биологические ритмы:

· Дневной,

· Недельный,

· Годовой.

Внутри этих основных биологических ритмов работоспособность человека изменяется и изменяется тоже ритмично: есть свои периоды спада и подъема активности. Это важно учитывать при организации своей деятельности.

Рассмотрим, как изменяется работоспособность человека в течение дня. Если посмотреть на среднестатистический график суточных биоритмов человека, то становится очевидным, что в течение дня наша активность имеет два спада (примерно с 13 до 15 часов и после 21) и два подъема (примерно с 4-5 часов утра до 11 и с 16 до 18 часов).

У людей, привыкших рано вставать и рано ложиться спать – «жаворонков» – первый подъем будет выше, они более продуктивно работают в первой половине дня. У «сов» – тех людей, кто привык поздно вставать и поздно ложиться спать, второй, вечерний, подъем активности будет выше. Эти особенности важно учитывать при планировании своей деятельности в течение дня: наиболее важные, приоритетные дела лучше запланировать на время подъема активности, а мелкие, рутинные дела и вопросы оставить на период спада, когда работа творческая, требующая большого напряжения сил будет неэффективна. Это самый удобный момент разобраться на рабочем столе, убраться в комнате.

Прочитайте в учебном пособии примеры использования знания о своих биоритмах (естественных и искусственных) стр. 178 – 180. Как можно использовать знание своих биоритмов в практических рабочих ситуациях?

Правила организации эффективного отдыха.

1. РИТМИЧНОСТЬ. Первое условие эффективного отдыха. Планируйте небольшие перерывы для отдыха через определенные промежутки времени. Самый оптимальный режим – 5 минут отдыха через каждый час. Можно устраивать себе перерывы длительностью 10 – 15 минут через каждые 1,5 часа. Непрерывная работа в интервале длительностью 1 – 1,5 часа – наиболее комфортна для человека.

2. МАКСИМАЛЬНОЕ ПЕРЕКЛЮЧЕНИЕ. Постарайтесь на пять минут свободного времени переключить свое внимание с того дела, которым занимаетесь или задачи, которую решаете на что-то другое. Чем сильнее будет переключение, тем лучше вы отдохнете и восстановите свои силы.

3. СМЕНА КОНТЕКСТА. Изменение условий. Так, если вы целый день сидите перед монитором компьютера или за рабочим столом – встаньте, походите, сделайте несколько физических упражнений. Если весь день проводите на ногах, были в разъездах – отдыхать лучше сидя.

Дата добавления: 2022-01-01; просмотров: 103; Нарушение авторских прав

Предпосылки и определение корпоративного тайм-менеджмента.

Впервые вопрос о централизованном внедрении технологий персональной эффективности и организации труда были поставлены классиками научного менеджмента (Ф.У.Тейлор). Как правило, рассматривался в основном физический труд.

А.К.Гастев в 20-е г.г.ХХвека механистическому подходу в вопросах внедрения сверху» противопоставил идею «организационно-трудовой бациллы» – самостоятельное совершенствование рабочих процессов.

П.М.Керженцев перенес акцент с общей организации труда на фактор времени, рассматривая его как один из важных ресурсов и сотрудника и организации.

Классик западной теории менеджмента П.Друкер определил ключевую задачу менеджмента ХХIвека: повышение эффективности творческого и управленческого труда. Решение этой задачи невозможно без сочетания самостоятельной инициативы сотрудника и организации управления творческим и управленческим трудом «сверху».

Таким образом, можно выделить два основных направления в области организации времени сотрудника:

· Классический тайм-менеджмент;

· Направления общего менеджмента, касающиеся вопросов личной организации труда

Сближение этих направлений обусловливает необходимость встраивания тайм-менеджмента в корпоративный менеджмент.

Запомните определение:

Корпоративный тайм-менеджмент – совокупность технологий «встраивания» методов тайм-менеджмента в систему управления организацией.

· Корпоративный менеджмент – путь «сверху вниз». От создания системы эффективной системы управления к отдельным элементам, в том числе и тайм-менеджменту;

· Личный тайм-менеджмент – путь «снизу вверх». От личной эффективности – к эффективности компании.

Тайм-менеджмент в программе корпоративного университета.

Первый шаг корпоративного внедрения тайм-менеджмента – обучение. Максимальный результат дает встраивание тайм-менеджмента в систему корпоративного обучения.

Обратите внимание на реальный пример подобной организации обучения тайм-менеджменту в рамках корпоративного университета, приведенный в учебном пособии по тайм-менеджменту на стр. 215 -216.

Схема обучения тайм-менеджменту в рамках корпоративного университета:

1. Оценка уровня ТМ-компетенций участников с помощью метода анкетирования;

2. Проведение двухдневного тренинга по программе «Тайм-менеджмент: гибкие методы», адаптированной к специфике деятельности компании.

3. Использование на тренинге авторского пособия «Учебный органайзер», являющимся своеобразным «самоучителем по тайм-менеджменту».

4. Проведение 4-часового посттренинга через месяц после тренинга.

5. Через несколько месяцев после курса участники пишут эссе, отражающие изменения в организации их работы.

Использование данной схемы существенно повышает результативность обучения тайм-менеджменту.

Дата добавления: 2022-01-01; просмотров: 12; Нарушение авторских прав

Диагностика и аттестация ТМ-навыков.

Диагностика тайм-менеджмента в подразделениях и аттестация ТМ-навыков сотрудников – второй шаг после организации системы обучения тайм-менеджменту.

Форма проведения диагностики – анкетирование команды менеджеров компании по ключевым критериям ТМ.

Оценка проводится по 10 основным критериям ТМ:

1. Материализованность и обозримость задач и информации

2. Измеримость результатов, времени и эффективности.

3. Системность, согласованность, скоординированность работы

4. Гибкость деятельности, простота планирования, оперативность реагирования

5. Целеориентированность, определенность направления

6. Приоритизированность, сфокусированность на главном

7. Инвестиционность, ориентация на развитие

8. Своевременность исполнения

9. Контролируемость исполнения

10. Легкость работы

Обратите внимание на описание каждого из приведенных выше критериев, приведенное в учебном пособии на стр. 219 – 222. Внимательно изучите основные характеристики каждого критерия.

На основании данных проведенного анкетирования выстраивается ТМ-профиль, являющийся результатом диагностики. При этом учитываются три основных направления внедрения тайм-менеджмента в компании:

· Личный тайм-менеджмент;

· Командный тайм-менеджмент;

· Корпоративный тайм-менеджмент.

Внимательно ознакомьтесь с подробной характеристикой каждого из этих направлений, приведенной в учебном пособии на стр. 217.

Преимущества ТМ-Профиля: анализ построенной диаграммы позволяет выявить проблемные зоны в области организации времени по каждому из трех направлений внедрения.

Ознакомьтесь с подробным описанием технологии анкетирования и оценки достоверности данных, приведенным в главе «Корпоративный тайм-менеджмент» учебного пособия на стр. 223 – 228.

Методика ТМ-аттестации.

Служит для оценки личных ТМ-навыков каждого специалиста, руководителя, сотрудника. Поводится одновременно с Тм-диагностикой или отдельно от нее.

Прочитайте описание методики проведения ТМ-аттестации в учебном пособии на стр. 228 – 229. Чем отличается ТМ-диагностика от ТМ-аттестации? Обратите внимание на описание основных идей методики оценки менеджеров, приведенные в описании.

Корпоративные ТМ-стандарты.

Шаг, закрепляющий применение инструментов и техник тайм-менеджмента в компании, – разработка корпоративных ТМ-стандартов.

Они могут быть разделены на несколько логических уровней:

1. Язык, глоссарий тайм-менеджмента – формирование единого языка в области управления временем в компании.

2. Договоренности – общие «правила хорошего тона» в отношении времени.

3. Регламенты– договоренности, исполнение которых подкреплено санкциями

4. Вещи, инструменты– доски планирования, готовые пустографки, бланки, и т.п., «воплощающие» в себе грамотные техники работы.

Прочитайте подробное описание каждого из уровней. Обратите внимание на приведенные примеры реального использования ТМ-стандартов разных уровней, приведенные в учебном пособии. См. стр. 229 – 234.

Направления дальнейших исследований.

Одно из приоритетных направлений развития науной школы тайм-менеджмента – решение задачи оценки экономической эффективности внедрения корпоративного тайм-менеджмента.

Дата добавления: 2022-01-01; просмотров: 30; Нарушение авторских прав

Успешно изучив тему, вы будете:

знать:

· Что такое корпоративный тайм-менеджмент.

· Факторы, определяющие необходимость корпоративного внедрения тайм-менеджмента.

· Отличия и сходства корпоративного и личного тайм-менеджмента

· Шаги корпоративного внедрения тайм-менеджмента в практику организаций

· Критерии тайм-менеджмента, используемые для оценки навыков в области управления временем.

· Различные уровни корпоративных стандартов в области организации времени сотрудников компании

· Направления исследований в области тайм-менеджмента

уметь:

· Применять знания в области тайм-менеджмента как в области повышения личной эффективности, так и внедрять их в практику рабочих ситуаций.

· Разрабатывать корпоративные стандарты тайм-менеджмента различных уровней.

· Использовать полученные знания по тайм-менеджменту для организации командной работы.

Изучая занятие, необходимо акцентировать внимание на следующих понятиях:

· Корпоративный тайм-менеджмент

· Факторы необходимости корпоративного внедрения тайм-менеджмента

· Критерии тайм-менеджмента

· Корпоративные стандарты

· Язык тайм-менеджмента

· Регламенты и договоренности в области тайм-менеджмента

· «вещи», инструменты воплощения корпоративных стандартов

Полученные сегодня знания вам будут полезны:

· При организации командной работы и внедрении техник тайм-менеджмента в условиях организации

Гибкое и жесткое планирование на OUTLOOK.

В современном мире Тайм-менеджмент невозможен без «компьютеризации». Наиболее распространенной программой, позволяющей эффективно управлять временем и задачами, является Outlook, позволяющий создать обзор всех элементов нашей работы и жизни. С его помощью, например, мы можем планировать свой день, с учетом и «жестких» и «гибких» задач.

Для этого в Outlook предусмотрены две разных сущности:

· Встреча, создаваемая в разделе «Календарь» ­– дает удобный обзор «жесткой» части плана дня или недели. Имеет привязку к конкретному жесткому времени исполнения.

· Задача, создаваемая в разделе «Задачи» – дает обзор всех «гибких» дел. Имеет только «Срок исполнения», т.е. дату, до которой необходимо выполнить задачу.

Дата добавления: 2022-01-01; просмотров: 53; Нарушение авторских прав

з курсу «Регіональна економіка»

за темою „Особливості сучасного розвитку нафтогазової

промисловості в Україні”.

Виконав:

студент 1 курсу

(заочного відділення)

групи ЕМ-11 Іванов О.О.

Науковий керівник:

ст. викладач Мехович А.С.

Харків – 2022

Додаток Б

(Приклад оформлення змісту курсової роботи)

Тема роботи: “ Особливості сучасного розвитку нафтогазової промисловості в Україні”.

ЗМІСТ

Вступ 3

Розділ 1. Загальна характеристика потенціалу нафтогазової промисловості України 5

1.1. Особливості визначення потреби національного господарства України в нафтогазових ресурсах 5

1.2. Технологічні особливості використання нафтогазових ресурсів у господарській діяльності України 8

1.3. Структура джерел нафтогазового ресурсу, що забезпечують потреби розвитку економіки України 12

Розділ 2. Характеристика сучасного стану нафтогазової промисловості України 15

2.1. Територіальне розміщення та структурні особливості нафтогазового комплексу

України 15

2.2. Динаміка розвитку нафтогазової промисловості України за останнє десятиріччя 18

2.3. Умови та фактори сучасного розвитку нафтогазової промисловості України 22

Розділ 3. Проблеми і перспективи розвитку нафтогазової промисловості України 25

3.1. Ефективність нафтогазового комплексу України в сучасних умовах розвитку 25

3.2. Актуальні проблеми розвитку нафтогазової промисловості 28

3.3. Шляхи підвищення ефективності нафтогазового комплексу України 30

Висновки і пропозиції 33

Список використаних джерел 37

Додатки 38

Додаток В

(Приклад оформлення таблиці)

Таблиця 1.2.

Обсяги власного видобутку і потреба в споживанні нафти і газу в Україні

Джерело: Новицький В.Є. Міжнародна економічна діяльність України: Підручник. / В.Є. Новицький – К.: КНЕУ, 2003. – 948 с. – с. 741, www.ukrstat.gov.ua.

Додаток Д

Перелік рекомендованих джерел[2]

1. Казакова Н.А. Размещение производительных сил: Учебное пособие. – Харьков, ХНУ им. В.Н. Каразина, 2006. – 137 с.

2. Голіков А.П., Дейнека О.Г., Позднякова Л.О., Черномаз П.О. Регіональна економіка та природокористування / за ред. ГоліковА.П.: навчальний посібник. – К.: Центр учбової літератури, 2009. – 352 с.

3. Регіональна економіка: навчальний посібник / А.П. Голіков, О.Г. Дейнека, Л.О. Позднякова, П.О. Черномаз. – Х.: ХНУ імені В.Н. Каразіна, 2009. – 316 с.

4. Заблоцький Б.Ф. Регіональна економіка: Навч. Посібник. – Львів: “Новий світ – 2000”, 2008. – 546 с.

5. Лишиленко В.І. Регіональна економіка: підручник [для студ. вищ. навч. закл.] / В.І. Лишиленко – К.: Центр учбової літератури, 2009 – 384 с.

6. Стеченко Д.М. Розміщення продуктивних сил і регіоналістика: Підручник. — К.: Вікар, 2006. — 396 с.

7. Руденко В.П. Географія природно-ресурсного потенціалу України. — Л.: Світ, 1993.

8. Руденко В.П. Географія природно-ресурсного потенціалу України [Текст] / В.П. Руденко. – Чернівці: Зелена Буковина, 1999. – 568 с.

9. Чернецкий Ю.А. Мировая экономика. Курс лекцій / Ю.А. Чернецкий. – М.: Эксмо, 2007. – 400 с.

10. Бабинцева Н.С. Мировая экономика: Учеб. пособие. – СПб.: Издательство С.-Петербургского университета, 2003.

11. Максаковский В.П. Географическая картина мира. Кн. I: Общая характеристика мира. Москва, Дрофа, 2008, 4-е изд., 495 стр.

12. Максаковский В.П. Географическая картина мира. Кн. II: Региональная характеристика мира. Москва, Дрофа, 2009, 4-е изд., 480 стр.

13. Электронный каталог МЕТА: информационный портал. Рубрика «Информация об Украине». Электронный ресурс – режим доступа:http://dir.meta.ua/ru/country/information-about-ukraine/

14. Офіційний сайт Міністерства екології та природних ресурсів України. Електронний ресурс – режим доступу:http://www.menr.gov.ua/

15. Природно-заповідний фонд україни.Електронний ресурс – режим доступу:http://pzf.menr.gov.ua/

16. Державне агентство земельних ресурсів України Офіційний веб-сайт

Електронний ресурс – режим доступу: http://land.gov.ua

17. Наукова та інноваційна діяльність в Україні: статистичний збірник / Відп. за випуск О.О. Кармазіна / Державна служба статистики України. – К.: Державна служба статистики України, 2022 – 314 с.

18. Чужиков В.І. Глобальна регіоналістика: історія та сучасна методологія. Монографія. К., КНЕУ, 2008, 272 с.

19. Сталий розвиток: еколого-економічна оптимізація територіально-виробничих систем: Навчальний посібник / Н.В. Караєва, Р.В. Корпан, Т.А. Коцко та ін. / За заг. ред. І.В. Недіна. – Суми: ВТД «Університетська книга», 2008. – 384 с.

20. Желтиков В. П. Экономическая география и регионалистика. Дашков и Ко, АкадемЦентр, 2022.

21. Экономическая география /В.П. Желтиков, Н.Г. Кузнецов, С.Г. Тяглов. Серия «Учебники и учебные пособия». Ростов н/Д: Феникс, 2001. — 384 с.

22. Региональная экономика: Учебник / Под ред. В.И. Видяпина и М.В. Степанова. – М.: ИНФРА-М, 2007.-666 с- (100 лет РЭА им. Г.В. Плеханова).

23. Региональная экономика и управление: Учебник. — М.: ИНФРА-М, 2006. — 416 с. — (Высшее образование).

24. Березін О.В. Проблеми формування продовольчого ринку України: [монографія] – К.: Вища школа, 2002. – 211 с.

25. Голиков А.П. та ін. Вступ до економічної і соціальної географії. Підручник / А.П. Голиков, Я.Б. Олійник, А.В. Степаненко. – К.: Либідь, 1996.

26. Ломакин В.К. Мировая экономика: Учебник для вузов. – 2-е изд., перераб. и доп. – М.: ЮНИТИ – ДАНА, 2004. – 735 с.

27. Мировое хозяйство и международные экономические отношения: Учебное пособие / Под ред. А.П. Голикова и др. – Симферополь, СОНАТ, 2003.

28. Мовсесян А.Г., Огнивцев С.Б. Мировая экономика: Учебник. – М.: Финансы и статистика, 2001. – 656 с.

29. Раджабова З.К. Мировая экономика: Учебник. 2-е изд., перераб. и доп. – М.: ИНФРА-М, 2002. – 320 с.

Навчальне видання

Кім Т.І., Мехович А.С.

Методичний посібник

з курсу «Розміщення продуктивних сил та регіональна економіка»

для студентів економічного факультету

Підп. до друку 21…11 Формат 60х84/16 Папір офсетний. Друк офсетний.

Ум.друк. 3,20 Тираж 100 Ціна договірна

________________________________________________________________________________

61077, Харків, пл. Свободи,4

Харківський національний університет ім. В.Н. Каразіна

________________________________________________________________________________

Різо ХНУ

[1] Студент має можливість запропонувати самостійне формулювання теми курсового дослідження у межах дисципліни та обговорити його з науковим керівником, але остаточне рішення щодо затвердження теми приймає керівник

[2] До нього обов’язково потрібно додати джерела періодичних видань, перелік яких вказано на с. 11-12 Посібника, їх бібліографія має відповідати зразкам, наведеним на с. 37 Посібника. Також перелік має містити іномовні видання та, в разі необхідності, джерела інформації всесвітньої мережі Інтернет, зразки бібліографії яких наведені на с. 37 Посібника.

Билет № 1

Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева. Закономерности изменения свойств элементов малых периодов и главных подгрупп в зависимости от их порядкового (атомного) номера.

Периодическая система стала одним из важнейших источников информации о химических элементах, образуемых ими простых веществах и соединениях.

Дмитрий Иванович Менделеев создал Периодическую систему в процессе работы над своим учебником «Основы химии», добиваясь максимальной логичности в изложении материала. Закономерность изменения свойств элементов, образующих систему, получила название Периодического закона.

Согласно периодическому закону, сформулированному Менделеевым в 1869 году, свойства химических элементов находятся в периодической зависимости от их атомных масс. То есть с увеличением относительной атомной массы, свойства элементов периодически повторяются.*

Сравните: периодичность смены времен года с течением времени.

Данная закономерность иногда нарушается, например, аргон (инертный газ) превышает по массе следующий за ним калий (щелочной металл). Это противоречие было объяснено в 1914 году при изучении строения атома. Порядковый номер элемента в Периодической системе – это не просто очередность, он имеет физический смысл – равен заряду ядра атома. Поэтому

современная формулировка Периодического закона звучит так:

Свойства химических элементов, а также образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома.

Период – это последовательность элементов, расположенных в порядке возрастания заряда ядра атома, начинающаяся щелочным металлом и заканчивающаяся инертным газом.

В периоде, с увеличением заряда ядра, растет электроотрицательность элемента, ослабевают металлические (восстановительные) свойства и растут неметаллические (окислительные) свойства простых веществ. Так, второй период начинается щелочным металлом литием, за ним следует бериллий, проявляющий амфотерные свойства, бор – неметалл, и т.д. В конце фтор – галоген и неон – инертный газ.

(Третий период снова начинается щелочным металлом – это и есть периодичность)

1-3 периоды являются малыми (содержат один ряд: 2 или 8 элементов), 4-7 – большие периоды, состоят из 18 и более элементов.

Составляя периодическую систему, Менделеев объединил известные на тот момент элементы, обладающие сходством, в вертикальные столбцы. Группы – это вертикальные столбцы элементов, имеющих, как правило, валентность в высшем оксиде равную номеру группы. Группу делят на две подгруппы:

Главные подгруппы содержат элементы малых и больших периодов, образуют семейства со сходными свойствами (щелочные металлы – I А, галогены – VII A, инертные газы – VIII A).

(химические знаки элементов главных подгрупп в периодической системе располагаются под буквой «А» или, в очень старых таблицах, где нет букв А и Б – под элементом второго периода)

Побочные подгруппы содержат элементы только больших периодов, их называют переходные металлы.

(под буквой «Б» или «B»)

В главных подгруппах с увеличением заряда ядра (атомного номера) растут металлические (восстановительные) свойства.

* точнее, веществ, образованных элементами, но это часто опускают, говоря «свойства элементов»

Дата добавления: 2022-01-05; просмотров: 26; Нарушение авторских прав

1. Простые и сложные вещества: различие в их составе. Основные классы неорганических соединений: примеры соединений, различие в их составе.

Простые вещества состоят из одного химического элемента. К ним относятся металлы и неметаллы.

Сложные вещества состоят из двух или более химических элементов. Сложные вещества, или соединения, подразделяют на классы:

оксиды

кислоты

основания

соли

Оксидами называют вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород. Оксиды делят на оснóвные, кислотные, амфотерные, безразличные (несолеобразующие).

Оснóвным оксидам соответствуют основания. Это оксиды металлов, например натрия Na2O, кальция CaO. Основные оксиды реагируют с кислотами с образованием соли и воды.

Кислотным оксидам соответствуют кислоты. Это оксиды неметаллов, например, серы SO2, фосфора P2O5, или металлов в высшей степени окисления, например, оксид хрома (VI) CrO3. Кислотные оксиды реагируют со щелочами с образованием соли и воды

Амфотерные оксиды реагируют и с кислотами, и со щелочами. Примером могут служить оксиды цинка и алюминия.

Несолеобразующие оксиды не реагируют ни с кислотами, ни со щелочами. К ним относятся некоторые оксиды неметаллов, например, оксид азота (II) NO.

Кислоты – это сложные вещества, состоящие из одного или нескольких атомов водорода и кислотного остатка.

Кислоты могут быть бескислородными, как соляная HCl, сероводородная H2S, или кислородсодержащими: азотная HNO3, серная H2SO4.

В зависимости от числа атомов водорода, кислоты делят на однооснóвные, например, азотная HNO3, двухоснóвные – серная H2SO4, трехснóвные – ортофосфорная (часто называют просто фосфорная) H3PO4.

С точки зрения теории электролитической диссоциации кислотами называются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода:

HCl → H Cl-

Основания – это сложные вещества, состоящие из металла и одной или нескольких гидроксогрупп (OH). Основания могут быть растворимыми в воде – щелочи: гидроксид натрия NaOH, гидроксид кальция Ca(OH)2, или нерастворимыми, как гидроксид меди (II) Cu(OH)2.

С точки зрения теории электролитической диссоциации основаниями являются вещества, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид-ионов, т.е. оснóвные гидроксиды:

NaOH → Na OH-

С точки зрения протонной теории к основаниям относятся вещества, способные присоединять ионы водорода, например аммиак:

NH3 HOH = NH4 OH-

Соли – это сложные вещества, в составе которых имеется металл (или сложный положительный ион) и кислотный остаток. Соли бывают:

• средние – в составе нет ионов водорода и гидроксогрупп, например, хлорид натрия NaCl, карбонат натрия Na2CO3

• кислые – содержат в своем составе ионы водорода, например, гидрокарбонат натрия NaHCO3, дигидрофосфат натрия NaH2PO4

• оснóвные – содержат в своем составе гидроксогруппы, например, основный карбонат меди (II) (CuOH)2CO3

Дата добавления: 2022-01-05; просмотров: 11; Нарушение авторских прав

Атом – наименьшая частица вещества, неделимая химическим путем. В XX веке было выяснено сложное строение атома. Атомы состоят из положительно заряженного ядра и оболочки, образованной отрицательно заряженными электронами. Общий заряд свободного атома* равен нулю, так как заряды ядра и электронной оболочки уравновешивают друг друга. При этом величина заряда ядра равна номеру элемента в периодической таблице (атомному номеру) и равна общему числу электронов (заряд электрона равен -1).

Атомное ядро состоит из положительно заряженных протонов и нейтральных частиц – нейтронов, не имеющих заряда. Обобщенные характеристики элементарных частиц в составе атома можно представить в виде таблицы:Название частицы Обозначение Заряд Масса

протон p 1 1

нейтрон n 0 1

электрон e– -1 принимается равной 0

Число протонов равно заряду ядра, следовательно, равно атомному номеру. Чтобы найти число нейтронов в атоме, нужно от атомной массы (складывающейся из масс протонов и нейтронов) отнять заряд ядра (число протонов).

Например, в атоме натрия 23Na число протонов p = 11, а число нейтронов n = 23 – 11 = 12

Число нейтронов в атомах одного и того же элемента может быть различным. Такие атомы называют изотопами.

Электронная оболочка атома также имеет сложное строение. Электроны располагаются на энергетических уровнях (электронных слоях).

Номер уровня характеризует энергию электрона. Связано это с тем, что элементарные частицы могут передавать и принимать энергию не сколь угодно малыми величинами, а определенными порциями – квáнтами. Чем выше уровень, тем большей энергией обладает электрон. Поскольку чем ниже энергия системы, тем она устойчивее (сравните низкую устойчивость камня на вершине горы, обладающего большой потенциальной энергией, и устойчивое положение того же камня внизу на равнине, когда его энергия значительно ниже), вначале заполняются уровни с низкой энергией электрона и только затем – высокие.

Максимальное число электронов, которое может вместить уровень, можно рассчитать по формуле: N = 2n2, где N – максимальное число электронов на уровне,

n – номер уровня.

Тогда для первого уровня N = 2 · 12 = 2,

для второго N = 2 · 22 = 8 и т.д.

Число электронов на внешнем уровне для элементов главных (А) подгрупп равно номеру группы.

В большинстве современных периодических таблиц расположение электронов по уровням указано в клеточке с элементом. Очень важно понимать, что уровни читаются снизу вверх, что соответствует их энергии. Поэтому столбик цифр в клеточке с натрием :

следует читать так:

на 1-м уровне – 2 электрона,

на 2-м уровне – 8 электронов,

на 3-м уровне – 1 электрон

Будьте внимательны, очень распространенная ошибка!

Распределение электронов по уровням можно представить в виде схемы:

11Na ) ) )

2 8 1

Если в периодической таблице не указано распределение электронов по уровням, можно руководствоваться:

максимальным количеством электронов: на 1-м уровне не больше 2 e–,

на 2-м – 8 e–,

на внешнем уровне – 8 e–;

числом электронов на внешнем уровне (для первых 20 элементов совпадает с номером группы)

Тогда для натрия ход рассуждений будет следующий:

Общее число электронов равно 11, следовательно, первый уровень заполнен и содержит 2 e–;

Третий, наружный уровень содержит 1 e– (I группа)

Второй уровень содержит остальные электроны: 11 – (2 1) = 8 (заполнен полностью)

* Ряд авторов для более четкого разграничения свободного атома и атома в составе соединения предлагают использовать термин «атом» только для обозначения свободного (нейтрального) атома, а для обозначения всех атомов, в том числе и в составе соединений, предлагают термин «атомные частицы». Время покажет, как сложится судьба этих терминов. С нашей точки зрения, атом по определению является частицей, следовательно, выражение «атомные частицы» можно рассматривать как тавтологию («масло масляное»).

Дата добавления: 2022-01-05; просмотров: 33; Нарушение авторских прав

1. Виды химической связи: ковалентная (полярная и неполярная), ионная; их сходство и различие. Типы кристаллических решеток. Примеры веществ с различными типами решеток.

Ковалентной связью называется химическая связь между двумя атомами за счет образования общей электронной пары. Ковалентная связь может быть неполярной – между двумя атомами с одинаковой электроотрицательностью, т.е. в простых веществах, и полярной – между атомами, электроотрицательность которых различается, т.е. в сложных веществах.

Рассмотреть образование ковалентной неполярной связи удобно на примере молекулы водорода, образующейся при соединении двух атомов водорода, каждый из которых имеет по одному неспаренному электрону:

H• •H → H : H

При этом внешняя электронная оболочка получает недостающий электрон, становится завершенной.

Такое состояние характеризуется меньшей энергией, более устойчиво. Вот почему для разрыва ковалентной связи требуется затратить энергию (такое же количество энергии выделяется при ее образовании).

В структурных формулах ковалентная связь изображается черточкой, тогда молекула водорода будет выглядеть так: H-H

Еще раз обращаем Ваше внимание, что ковалентной называется двухэлектронная двухцентровая связь, когда два электрона находятся на общей орбитали двух атомов. Поэтому к ней, строго говоря, не относятся случаи, когда электроны находятся на орбиталях трех или более атомов или когда общая связь образована более чем двумя электронами (в 10-11 классах будет изучаться бензол, в молекуле которого 6 электронов образуют одну общую связь).

Ковалентная полярная связь образуется в молекуле хлороводорода:

.. ..

H· ·Cl: → H :Cl:

·· ··

Хлор как более электроотрицательный элемент смещает к себе общую электронную пару, в результате на нем образуется частичный отрицательный заряд, а на водороде – частичный положительный:

Hδ -Clδ–

Ковалентная связь может возникать не только при объединении двух орбиталей, содержащих по одному неспаренному электрону. Один атом может предоставить электронную пару, а второй – свободную орбиталь. Такая ковалентная связь называется донорно-акцепторной.

Например, в ионе аммония протон присоединяется к молекуле аммиака за счет образования донорно-акцепторной связи. Азот выступает донором, а протон (водород) – акцептором электронной пары:

H :NH3 → NH4

Хотя по способу образования донорно-акцепторная связь отличается от остальных, но по свойствам, в том числе по длине связи, все четыре связи одинаковы.

Чтобы подчеркнуть способ образования, донорно-акцепторную связь могут обозначать в структурных формулах стрелкой:

H

l

[H – N → H ]

l

H

Стрелку используют и чтобы изобразить смещение общей электронной пары в полярной связи (H→Cl), поэтому эти два случая не следует путать.

Ионную связь можно рассматривать как крайний случай ковалентной полярной связи, когда электроны практически полностью переходят от одних атомов к другим с образованием ионов.

Таким образом, ионная связь образуется за счет сил электростатического притяжения между ионами (притягиваются противоположные заряды).

Примером ионной связи будет хлорид натрия:

..

Na [:Cl:] –

··

Ионная связь характерна для соединений элементов, электроотрицательности которых различаются очень сильно, например щелочных металлов с галогенами.

Сходство с ковалентной связью заключается в том, что сложно провести резкую грань между ковалентной полярной и ионной связью, мнения разных авторов на этот счет могут различаться.

Различие ионной и ковалентной связи в том, что ионная сильнее поляризована, вплоть до полного перехода электронной пары к более электроотрицательному элементу.

Типы кристаллических решеток:

1. Ионная – в узлах кристаллической решетки расположены положительные и отрицательные ионы. Характерна для веществ с ионной связью: соединений галогенов с щелочными металлами (NaCl), щелочей (NaOH) и солей кислородсодержащих кислот (Na2SO4).

2. Атомная – в узлах кристаллической решетки атомы, связанные ковалентными связями: алмаз, кремний.

Вещества с ионными и атомными кристаллическими решетками обладают высокими твердостью и температурой плавления.

3. Молекулярная кристаллическая решетка образована молекулами, связанными слабыми межмолекулярными взаимодействиями, поэтому такие вещества непрочные, легкоплавкие (лёд, сера), зачастую возгоняются, т.е. при нагревании испаряются, минуя жидкую фазу, как сухой лёд CO2, йод I2

4. Металлическая кристаллическая решетка характерна для металлов, например, Fe

Дата добавления: 2022-01-05; просмотров: 12; Нарушение авторских прав

Пример:

2. Сколько литров кислорода необходимо для сгорания 89,6 литров водорода?

Решение:

Объем газа пропорционален количеству вещества:

v = 22,4 л/моль • n,

где 22,4 – молярный объем, т.е. объем одного моля любого газа,

n – количество вещества (моль)

Записываем над уравнением реакции имеющиеся данные, а под уравнением – число моль согласно уравнению (равно коэффициенту перед веществом):

89,6 л x л

2H2 O2 = 2H2O

2 моль 1 моль

Составляем пропорцию:

89,6 л – x л

2 моль – 1 моль

(или с пояснением:

для сгорания 89,6 л водорода требуется x л кислорода,

а для 2 моль – 1 моль)

Находим x:

x = 89,6 л • 1 моль / 2 моль = 44,8 л

Ответ: 44,8 л.

Билет № 8

1. Классификация химических реакций по различным признакам: числу и составу исходных и полученных веществ; выделению или поглощению энергии; изменению степени окисления химических элементов. Примеры реакций различных типов.

♦ По числу и составу исходных и полученных веществ химические реакции бывают:

Соединения – из двух или нескольких веществ образуется одно сложное вещество:

Fe S = FeS

(при нагревании порошков железа и серы образуется сульфид железа)

Разложения – из одного сложного вещества образуется два или несколько веществ:

2H2O = 2H2 O2

(вода разлагается на водород и кислород при пропускании электрического тока)

Замещения – атомы простого вещества замещают один из элементов в сложном веществе:

Fe CuCl2 = Cu↓ FeCl2

(железо вытесняет медь из раствора хлорида меди (II))

Обмена – 2 сложных вещества обмениваются составными частями:

HCl NaOH = NaCl H2O

(реакция нейтрализации – соляная кислота реагирует с гидроксидом натрия с образованием хлорида натрия и воды)

♦ Реакции, протекающие с выделением энергии (тепла), называются экзотермическими. К ним относятся реакции горения, например серы:

S O2 = SO2 Q

Образуется оксид серы (IV), выделение энергии обозначают Q

Реакции, требующие затрат энергии, т.е. протекающие с поглощением энергии, называются эндотермическими. Эндотермической является реакция разложения воды под действием электрического тока:

2H2O = 2H2 O2 – Q

♦ Реакции, сопровождающиеся изменением степеней окисления элементов, т.е. переходом электронов, называются окислительно-восстановительными:

Fe0 S0 = Fe 2S-2

Противоположностью являются электронно-статичные реакции, часто их называют просто реакции, протекающие без изменения степени окисления. К ним относятся все реакции обмена:

H 1Cl-1 Na 1O-2H 1 = Na 1Cl-1 H2 1O-2

(Напомним, что степень окисления в веществах, состоящих из двух элементов, численно равна валентности, знак ставится перед цифрой)

Дата добавления: 2022-01-05; просмотров: 176; Нарушение авторских прав

Окислительно-восстановительные реакции протекают с изменением степени окисления. Широко распространенными реакциями этого типа являются реакции горения. Также сюда относятся реакции медленного окисления (коррозия металлов, гниение органических веществ).

Степень окисления элемента показывает число смещенных (притянутых или отданных) электронов. В простых веществах она равна нулю. В бинарных соединениях (состоящих из 2-х элементов) равна валентности, перед которой ставится знак (поэтому иногда ее называют «условным зарядом»).

В веществах, состоящих из 3-х и более элементов, степень окисления можно рассчитать с помощью уравнения, взяв неизвестную степень окисления за «икс», а общую сумму приравняв к нулю. Например, в азотной кислоте HNO3 степень окисления водорода 1, кислорода -2, получаем уравнение: 1 x -2 • 3 = 0

x = 5

Элемент, присоединяющий электроны, называется окислителем. Элемент, являющийся донором электронов (отдающий электроны), называется восстановителем.

_ 2 e- _

l ↓

Fe⁰ S⁰ = Fe ²S^-2

При нагревании порошков железа и серы образуется сульфид железа. Железо является восстановителем (окисляется), сера – окислителем (восстанавливается).

S⁰ O₂⁰ = S ⁴O₂^-2

В этой реакции сера является восстановителем, кислород окислителем. Образуется оксид серы (IV)

Можно привести пример с участием сложного вещества:

Zn⁰ 2H ¹Cl = Zn ²Cl₂ H₂0↑

цинк – восстановитель, водород соляной кислоты – окислитель.

Можно привести пример с участием сложного вещества и составить электронный баланс:

Cu⁰ 4HN ⁵O₃ = Cu ²(NO₃)₂ 2H2O 2N ⁴O₂↑

конц. Cu0 – 2e– → Cu 2 2 1 – восстановитель

N 5 1e– → N 4 2 – окислитель

2. Задача. Вычисление массы продукта реакции, если для его получения взят раствор с определенной массовой долей (%) исходного вещества.

m растворенного вещества = m раствора • ω

где ω – массовая доля

Можно получить ту же формулу, составляя пропорцию:

m раствора – 100%

х – ω %

х = m раствора • ω : 100

Пример:

Сколько граммов хлорида цинка получится при растворении избытка цинка в 20 граммах 10%-ного раствора соляной кислоты?

Решение:

1) Находим массу HCl в растворе:

m HCl = 20г • 10% : 100% = 2 г

2) Находим количество вещества HCl:

M (HCl) = 35,5 1 = 36,5 г/моль

n = m/M = 2 г : 36,5 г/моль = 0,055 моль

3) Подписываем данные над уравнением реакции, а число моль согласно уравнению (равно коэффициентам) под ним:

0,055 моль x моль

Zn 2HCl = ZnCl2 H2↑

2 моль 1 моль

Составляем пропорцию:

0,055 моль – x моль

2 моль – 1 моль

Находим x:

x = 0,055 моль • 1 моль / 2 моль = 0,028 моль

4) Находим массу соли:

M (ZnCl2) = 65 35,5 • 2 = 136 г/моль

m = M • n = 136 г/моль • 0,028 моль = 3,8 г

Ответ: 3,8 г.

(Если подставлять в уравнение не моли, а граммы, то получится точнее – 3,7 г)

Билет № 10

Дата добавления: 2022-01-05; просмотров: 34; Нарушение авторских прав

1. Водород: положение этого химического элемента в периодической системе, строение его атома и молекулы. Физические и химические свойства водорода, получение и применение.

Водород находится в 1-м периоде, I группе, главной (А) подгруппе. Химический знак водорода обычно проставляют и в VII группе.

Это связано с тем, что ядро атома водорода представляет из себя протон (элементарную частицу), заряд его равен 1. Электронная оболочка имеет один уровень, на котором расположен один электрон. Водород, как и металлы I группы, легко окисляется. Валентность водорода равна I.

В то же время водороду недостает только одного электрона, чтобы заполнить внешний электронный уровень (т.к. на I уровне может разместиться только 2 электрона). В этом он сходен с галогенами. Водород-простое вещество, как и галогены, является неметаллом. Поэтому химический знак водорода помещают также в VII группу.

Молекула водорода состоит из двух атомов, связанных ковалентной неполярной связью.

Водород – газ, без цвета и запаха, легче воздуха. Растворимость в воде очень мала.

Химические свойства:

Водород горит, образуется вода; смесь водорода с воздухом сгорает со взрывом:

2H2 O2 = 2H2O

Водород продолжает гореть в атмосфере хлора (т.е. реагирует с хлором при нагревании), образуется хлороводород:

H2 Cl2 = 2HCl

Сходным образом протекают реакции со многими неметаллами.

Водород восстанавливает металлы из их оксидов:

H2 CuO = Cu H2O

В этих трех реакциях водород является восстановителем.

Водород может выступать в роли окислителя при нагревании со щелочными металлами:

2Na H2 = 2NaH (образуется гидрид натрия)

В лаборатории водород получают взаимодействием цинка с соляной кислотой:

Zn 2HCl = ZnCl2 H2↑

Водород собирают в сосуд, перевернутый кверху дном.

Чтобы проверить его на чистоту, пробирку с водородом подносят к пламени спиртовки. Чистый водород сгорает со звонким хлопком. Если водород смешан с воздухом, сгорает со взрывом.

Водород можно получить взаимодействием натрия, кальция с водой:

2Na 2HOH = 2NaOH H2↑

При отсутствии этих реактивов практикуется получение водорода взаимодействием алюминиевой стружки и воды (с добавлением щелочи, чтобы разрушить оксидную пленку).

В промышленности водород получают при разложении природного газа.

Перспективным считается получение водорода при разложении воды электрическим током, но этот метод дорого обходится из-за больших затрат электроэнергии.

Применение водорода:

Синтез аммиака NH3 (производство азотной кислоты и азотных удобрений), соляной кислоты

Получение металлов высокой чистоты (например, порошка железа для школьной химической лаборатории)

Газовая резка и сварка металлов

Водород считается перспективным экологически чистым топливом для автомобильного и воздушного транспорта. Запасы нефти и газа на Земле исчерпаемы, а водород можно получать из воды.

Дата добавления: 2022-01-05; просмотров: 13; Нарушение авторских прав

1. Вода: ее состав, строение молекулы, физические свойства. Химические свойства воды: разложение, отношение к натрию, оксиду кальция, оксиду серы(IV). Основные загрязнители природной воды.

Состав воды можно выяснить с помощью реакции разложения электрическим током. Образуется два объема водорода на один объем кислорода (объем газа пропорционален количеству вещества):

2H2O = 2H2↑ O2↑

Вода состоит из молекул. Каждая молекула содержит два атома водорода, соединенные ковалентными связями с одним атомом кислорода. Угол между связями около 105º:

O – H

l

H

Поскольку кислород является более электроотрицательным элементом (сильным окислителем), общая электронная пара ковалентной связи смещается к атому кислорода, на нем образуется частичный отрицательный заряд δ-, на атомах водорода – частичный положительный δ . Соседние молекулы притягиваются друг к другу противоположными зарядами – это обуславливает сравнительно высокую температуру кипения воды.

Вода при комнатной температуре – бесцветная прозрачная жидкость. Температура плавления 0º C, температура кипения при атмосферном давлении – 100º С. Чистая вода не проводит электрический ток.

Интересной особенностью воды является то, что она имеет наибольшую плотность 1 г/см3 при температуре около 4º С. При дальнейшем понижении температуры плотность воды снижается. Поэтому с наступлением зимы верхние замерзающие слои воды становятся легче и не погружаются вниз. Лед образуется на поверхности. Промерзания водоема до дна обычно не происходит (к тому же лед тоже имеет плотность меньше воды и плавает на поверхности).

Химические свойства:

Вода разлагается при пропускании электрического тока на водород и кислород:

2H2O = 2H2↑ O2↑

Вода взаимодействует с натрием и некоторыми другими активными металлами, которые вытесняют из нее водород, образуется щелочь (гидроксид натрия):

2Na 2HOH = 2NaOH H2↑

Оксид кальция (негашеная известь) бурно взаимодействует с водой (гасится) с выделением большого количества тепла, что может быть даже причиной пожара. Образуется гидроксид кальция (гашеная известь):

CaO H2O = Ca(OH)2 Q

Большинство оксидов неметаллов реагируют с водой с образованием кислот. Оксид серы (IV) взаимодействует с водой с образованием сернúстой кислоты:

SO2 H2O = H2SO3

К основным загрязнителям природной воды относятся сточные воды промышленных предприятий, содержащие соединения ртути, мышьяка и других токсичных элементов. Стоки животноводческих комплексов, городов могут содержать отходы, вызывающие бурное развитие бактерий. Большую опасность для природных водоемов представляет неправильное хранение (не обеспечивающее защиту от атмосферных осадков) или применение удобрений и ядохимикатов, смываемых в водоемы. Транспорт, особенно водный, загрязняет водоемы нефтепродуктами и бытовым мусором, выбрасываемым недобросовестными людьми прямо в воду.

Для охраны вод необходимо вводить замкнутое водоснабжение промышленных предприятий, комплексную переработку сырья и отходов, строительство очистных сооружений, экологическое воспитание населения.

Дата добавления: 2022-01-05; просмотров: 14; Нарушение авторских прав

1. Сера: положение этого химического элемента в периодической системе, строение его атома. Физические и химические свойства серы. Оксиды серы, их химические свойства.

Положение в периодической системе: сера находится в 3 периоде, VI группе, главной (А) подгруппе.

Атомный номер серы 16, следовательно, заряд атома серы равен 16, число электронов 16. Три электронных уровня (равно периоду), на внешнем уровне 6 электронов (равно номеру группы для главных подгрупп).

Схема расположения электронов по уровням:

16S ) ) )

2 8 6

Ядро атома серы 32S содержит 16 протонов (равно заряду ядра) и 16 нейтронов (атомная масса минус число протонов: 32 – 16 = 16).

Сера как простое вещество образует две аллотропные модификации: кристаллическая сера и пластическая.

Кристаллическая сера – твердое вещество желтого цвета, хрупкое, легкоплавкое (температура плавления 112° С), нерастворима в воде. Сера и многие руды, содержащие серу, не смачиваются водой. Поэтому порошок серы может плавать на поверхности, хотя сера тяжелее воды (плотность 2 г/см3).

На этом основан метод обогащения руд под названием флотация: измельченная руда погружается в емкость с водой, через которую продувается воздух. Частички полезной руды подхватываются пузырьками воздуха и выносятся наверх, а пустая порода (например, песок) оседает на дно.

Пластическая сера темного цвета и способна растягиваться, как резина.

Это отличие в свойствах связано со строением молекул: кристаллическая сера состоит из кольцевых молекул, содержащих 8 атомов серы, а в пластической сере атомы соединены в длинные цепи. Пластическую серу можно получить, если нагреть серу до кипения и вылить в холодную воду.

В уравнениях для простоты записывают серу без указания числа атомов в молекуле: S.

Химические свойства:

В реакциях с восстановителями: металлами, водородом, – сера проявляет себя как окислитель (степень окисления -2, валентность II). При нагревании порошков серы и железа образуется сульфид железа:

Fe S = FeS

Со ртутью, натрием порошок серы реагирует при комнатной температуре:

Hg S = HgS

При пропускании водорода через расплавленную серу образуется сероводород:

H2 S = H2S

В реакциях с сильными окислителями сера окисляется. Так, сера горит, образуется оксид серы (IV) – сернúстый газ:

S O2 = SO2

Оксид серы (IV) – кислотный оксид. Реагирует с водой с образованием сернúстой кислоты:

SO2 H2O = H2SO3

Эта реакция происходит в атмосфере при сжигании каменного угля, который обычно содержит примеси серы. В результате выпадают кислотные дожди, поэтому очень важно подвергать очистке дымовые газы котельных.

В присутствии катализаторов оксид серы (IV) окисляется до оксида серы (VI):

2SO2 O2 2SO3 (реакция обратима)

Оксид серы (VI) реагирует с водой с образованием серной кислоты:

SO3 H2O = H2SO4

SO3 – бесцветная жидкость, кристаллизуется при 17° С, переходит в газообразное состояние при 45° С

Дата добавления: 2022-01-05; просмотров: 9; Нарушение авторских прав

1. Углерод: положение этого химического элемента в периодической системе, строение его атома. Алмаз. Графит. Оксиды углерода, их принадлежность к подклассам оксидов. Угольная кислота и ее соли.

Положение в периодической системе: углерод находится во 2 периоде, IV группе, главной (А) подгруппе.

Атомный номер углерода 6, следовательно, заряд атома равен 6, число электронов 6. Два электронных уровня (равно периоду), на внешнем уровне 4 электрона (равно номеру группы для главных подгрупп).

Схема расположения электронов по уровням:

6C ) )

2 4

Ядро атома углерода 12C содержит 6 протонов (равно заряду ядра) и 6 нейтронов (атомная масса минус число протонов: 12 – 6 = 6).

Углерод как простое вещество образует две аллотропные модификации: графит и алмаз.

Алмаз – прозрачные бесцветные кристаллы. У алмаза атомная кристаллическая решетка. Каждый атом в кристаллической решетке алмаза соединен ковалентными связями с четырьмя соседними атомами, так что кристалл алмаза поэтому сравнивают с единой молекулой. Атомные кристаллические решетки обладают большой прочностью: алмаз – самое твердое из природных веществ. Мелкие алмазы используют для бурения горных пород, в стеклорезах. Алмазный порошок используется для шлифовки драгоценных камней. Огранённые алмазы называются бриллиантами.

Графит – темно-серое вещество со слабым металлическим блеском. Кристалл графита состоит из слоев, в которых атомы связаны ковалентными связями. Связь между слоями обладает свойствами металлической связи (т.е. электроны принадлежат всем атомам). Поэтому графит проводит электрический ток. Слои графита слабо связаны: расслаиваются и скользят относительно друг друга, поэтому графит применяется в простых карандашах и в графитовой смазке.

Сажу, древесный уголь, кокс рассматривают как аморфную (состоящую из мелких частиц) разновидность графита.

Сажа используется как наполнитель для черной резины, получения черной краски. Древесный уголь в виде порошка применяется в противогазах, таблетках и фильтрах для воды, т.к. поглощает, адсорбирует на своей поверхности различные примеси, вредные вещества. Кокс в металлургии применяется для выплавки чугуна. Угольные (графитовые) стержни применяются в качестве электродов.

Графит сгорает в кислороде с образованием оксида углерода (IV), или углекислого газа:

C O2 = CO2

При высокой температуре этот оксид реагирует с раскаленным углем, получается оксид углерода (II) – угарный газ:

CO2 C = 2CO

Угарный газ горит голубоватым пламенем:

2CO O2 = 2CO2

Угарный газ чрезвычайно ядовит, так как соединяется с гемоглобином крови, делая невозможным перенос кровью кислорода. Отравление вызывает головную боль, нередко смерть. При отравлении угарным газом необходимо дышать свежим воздухом, лучше кислородом, чтобы вывести оксид углерода (II) из крови. Следует помнить, что угарный газ не задерживается обычным угольным противогазом!!!

Углекислый газ необходим растениям для фотосинтеза. Считается одним из «главных виновников» парникового эффекта, способствующего потеплению климата. Замороженный углекислый газ – сухой лёд – при нагревании испаряется, минуя жидкую фазу и поглощая много тепла, поэтому используется в тележках с мороженым и т.п. для сохранения низкой температуры.

Оба этих оксида являются кислотными, т.е. реагируют со щелочами с образованием солей. Углекислый газ реагирует с известью, получается карбонат кальция:

CO2 Ca(OH)2 = CaCO3 H2O

Оксид углерода (II) иногда относят к несолеобразующим оксидам, но он реагирует при нагревании с гидроксидом натрия с образованием соли – формиата натрия:

CO NaOH = HCOONa (эти реакции не для запоминания! Изучаются в 10-11 классах)

Ему соответствует муравьиная кислота HCOOH, и он может быть получен из нее при нагревании с концентрированной серной кислотой (отнимает воду):

HCOOH = CO↑ H2O

Углекислому газу соответствует угольная кислота H2CO3 – слабая, существует только в растворе. Ее соли – карбонаты. Карбонат кальция широко встречается в природе в виде мела, известняка, мрамора. Применяется в строительстве: известняк в виде щебня и для кладки стен, мел как наполнитель, мрамор для облицовки зданий, станций метрополитена. Обжигом мела и известняка получают жженую известь CaO:

CaCO3 = CaO CO2↑

Карбонат натрия Na2CO3 – сода – обладает щелочной реакцией раствора. Применяется для стирки, смягчения жёсткой воды. Гидрокарбонат натрия NaHCO3 – питьевая сода – для мытья посуды, нейтрализации кислоты, попавшей на кожу. В составе теста в качестве разрыхлителя.

Питьевая сода разлагается при нагревании с выделением углекислого газа, но лучше добавлять к соде лимонную кислоту:

NaHCO3 H = Na H2O CO2↑

Дата добавления: 2022-01-05; просмотров: 7; Нарушение авторских прав

1. Железо: положение этого химического элемента в периодической системе. Химические свойства железа: взаимодействие с серой, хлороводородной кислотой, растворами солей. Оксиды и гидроксиды железа.

Положение в периодической системе: железо находится в 4 периоде, побочной (Б) подгруппе VIII группы. Атомный номер железа 26.

Заряд атома равен 26, число электронов 26. Четыре электронных уровня, на внешнем уровне 2 электрона.

Схема расположения электронов по уровням:

26Fe ) ) ) )

2 8 14 2

Чистое железо – мягкий металл. Железо способно намагничиваться в магнитном поле.

Железо в химических реакциях окисляется до степени окисления 2 или 3. Со слабыми окислителями, такими как сера, разбавленные кислоты, растворы солей, – железо окисляется до 2 (валентность II).

Если нагреть железные опилки с порошком серы, начинается экзотермическая реакция (с выделением теплоты), которая продолжается без дальнейшего нагревания. Образуется сульфид железа (II):

Fe S = FeS

Железо находится в электрохимическом ряду напряжений левее водорода, поэтому вытесняет водород из кислот. При взаимодействии с соляной (хлороводородной) кислотой образуется хлорид железа (II):

Fe 2HCl = FeCl2 H2↑

Железо вытесняет менее активные металлы (которые расположены правее в ряду напряжений) из растворов их солей. Если поместить железные опилки (или кнопку) в раствор хлорида меди (II), железо покрывается красным слоем меди, а голубой раствор приобретает зеленоватый цвет:

Fe CuCl2 = FeCl2 Cu↓

Оксиды и гидроксиды железа нерастворимы в воде. Получены оксиды и гидроксиды с различной степенью окисления железа:

Оксид железа (II) FeO, гидроксид железа (II) Fe(OH)2. Проявляют оснóвные свойства. Оксид железа (II) черного цвета. Гидроксид железа (II) выпадает в виде осадка зеленоватого цвета при добавлении щелочей в раствор соли железа (II).

Железо горит в кислороде:

3Fe 2O2 = Fe3O4

с образованием железной окалины (представляет из себя смешанный оксид Fe 2O•Fe2 3O3). Темно-серого цвета.

Гидратированный оксид железа (III) Fe2O3• nH2O является основной составной частью ржавчины. Бурого цвета. Проявляет слабые амфотерные свойства. Гидроксид железа (III) получают воздействием щелочей на соли железа трехвалентного.

Сильные окислители, например, хлор при нагревании, окисляют железо до степени окисления 3:

2Fe 3Cl2 = 2FeCl3

Железо пассивируется концентрированной серной кислотой, поэтому ее перевозят в стальных цистернах.

Железо широко применяется в промышленности в виде сплавов: чугуна и стали. Сплавы отличаются более высокой твердостью. С помощью специальных легирующих добавок получают сталь, устойчивую к коррозии, высоким температурам и пр.

В организме человека элемент железо входит в состав гемоглобина крови, осуществляющего транспорт кислорода из легких в ткани.

Дата добавления: 2022-01-05; просмотров: 18; Нарушение авторских прав

Разделяем каждый раствор пополам, т.е. получаем два набора по три пробирки.

Чтобы распознать среди трех растворов кислоту, капаем в первые три пробирки индикатор лакмус синий или метилоранж (метиловый оранжевый). В пробирке с кислотой индикатор покраснеет.

Чтобы распознать щелочь, капаем в оставшиеся три пробирки индикатор фенолфталеин (ф-ф). В пробирке со щелочью он станет малиновым.

Можно воспользоваться универсальным индикатором: капаем исследуемый раствор на полоску индикаторной бумаги и сравниваем со шкалой, делаем вывод о наличии кислоты или щелочи.

Билет № 21

Серная кислота, ее химические свойства в свете представлений об электролитической диссоциации и окислительно-восстановительных реакциях (взаимодействие с металлами, оксидами металлов, основаниями и солями).

Серная кислота – важнейший продукт химической промышленности. Формула серной кислоты H2SO4. Бесцветная маслянистая жидкость, тяжелее воды. При смешивании с водой образуются гидраты, происходит сильное разогревание, поэтому категорически запрещено вливать воду в концентрированную серную кислоту. Следует вливать серную кислоту в воду тонкой струйкой при постоянном перемешивании.

Серная кислота отнимает воду от органических веществ, обугливая их. В промышленности способность концентрированной серной кислоты связывать воду используется для осушения газов.

Серная кислота – сильный электролит, в водном растворе диссоциирует полностью. Окрашивает индикаторы лакмус и метилоранж в красный цвет.

Строго говоря, отщепляется один ион водорода (диссоциация по второй ступени очень мала):

H2SO4 = H HSO4–

Металлы, расположенные в ряду напряжений левее водорода, вытесняют из растворов серной кислоты водород:

Zn H2SO4 = ZnSO4 H2↑ (образуется соль – сульфат цинка)

Окислителем в данной реакции является водород кислоты:

Zn0 H2 1SO4 = Zn 2SO4 H20↑

Концентрированная серная кислота взаимодействует при нагревании и с металлами правее водорода, кроме золота и платины. Окислителем будет сера. В реакции с медью восстанавливается до оксида серы (IV):

Cu 2H2SO4 = CuSO4 SO2↑ 2H2O (выделяется бесцветный газ)

с указанием степеней окисления:

Cu0 2H₂S ⁶O₄ = Cu 2SO4 S ⁴O2↑ 2H2O

При концентрации близкой к 100% серная кислота пассивирует железо, реакция не идет.

С оксидами металлов реакция протекает с образованием соли и воды:

MgO H2SO4 = MgSO4 H2O

в ионном виде (оксиды на ионы не раскладываем!):

MgO 2H SO42– = Mg2 SO42– H2O

MgO 2H = Mg2 H2O

Серная кислота реагирует с основаниями, с образованием соли и воды:

2NaOH H2SO4 = Na2SO4 2H2O

в ионном виде:

2Na 2OH– 2H SO42–= 2Na SO42– 2H2O

OH– H = H2O

Качественной реакцией на сульфат-ион является взаимодействие с солями бария – выпадает белый кристаллический осадок сульфата бария, нерастворимый в азотной кислоте:

H2SO4 BaCl2 = BaSO4↓ 2HCl

2H SO42– Ba2 2Cl – = BaSO4↓ 2H 2Cl –

SO42– Ba2 = BaSO4↓

Серная кислота используется для получения многих кислот, так как вытесняет их из солей. В лаборатории так можно получать соляную кислоту (при нагревании, с последующим растворением в воде выделяющегося хлороводорода) и др.:

2NaCl H2SO4 = Na2SO4 2HCl↑

сокращенное ионное уравнение:

Cl – H = HCl↑

Серная кислота применяется в промышленности для очистки нефтепродуктов, поверхности металлов перед нанесением покрытий, очистки (рафинирования) меди, в производстве удобрений, глюкозы и пр.

Дата добавления: 2022-01-05; просмотров: 170; Нарушение авторских прав

1. Натрий: положение этого химического элемента в периодической системе, строение его атома, физические свойства. Химические свойства натрия: взаимодействие с неметаллами, водой.

Положение в периодической системе: натрий находится в 3 периоде, I группе, главной (А) подгруппе.

Атомный номер натрия 11, следовательно, заряд атома натрия равен 11, число электронов 11. Три электронных уровня (равно периоду), на внешнем уровне 1 электрон (равно номеру группы для главных подгрупп).

Схема расположения электронов по уровням:

11Na ) ) )

2 8 1

Ядро атома натрия 23Na содержит 11 протонов (равно заряду ядра) и 12 нейтронов (атомная масса минус число протонов: 23 – 11 = 12).

Простое вещество натрий – металл серебристо-белого цвета, легкий (плотность 0,97 г/см3 – легче воды), мягкий (легко режется ножом), легкоплавкий (температура плавления 98оC).

Натрий, как и все щелочные металлы, – сильный восстановитель. Он энергично реагирует с неметаллами:

При нагревании до 180оС в умеренном количестве кислорода образуется оксид натрия:

4Na O2 = 2Na2O

Натрий горит на воздухе с образованием пероксида натрия:

2Na O2 = Na2O2

Натрий хранят под слоем керосина.

Расплавленный натрий в хлоре сгорает с ослепительной вспышкой (можно говорить проще – реагирует с хлором при нагревании), на стенках сосуда образуется белый налет хлорида натрия:

2Na Cl2 = 2NaCl

Натрий может взрываться при растирании с порошком серы (образуется сульфид натрия):

2Na S = Na2S

Натрий при нагревании восстанавливает водород, образуется гидрид натрия:

2Na H2 = 2NaH

Если небольшой кусочек натрия поместить в воду, он бурно реагирует с водой. Металл плавится от выделяющейся теплоты и «бегает» по поверхности воды. Образуется раствор гидроксида натрия:

2Na 2HOH = 2NaOH H2↑

Натрий в природе содержится в различных минералах, в виде соли в морской воде. В человеческом организме соли натрия входят в состав плазмы крови, лимфу.

Применяется в атомной энергетике и в виде соединений (поваренной соли NaCl, соды Na2CO3 и др.)

2. Опыт. Осуществление превращения: соль → нерастворимое основание → оксид металла.

Для получения нерастворимого основания, к раствору соли добавляем гидроксид натрия. Полученный осадок нагреваем на спиртовке, он разлагается с образованием оксида.

Лучше взять сульфат или хлорид меди (II):

CuSO4 2NaOH = Cu(OH)2↓ Na2SO4

Выпадает синий осадок гидроксида меди (II). При нагревании осадок чернеет в результате образования черного оксида меди (II):

Cu(OH)2 = CuO H2O

Билет № 23

Дата добавления: 2022-01-05; просмотров: 10; Нарушение авторских прав

Углерод в природе содержится в различных осадочных горных породах: меле, известняке. Большое количество углерода входит в состав растительной биомассы. Содержание в атмосфере углекислого газа сравнительно невелико – менее 1 % (точнее 0,03 % по объему), но именно этот углерод приковывает сегодня внимание ученых.

Углекислый газ необходим растениям для фотосинтеза. В процессе фотосинтеза образуются органические вещества, служащие источником питания для всех живых организмов. В то же время углекислый газ способен вызывать парниковый эффект.

Это связано с тем, что солнечный свет проходит сквозь атмосферу, нагревает земную поверхность, которая отдает в космос избыток тепла в виде инфракрасных тепловых лучей. Углекислый газ пропускает солнечный свет, но задерживает инфракрасное излучение. В результате повышения концентрации CO2 может произойти глобальное потепление климата, угрожающее таянием полярных льдов. Это вызовет подъем уровня океана и затопление больших площадей суши.

Фотосинтез – основной процесс, постоянно изымающий углекислый газ из атмосферы. В настоящее время происходит сокращение площади лесов, что особенно пагубно – влажных тропических лесов. Загрязнение поверхности океана нефтепродуктами препятствует нормальному газообмену и фотосинтезу водорослей.

В то же время неуклонно растет потребление ископаемого топлива: природного газа, нефти, каменного угля, – при сжигании которого в атмосферу выбрасывается углекислый газ. Углекислый газ выделяется также при гниении органических веществ, дыхании животных и человека.

В создавшейся ситуации, важную роль в регуляции содержания CO2 в атмосфере играют донные отложения карбоната кальция, образующиеся при отмирании мелких морских беспозвоночных. При повышении содержания в атмосфере углекислого газа, он растворяется в воде, известняк вступает с ним в реакцию с образованием гидрокарбонатов, что связывает избыток углекислоты:

CaCO3 CO2 H2O Ca(HCO3)2

Если в атмосфере возникает недостаток углекислого газа, равновесие смещается влево, гидрокарбонаты разлагаются с освобождением CO2.

Эти процессы можно представить в виде схемы:

Круговорот углерода в природе

Если попросят написать уравнения, можно привести суммарное уравнение образования глюкозы при фотосинтезе:

6CO2 6H2O → C6H12O6 6O2

Сжигание метана в составе природного газа:

CH4 2O2 = CO2 2H2O

Обжиг известняка:

CaCO3 = CaO CO2↑

Дата добавления: 2022-01-05; просмотров: 20; Нарушение авторских прав

1) С промышленными выбросами в атмосферу ежегодно поступает более 600 млн тонн различных химических соединений. Основным источником химического загрязнения воздуха считается металлургия, в первую очередь, коксохимическое производство. В атмосферу выбрасывается большое количество дыма, содержащего сажу и газы, вызывающие у людей астму, хронический бронхит и др.

Для уменьшения выбросов необходимо устанавливать очистные сооружения. Снижать потребление металлов за счет производства изделий с меньшими затратами материалов, защиты металлических конструкций от коррозии, переработки металлолома. Металлургические цеха не должны располагаться на территории населенных пунктов.

Перспективным направлением считается разработка способов получения металлов с использованием биотехнологии.

2) Во многих регионах основным источником загрязнений является транспорт, главным образом, автомобильный. Выхлопы содержат оксиды азота, угарный газ CO, продукты неполного сгорания топлива. В городах это приводит к образованию смога, вызывает у людей заболевания дыхательных путей. Плоды, растущие около автомобильных дорог, нельзя употреблять в пищу.

Для уменьшения загрязнения воздуха вводятся новые экологические стандарты для двигателей, они оснащаются каталитическими дожигателями выхлопных газов. Запрещено производство этилúрованного бензина, содержащего свинец, который выбрасывается в атмосферу.

Очистке воздуха растениями от вредных газов способствует озеленение городов.

3) Значительное количество сернúстого газа SO2 в атмосферу выбрасывают тепловые электростанции и котельные, работающие на каменном угле, который обычно содержит примеси серы. Оксид серы (IV) взаимодействует с водяными парами с образованием сернúстой кислоты. Выпадают кислотные дожди, разрушающие постройки из мрамора и известняка, ускоряющие коррозию металлов. Гибнут леса, в первую очередь хвойные.

Для сокращения выбросов необходимо производить очистку дымовых газов, а улавливаемые соединения серы могут быть использованы для производства серной кислоты.

4) Сжигание ископаемого топлива повышает содержание в атмосфере углекислого газа CO2, вызывающего парниковый эффект, что может привести к глобальному потеплению климата.

Так как зеленые растения связывают углекислый газ в процессе фотосинтеза, необходимо сохранять существующие леса и засаживать деревьями новые площади.

5) Загрязнение воздуха происходит в результате утечек и аварий на предприятиях химической промышленности (производство аммиака, кислот, полимеров и пр.).

Необходимо добиваться снижения аварийности и установки современных очистных сооружений.

6) Серьезную проблему в последние годы представляют свалки и сжигание мусора. При этом в атмосферу попадают продукты неполного сгорания полимеров (пластмасс), способные разрушать озоновый слой в атмосфере.

Необходимо производить сортировку бытовых отходов с последующим сжиганием в специальных печах, где за счет более высокой температуры достигается полное сгорание. Категорически запрещается сжигание бытового мусора на территории населенных пунктов. Особенно опасна резина и пластмассы, дым от сжигания которых является канцерогеном (вызывает развитие злокачественных опухолей). Дым от сжигания опавшей листвы содержит соединения тяжелых металлов, поглощенных зелеными насаждениями, поэтому листья не должны сжигаться в городе.

Из растительных остатков, ботвы на приусадебных участках целесообразно готовить компост, что уменьшает задымление территории и повышает плодородие почвы.

Дата добавления: 2022-01-05; просмотров: 24; Нарушение авторских прав