Классы неорганических соединений
Работа добавлена на сайт samzan.net:
9
Контрольная работа: Классы неорганических соединений.
Методические указания и задания
к контрольной работе: Классы неорганических соединений.
I. Методические указания.
1. Общие положения.
По химическому составу все известные вещества можно разделить на 2 большие группы: органические и неорганические. Органическими являются соединения углерода; к неорганическим относятся соединения всех остальных элементов, а также все простые вещества - вещества, образованные атомами одного элемента, например, Fe, C, O2, O3.
Неорганические соединения включают 4 основных класса: оксиды, кислоты, основания и соли. Среди неорганических соединений принято особо выделять также классы амфолитов (в контрольной работе – это амфотерные гидроксиды) и комплексных соединений.
2. Оксиды.
Оксид-это соединение любого элемента с кислородом, в котором атомы кислорода имеют отрицательную степень окисления, равную по величине двум1 ). Например, Na2O, CaO, P2O5.
Общим способом получения оксидов является взаимодействие простых веществ с кислородом: С+О2=СО2; 4Al+3O2=2Al2O3 и т.п.
Номенклатура оксидов основана на названиях элементов, например, Na2O-оксид натрия, СаО-оксид кальция. Если оксид образован элементом, способным проявлять переменную степень окисления, в названии оксида обязательно указывается значение степени окисления элемента (римской цифрой в круглых скобках). Например, Р2О3-оксид фосфора (III), Р2О5-оксид фосфора (V).
В зависимости от химических свойств различают 3 типа оксидов: основные, кислотные и амфотерные.
Отличительным признаком основных оксидов является способность к химическому взаимодействию с носителями кислотных свойств: с кислотами и
кислотными оксидами. Основные оксиды образуют металлы с невысокой сте-
пенью окисления: +1 (как в Na2O), +2 (как в СаО), иногда +3. Например, Na2O, CaO - основные оксиды и их характерные свойства иллюстрируются следующими реакциями: Na2O+SO3=Na2SO4 - реакция с кислотным оксидом SO3;
CaO+2HCl=CaCl2+H2O - реакция с соляной кислотой HCl.
Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов 2 ) способны реагировать с водой, образуя соответствующее основание. Например, СаО+Н2О=Са(ОН)2.
Кислотные оксиды в противоположность основным реагируют с носителями основных свойств: с основаниями и основными оксидами. Например, для оксида фосфора (V) как для кислотного оксида характерны следующие реакции:
1)Степень окисления-это формальный электрический заряд, который имеет атом в соединении. Перераспределение электрических зарядов между атомами соединения происходит в результате оттягивания электронов от одних атомов другими. Поскольку изначально каждый атом электронейтрален, а электрон-отрицательно заряженная частица, атом, от которого электроны оттягиваются, приобретает избыточный положительный заряд, а атом, оттягивающий на себя электроны - отрицательный. Соответственно, в первом случае степень окисления положительна по знаку, во втором – отрицательна.
2) Щелочными называют металлы главной подгруппы первой группы периодической системы (металлы IA – группы); к щелочноземельным относят три металла главной подгруппы второй группы (IIA – группы): Ca, Sr, Ba.
Р2О5+3К2О=2К3РО4 - реакция с основным оксидом калия К2О;
Р2О5+3Са(ОН)2=Са3(РО4)2+3Н2О - реакция с основанием Са(ОН)2.
Кислотными оксидами являются оксиды неметаллов, а также оксиды металлов с высокой степенью окисления (+5 и выше). Например, оксиды Р2О5, СО2, SO3 - кислотные, т.к. они образованы неметаллическими элементами; кислотный характер оксида хрома (VI) CrO3 обусловлен тем, что степень окисления металлического элемента -хрома в нём равна +6.
Почти все кислотные оксиды неметаллов могут вступать во взаимодействие с водой, образуя кислоту. Например, Р2О5+3Н2О=2Н3РО4.
Фосфорная кислота Н3РО4, а также любая другая кислота, явно или формально могут рассматриваться как результат соединения соответствующего кислотного оксида с водой. По этой причине все кислотные оксиды принято называть ангидридами кислот.
Пример. Ангидриды кислот.
Р2О5 – ангидрид фосфорной кислоты Н3РО4;
SO2 – ангидрид сернистой кислоты H2SO3;
CrO3 – ангидрид хромовой кислоты H2CrO4.
Амфотерные оксиды способны проявлять свойства как основных, так и кислотных оксидов. Они образуются металлами с промежуточной степенью окисления: +4, +3, иногда +2.
Пример. Амфотерные оксиды металлов.TiO2 – оксид титана (IV);
Al2O3 – оксид алюминия;
ZnO – оксид цинка.
Химические свойства амфотерных оксидов можно проиллюстрировать следующими реакциями амфотерного оксида алюминия:
Al2O3+3H2SO4=Al2(SO4)3+3H2O - проявление основных свойств;
Al2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2O - проявление кислотных свойств3).
3. Кислоты.
Согласно теории электролитической диссоциации Аррениуса кислотами на
зывают вещества, которые в водных растворах диссоциируют (распадаются на
на ионы), образуя ионы водорода Н+. Например, из уравнений диссоциации серной кислоты Н2SO4=2H++SO42- и соляной кислоты HCl=H++Cl- видно, что в обоих случаях образуются ионы водорода; сопутствующий отрицательно заряженный ион (анион) кислоты принято называть кислотным остатком.
По химическому составу кислоты подразделяются на бескислородные и кислородсодержащие (оксокислоты). Название бескислородной кислоты образуется из русского названия кислотного остатка с окончанием “o”, затем следует слово “водород” c cуффиксом “н(ая)” и, наконец, слово “кислота”.
Например, HCl – хлороводородная кислота 4), HCN – циановодородная кислота. Название оксокислоты начинается с прилагательного, образованного из корня русского названия кислотообразующего элемента и суффикса, зависящего от степени окисления элемента5): для высшей степени окисления кислотообразующего элемента используется
суффиксы “н(ая)”, “ов(ая)”, “ев(ая)”; по мере понижения степени окисления
------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------
3) Если реакция протекает в водном растворе, образуется не средняя соль NaAlO2, а комплексное соединение - тетрагидроксоалюминат натрия Na[Al(OH)4] – согласно уравнению: Al2O3+2NaOH+3H2O=2Na[Al(OH)4].
4) Для некоторых веществ принято использовать традиционные названия. Так,
HCl – хлороводородная кислота – называется обычно соляной кислотой.
5) Максимальная степень окисления элемента для большинства элементов численно равна номеру группы в периодической системе.
суффиксы меняются в последовательности “оват(ая)”, затем “ист(ая)”6) и, наконец, “оватист(ая)”.
Пример. Названия кислот.
H2SO45) – серная кислота;
H2SO36) – сернистая кислота;
H3AsO45) – мышьяковая кислота;
H3AsO36) – мышьяковистая кислота;
H4GeO45) – германиевая кислота;
HClO45) – хлорная кислота;
HClO3 – хлорноватая кислота;
HClO2 – хлористая кислота;
HClO – хлорноватистая кислота.
В том случае, когда две кислоты одного и того же элемента с одной и той же степенью окисления различаются количеством атомов кислорода, к названию кислоты с большим числом атомов кислорода добавляется префикс “орто”, а к названию кислоты с меньшим числом атомов кислорода – префикс “мета”. Например, Н3ВО3 – ортоборная кислота, а НВО2 – метаборная кислота.
По способности к диссоциации кислоты делятся на сильные и слабые. Сильные кислоты, как и все сильные электролиты, диссоциируют на ионы полностью, слабые – частично. Из числа бескислородных кислот к сильным относятся только три: HCl, HBr, HI; остальные бескислородные кислоты – слабые. Среди оксокислот к сильным относятся кислоты, в которых степень окисления кислотообразующего элемента равна +6 и выше (исключение - азотная кислота HNO3). Например, серная кислота H2SO4, где степень окисления кислотообразующего элемента – серы – равна +6 – сильная, а сернистая кислота H2SO3 с тем же кислото- образующим элементом, но имеющим степень окисления, равную +4 – слабая.
Из довольно многочисленного класса кислот наибольшую важность имеют кислоты неметаллических кислотообразующих элементов, такие как HNO3, H2SO4, H3PO4, HCl. Простейшим способом получения этих кислот является непосредственное соединение соответствующего оксида с водой: N2O5+H20=2HNO3;
SO3+H2O=H2SO4; P2O5+3H2O=2H3PO4. Соляную кислоту получают растворением газообразного хлороводорода в воде.
Общим для всех кислот химическим свойством является способность к взаимодействию с носителями основных свойств – с основными оксидами и с основаниями.
Пример. Химические свойства кислот.
H2SO4+2NaOH=Na2SO4+2H207);
2HCl+CaO=CaCl2+H20.
Вышеприведенные реакции представляют собой реакции обмена, в которых ионы Н+ кислот замещаются катионами металлов. Количество ионов водорода, способных замещаться в кислоте на другие катионы, определяет её основность. Так, HCl – одноосновная кислота, H2SO4 – двухосновная, H4GeO4 – четырёхосновная.
Для большинства кислот типичными также являются реакции вытеснения из них водорода металлами 8). Например, 2Al+3H2SO4=Al2(SO4)3+3H2.
__________________________________________________________________________
6 ) Если элемент образует только две кислоты, в названии кислоты с низшей степенью окисления кислотообразующего элемента всегда используется суффикс “ист(ая)”.
7 ) Реакции кислот с основаниями называются реакциями нейтрализации.
8 ) Вытеснять водород из кислот способны только металлы, расположенные в ряду напряжений до водорода.
Практически все металлы (за исключением благородных) реагируют с окисляющими кислотами – азотной и серной концентрированной. При этом, вытеснения .водорода не происходит, а образуется продукт восстановления кислотного остатка
кислоты.
Пример. Взаимодействие окисляющих кислот с металлами.
3Cu+8HNO3=3Cu(NO3)2+2NO+4H2O;
3Zn+4H2SO4(конц.)=3ZnSO4+S+4H2O.
4. Основания.
По Аррениусу основания – это вещества, при диссоциации которых образуются гидроксид-ионы ОН. Например, при диссоциации гидроксидов калия и бария образуются ионы: КОН=К++ОН; Ва(ОН)2=Ва2++2ОН.
Название основания складывается из слова “гидроксид” и названия катиона. Если катионом является ион металла, способный проявлять переменную степень окисления, в конце названия основания в скобках римской цифрой указывается значение степени окисления металла.
Пример. Названия оснований.
NaOH – гидроксид натрия;
NH4OH – гидроксид аммония;
Ca(OH)2 – гидроксид кальция;
Fe(OH)2 – гидроксид железа (II);
Fe(OH)3 – гидроксид железа (III).
Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов хорошо растворимы в воде, в связи с чем они получили название щелочей. Щёлочи – силльные основания, все остальные основания – слабые.
Общим химическим свойством оснований является их способность вступать в реакции с носителями кислотных свойств – с кислотными оксидами и с кислотами.
Пример. Химические свойства оснований.
Са(ОН)2+СО2=СаСО3+Н2О;
2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O.
Из вышеприведенных реакций обмена видно, что в них происходит замещение гидроксид-ионов основания тем или иным кислотным остатком. Количество гидроксид-ионов основания, способных обмениваться на анионы кислотных остатков, определяет кислотность основания. Так, КОН –однокислотное основание, Ва(ОН)2 – двухкислотное .
При нагревании основания – гидроксиды металлов – разлагаются, образуя соответствующий оксид и воду. Например, Cu(OH)2=CuO+H2O.
Самым простым методом получения оснований является взаимодействие основных оксидов с водой. Таким способом можно получать щёлочи.
Пример. Получение щелочей. К2О+Н2О=2КОН; ВаО+Н2О=Ва(ОН)2.
Основания – труднорастворимые гидроксиды металлов – получают с помощью реакций обмена между щёлочью и соответствующей солью.
Пример. Получение труднорастворимого основания.
CuSO4+2NaOH=Cu(OH)2+Na2SO4.
5. Соли.
Соли – это вещества, при первичной диссоциации9) которых не образуются ни
ионы Н+, ни ионы ОН-.
9) Первичная диссоциация заключается в разложении на ионы нейтрального химического соединения; при вторичной диссоциации происходит дальнейшее разложение сложных частиц, образовавшихся в первичном процессе. Например, AlOH(NO3)2=AlOH2++2NO3 - процесс первичной диссоциации, а AlOH2+=Al3++OH процесс вторичной диссоциации.
Пример. Первичная диссоциация солей.
NaCl=Na++Cl; Ca(HCO3)2=Ca2++2HCO3; AlOH(NO3)2=AlOH2++2NO3.
Все хорошо растворимые соли (см. таблицу растворимости) диссоциируют
полностью, все труднорастворимые – слабые электролиты.
По химическому составу соли делятся на средние (нормальные), кислые и основные. Средние соли диссоциируют на катионы и анионы, не способные к вторичной диссоциации. Например, NaCl=Na++Cl; (NH4)2SO4=2NH4++SO42-. При диссоциации кислых солей образуются водородсодержащие анионы, могущие подвергаться вторичной диссоциации. Примером кислой соли является уже рассматривавшаяся соль Са(НСО3)2, вторичная диссоциация которой протекает согласно уравнению: НСО3=Н++СО32-. Отличительным признаком основных солей является наличие сложных катионов, содержащих гидроксид-ионы, способные отщепляться в процессе вторичной диссоциации. Примером основной соли является уже также рассматривавшаяся соль AlOH(NO3)2.
Получение солей можно осуществить несколькими способами. Типичной реакцией солеобразования является реакция нейтрализации.
Средние соли получаются при полной нейтрализации кислоты основанием (или наоборот).
Пример. Получение средней соли.
3Са(ОН)2+2Н3РО4=Са3(РО4)2+6Н2О.
Кислые соли являются продуктами частичной нейтрализации многоосновных кислот основаниями.
Пример. Получение кислой соли.
Са(ОН)2+2Н3РО4=Са(Н2РО4)2+6Н2О или в случае также частичной, но более высокой степени нейтрализации кислоты: Са(ОН)2+Н3РО4=СаНРО4+2Н2О.
Кислую соль можно получить также действием кислоты на среднюю соль.
Пример. Получение кислой соли из средней.
CaCO3+H2CO3=Ca(HCO3)2
При нейтрализации незамещённых ионов Н+ кислой соли основанием образуется соответствующая средняя соль.
Пример. Получение средней соли из кислой.
Са(Н2РО4)2+2Са(ОН)2=Са3(РО4)2+2Н2О.
Основные соли – продукты частичной нейтрализации многокислотных оснований кислотами.
Пример. Получение основной соли.
3Са(ОН)2+Н3РО4=(СаОН)3РО4+3Н2О.
Вторым распространённым способом получения основных солей является взаимодействие оснований со средними солями.
Пример. Получение основной соли из средней.
2CuSO4+2NaOH=(CuOH)2SO4+Na2SO4.
Будучи продуктом частичной нейтрализации многокислотного основания, основная соль может быть превращена в среднюю путем нейтрализации её незамещённых гидроксид – ионов кислотой.
Пример. Получение средней соли из основной.
(CaOH)3PO4+H3PO4=Ca3(PO4)2+3H2O.
Номенклатура солей базируется на названиях катионов и анионов, причём, в названии соли первым называется анион. Названия анионов включают корни латинских названий кислотообразующих элементов с суффиксами и префиксами, соответствующими суффиксам в названиях кислот, кислотными остатками которых они являются:
Кислота Анион
бескислородная …ид
…н(ая), …ов(ая), …ев(ая) …ат
…оват(ая) гипо…ат
…ист(ая) …ит
…оватист(ая) гипо…ит
Если катионом соли является ион металла, способного проявлять переменную степень окисления, в названии катиона римской цифрой в круглых скобках указывается значение степени окисления.
Пример. Названия солей.
КСN – цианид калия;
CaCO3 – карбонат кальция;
Na2SO4 – сульфат натрия;
Na2SO3 – сульфит натрия;
KClO4 – перхлорат калия10;
KClO3 – гипохлорат калия;
KClO2 – хлорит калия;
KClO – гипохлорит калия;
Fe(NO3)3 – нитрат железа (III);
Fe(NO3)2 – нитрат железа (II).
В названиях кислых солей к названию аниона добавляют приставку “гидро” и, если нужно, соответствующее числительное (моно-, ди-, три- и т.д.), обозначающее число атомов водорода. Например, СаНРО4 – моногидрофосфат кальция, Са(Н2РО4)2 – дигидрофосфат кальция.
Названия основных солей образуются аналогично – путём добавления приставки “гидроксо” и соответствующего числительного. Например, FeOH(NO3)2 – моногидроксонитрат железа (III), Fe(OH)2NO3 – дигидроксонитрат железа (III).
6. Амфолиты.
Амфолиты – это вещества, которые могут проявлять как свойства кислот, так и свойства оснований. Типичными амфолитами являются амфотерные
гидроксиды металлов – гидроксиды, образованные металлами с промежуточными значениями степени окисления: +4, +3, иногда +2.11).
Пример. Амфотерные свойства гидроксида алюминия.
Так как Al(OH)3 – амфотерный, он способен реагировать и с кислотами, и с основаниями:
2Al(OH)3+3H2SO4=Al2(SO4)3+6H2O – проявление основных свойств;
Al(OH)3+KOH=K[Al(OH)4] 12) – проявление кислотных свойств.
7. Комплексные соединения.
Комплексные соединения – это соединения, при первичной диссоциации которых образуются комплексные ионы. Например, комплексное соединение K3[Fe(CN)6] диссоциирует, образуя комплексный ион [Fe(CN)6]3- согласно уравнению: K3[Fe(CN)6]=3K++[Fe(CN)6]3-.
10) Исключение из правил. Соли хлорной HClO4 и марганцовой HMnO4 имеют не номенклатурные, а традиционные названия: перхлораты и перманганаты.
11) ) Амфотерные гидроксиды со степенью окисления металла, равной +2, следующие: Be(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2, Zn(OH)2.
12) При взаимодействии амфотерных гидроксидов с основаниями в водных растворах образуются комплексные соединения.
Комплексный ион (заряженный комплекс) – сложная частица, состоящая
из центрального иона, называемого комплексообразователем, и других ионов или
нейтральных молекул, химически связанных с комплексообразователем, называемых лигандами. Число лигандов в комплексе называется координационным числом комплексообразователя. Заряд комплексного иона равен алгебраической сумме зарядов комплексообразователя и лигандов.
Комплексный ион в комплексном соединении образует внутреннюю координационную сферу, остальные ионы составляют внешнюю сферу. Например, в комплексном соединении K3[Fe(CN)6] комплексный ион [Fe(CN)6]3-, состоящий из комплексообразователя – иона Fe3+ и лигандов – ионов CN-, является внутренней сферой соединения, а ионы К+ образуют внешнюю сферу.
Названия комплексных соединений, так же как и названия обычных веществ, образуются из русских названий катионов и латинских названий анионов; так же как и в обычных веществах, в комплексных соединениях первым называется анион. Если анион является комплексным, его название образуется из названия лигандов с окончанием “о” (Сl- - хлоро, ОН- - гидроксо и т.п.) и латинского названия комплексообразователя с суффиксом “ат”; число лигандов как обычно указывается соответствующим числительным. Если комплексообразователь является элементом, способным проявлять переменную степень окисления, численное значение степени окисления, как и в названиях обычных соединений, указывается римской цифрой в круглых скобках.
Пример. Названия комплексных соединений с комплексным анионом.
K[Al(OH)4] – тетрагидроксоалюминат калия;
Na3[CrCl6] – гексахлорохромат (III) натрия;
K3[Fe(CN)6] – гексацианоферрат (III) калия;
Fe4[Fe(CN)6]3 – гексацианоферрат (II) железа (III)13).
Комплексные катионы в подавляющем большинстве случаев в качестве лигандов содержат нейтральные молекулы воды Н2О, называемые “аква”, или аммиака NH3, называемые “аммин”. В первом случае комплексные катионы называются аквакомплексами, во втором – аммиакатами. Название комплексного катиона состоит из названия лигандов с указанием их количества и русского названия комплексообразователя с обозначенным значением его степени окисления, если это необходимо.
Пример. Названия комплексных соединений с комплексным катионом.
[Zn(NH3)4]SO4 – сульфат тетрамминцинка;
[Cu(NH3)4](OH)2 – гидроксид тетрамминмеди (II);
[Cr(H2O)6]Cl3 – хлорид гексаквахрома (III).
Комплексы, несмотря на их устойчивость, могут разрушаться в реакциях, при которых происходит связывание лигандов в ещё более устойчивые слабодиссоциирущие соединения.
Пример. Разрушение гидроксокомплекса кислотой вследствие образования слабодиссоциируюших молекул Н2О.
K2[Sn(OH)4]+2H2SO4=K2SO4+SnSO4+2H2O.
8. Реакции ионного обмена.
Большинство реакций, рассматриваемых в контрольной работе, являются реакциями ионного обмена. Как следует из названия, в этих реакциях реагенты
13) Значение степени окисления указывается для каждого атома, способного её изменять.
обмениваются одноимённо заряженными ионами, вследствие чего образуются новые сочетания ионов – новые соединения. Необходимым условием протекания реакции ионного обмена является связывание ионов в устойчивые соединения:
неэлектролиты (например, газообразные вещества), труднорастворимые соединения, комплексы или любые иные слабодиссоциирующие образования. Примеры:
а) NaCl+KNO3=NaNO3+KCl – реакция не протекает, поскольку образуются хорошо растворимые соли и, следовательно, связывания ионов не происходит;
b) NaCl+AgNO3=NaNO3+AgCl – реакция протекает, т.к. имеет место связывание ионов в результате образования труднорастворимой соли AgCl;
c) Sn(OH)2+2KOH=K2[Sn(OH)4] – реaкция протекает в результате связывания ионов в устойчивый гидроксокомплекс [Sn(OH)4]2-;
d) 2HCl+Cu(OH)2=CuCl2+2H2O – реакция протекает из–за образования слабодиссоциирующих молекул Н2О;
e) 2CuSO4+2NaOH=(CuOH)2SO4+Na2SO4 – реакция протекает ввиду образования слабодиссоциирующих сложных ионов CuOH+.
9. Оформление, порядок сдачи, рецензирования и зачёта.
Контрольная работа выполняется по индивидуальному варианту, определяемому двумя последними цифрами номера студенческого билета. Например, номеру студенческого билета 97164 соответствует вариант 64. Контрольная работа, выполненная не по своему варианту на рецензию не принимается.
Перед выполнением контрольной работы необходимо проработать настоящие методические указания и, кроме этого, материал программы средней школы по классам неорганических соединений (оксиды, кислоты, основания, соли) и их свойствам.
При изучении теоретического материала контрольной работы особое внимание следует обратить на примеры, контрольные вопросы и задачи, приведенные в учебнике и в методических указаниях.
Контрольная работа выполняется на двойных сброшюрованных листах “школьного” формата. Первая страница является титульным листом, который должен содержать следующее (см. образец оформления титульного листа на с. 10):
-номер и название контрольной работы;
-дата сдачи работы на рецензию;
-ФИО студента;
-группа;
-номер студенческого билета;
-ФИО преподавателя-рецензента.
Контрольная работа должна быть аккуратно оформлена. Все записи должны быть сделаны чётко, для замечаний рецензента необходимо оставлять поля шириной не менее 5 см (см. образец оформления рабочей страницы на с. 10). Задачи в контрольной работе представляются в порядке их следования в задании. Каждая задача должна иметь номер, полное условие и обоснованное решение. В решении обязательно нужно приводить весь его ход со всеми преобразованиями. В случае невыполнения настоящих требований контрольная работа не рецензируется и возвращается студенту для её оформления.
Выполненная и оформленная контрольная работа сдаётся на рецензию назначенному кафедрой преподавателю. Срок рецензирования работы - 1 неделя со дня её сдачи на рецензию
Работа, сданная на рецензию в установленный срок, оценивается по 5-балльной шкале оценок. Срок сдачи контрольной работы на рецензию устанавливается учебным графиком.
Работа, сданная не в срок, зачитывается при прохождении студентом собеседования или после выполнения дополнительного задания, выдаваемого рецензентом.
Если контрольная работа не зачтена, она возвращается на доработку с возможной выдачей дополнительного задания по вопросам, в ответах на которые допущены серьёзные ошибки. Исправления и дополнения в незачтённой работе необходимо выполнять не в отрецензированном тексте, а на отдельных листах. При этом нужно приводить полные решения исправленных и дополнительных задач с указанием их номеров и записью условий. Выполненные исправления и дополнения сдаются на повторную рецензию вместе с отрецензированным текстом незачтённой работы. Повторно отрецензированная работа зачитывается при обязательном прохождении студентом собеседования.
Образец оформления титульного листа.
Внешние границы листа
Контрольная работа по химии № …: …(название работы)
Дата сдачи на рецензию: …(число, месяц, год)
Студент: …(ФИО)
Группа: …(шифр группы)
Студенческий билет: …(номер билета)
Преподаватель: …(ФИО преподавателя – рецензента)
Образец оформления рабочей страницы.
Внешние границы страницы
|
Рабочее поле Задача № …(условие задачи) Решение …(подробный ход решения) Задача № …Решение … И т.п. |
Поле рецензента (не менее 5 см.) |
2. профессионалом должен стать психологично мыслящим человеком
3. Университет Российской академии образования Челябинский филиал Юридический факультет
4. Статья- Проблемы применения новых образовательных технологий в обучении истории
5. на тему- Особливості пам~яті та уваги дітей молодшого шкільного віку ПЛАН Вступ
6. ДП10 12 10 6 3 1 388 2
7. Согласно ст 2 НК налог ~ это обязательный индивидуально безвозмездный платеж взимаемый с организаций и ф
8. История самарского православного зодчества
9. Лингва немецкий язык с использованием ИКТ Подготовила учитель немецкого языка высшей катего
10. I Кула ~ это форма обмена которой присуще широкое межплеменное распространение; она осуществляется теми соо
11. тематичне моделювання АВТОРЕФЕРАТ дисертації на здобуття наукового ступеня кандидата економіч
12. Микрофагоциты искусственные иммунные клетки
13. Национальные символы и традиции США
14. степени Почечная недостаточность острого периода
15. Информационно-поисковые тезаурусы
16. 162. 146.. занимает не столько мысль о мысли в отношении какихлибо предметов или объектов сколько сами о
17. Критерии экономической эффективности, пути её повышени
18. кузница мира этого периода производила в XIX веке самые лучшие или уж во всяком случае самые дешевые промы
19. Принудительные меры медицинского характера
20. Рынок электроэнергии Вопросы к экзамену