extracted_text:
Островский: начало творческого пути.
(Материалы литературной гостиной)
Еще с гимназических лет Островский становится завзятым театралом.
Он   посещает   Петровский   (ныне   Большой)   и   Малый   театры,   восхищается
игрой Щепкина и Мочалова, читает статьи В.Г. Белинского о литературе и
театре. В конце 1840х годов Островский пробует свои силы на писательском,
драматургическом поприще и публикует в «Московском городском листке»
за   1847   год   «Сцены   из   комедии   “Несостоятельный   должник”»,   «Картину
семейного   счастья»   и   очерк   «Записки   замоскворецкого   жителя».   Ли
тературную   известность   Островскому   приносит   комедия   «Банкрот»,   над
которой он работает в 1846—1849 годах и публикует в 1850 году в журнале
«Москвитянин» под измененным названием «Свои люди — сочтемся!».
Пьеса   имела   шумный   успех   в   литературных   кругах   Москвы   и
Петербурга.   Писатель   В.   Ф.   Одоевский   сказал:   «Я   считаю,   на   Руси   три
трагедии: «Недоросль», «Горе от ума», «Ревизор». На «Банкроте» я ставлю
номер четвертый». Пьесу Островского ставили в один ряд с гоголевскими
произведениями   и   называли   купеческими   «Мертвыми   душами».   Влияние
гоголевской   традиции   в   «Своих   людях...»   действительно   велико.   Молодой
драматург избирает сюжет, в основе которого лежит довольно распростра
ненный случай мошенничества в купеческой среде. Самсон Силыч Большаков
занимает крупный капитал у своих собратьевкупцов, а так как возвращать
долги с большими процентами ему не хочется, объявляет себя обанкротив
шимся человеком, несостоятельным должником. Свое состояние он переводит
на   имя   приказчика   Лазаря   Подхалюзина,   а   для   крепости   мошеннической
сделки отдает за него замуж свою дочь Липочку. Большакова могут посадить
в долговую тюрьму, но он не унывает, поскольку верит, что Лазарь внесет для
его освобождения небольшую сумму от полученного капитала: «Свои люди —
сочтемся!» Однако он ошибается: «свой человек» Лазарь и родная дочь Ли
почка не дают отцу ни копейки.
На   первых   порах   ни   один   из   героев   комедии   не   вызывает   никакого
сочувствия.   Кажется,   что,   как   в   «Ревизоре»   Гоголя,   единственным
положительным   героем   у   Островского   является   смех.   Однако   по   мере
движения сюжета к развязке в комедии появляются новые, не свойственные
Гоголю   мотивы.   В   пьесе   Островского   сталкиваются   два   купеческих
поколения:   «отцы»   и   «дети».   Различие   между   ними   сказывается   даже   в
«говорящих» именах и фамилиях. Большов — от крестьянского «большак», глава   семьи   —   купец   первого   поколения,   мужик   в   недалеком   прошлом.
Разбогатев,   Большов   порастратил   народный   нравственный   «капитал».   Став
купцом, он готов на любую подлость по отношению к «чужим» людям. Но
коечто из прежних нравственных устоев в нем еще теплится, он еще верит в
святость семейных отношений: свои люди друг друга не подведут.
Но то, что живо в купцах старшего поколения, совершенно не властно
над детьми. На смену самодурам большовым идут самодуры подхалюзины.
Для них уже ничто не свято, они с легким сердцем растопчут последнее при
бежище нравственности — святость семейных уз. Смешной и пошлый в начале
комедии,   Большов   вырастает   в   ее   финале   в   трагического   героя.   Когда
поруганы детьми родственные чувства, когда единственная дочь жалеет дать
гроши   кредиторам   и   с   легкой   совестью   спроваживает   отца   в   тюрьму,   в
Большове   просыпается   страдающий   человек:   «Уж   ты   скажи,   дочка:
ступай, мол, ты, старый черт, в яму! Да, в яму! В острог его, старого
дурака. И за дело! Не гонись за большим, будь доволен тем, что есть...
Знаешь, Лазарь, Иуда — ведь он тоже Христа за деньги продал, как мы
совесть   за   деньги   продаем...»   Сквозь   пошлый   быт   пробиваются   в   пьесе
Островского   трагические   мотивы.   Поруганный   детьми,   обманутый   и
изгнанный,   купец   Большов   напоминает   короля   Лира   из   одноименной
шекспировской трагедии. Именно так исполняли его роль русские актеры.
А   это   значит,   что,   наследуя   гоголевские   традиции,   Островский   шел
вперед. Если у Гоголя все персонажи «Ревизора» одинаково бездушны, а их
бездушие   взрывается   изнутри   лишь   смехом,   то   в   мире   Островского
открываются источники живых человеческих чувств.
В следующей комедии «Бедность не порок» (1854) на первый взгляд те
же герои, что и в «Своих людях...»: самодурхозяин Гордей Торцов, покорная
ему жена Пелагея Егоровна, послушная воле отца дочь Любушка и, наконец,
приказчик Митя, неравнодушный к хозяйской дочери. Задуривший отец хочет
отдать   дочь   за   постылого   старика,   московского   фабриканта   Коршунова,
оставить провинциальный Черемухин и уехать в Москву.
Но разгулявшейся своевольной натуре Гордея Карпыча противостоит
вековой уклад русской жизни. Действие комедии происходит в поэтическое
время Святок: звучат песни, заводятся игры и пляски, появляются ряженые.
Жена   Гордея   говорит:   «Модноето   ваше   да   нынешнее...   каждый   день
меняется,   а   русскийто   наш   обычай   испокон   веку   живет!»   Митя   в   пьесе
совершенно   не   похож   на   Лазаря   Подхалюзина.   Это   человек   одаренный,
талантливый, любящий поэзию Кольцова. Его речь возвышенна и чиста: он не столько   говорит,   сколько   поет,   и   песня   его   то   жалобная,   то   широкая   и
раздольная. Своеобразен и Любим Торцов, родной брат Гордея. В прошлом он
был   богат,   но   промотал   все   состояние.   Теперь   он   беден,   нищ,   но   зато   и
свободен от развращающей душу власти денег, чинов, рыцарски благороден,
человечески щедр и высок. Его обличительные речи пробуждают совесть в
самодуре Гордее. Намеченная свадьба Любушки с Африканом Коршуновым
расстраивается. Отец отдает дочь замуж за бедного приказчика Митю.
Над   самодурством,   над   разгулом   злых   сил   в   купеческих   характерах
торжествует   народная   нравственность.   Островский   верит   в   здоровые   и
светлые начала русского характера, которые хранятся в купечестве. Но в то
же   время   он   видит   и   другое:   как   буржуазное   своеволие   и   самодурство
подтачивают   устои   вековой   народной   морали,   как   непрочно   подчас
оказывается их торжество. Тем не менее взгляд на купеческую жизнь в первой
комедии «Свои люди — сочтемся!» кажется теперь Островскому «молодым и
слишком жестким». «Пусть лучше русский человек радуется, видя себя на
сцене,   чем   тоскует.   Исправители   найдутся   и   без   нас.   Чтобы   иметь   право
исправлять народ, не обижая его, надо ему показать, что знаешь за ним и
хорошее; этимто я теперь и занимаюсь, соединяя высокое с комическим», —
пишет   Островский   М.П.   Погодину,   редактору   журнала   «Москвитянин»,
пригласившему начинающего драматурга и его друзей к сотрудничеству.
При «Москвитянине» образуется «молодая редакция», душой которой
оказывается   Островский.   Его   окружают   талантливые   критики   Аполлон
Григорьев   и   Евгений   Эдельсон,   проникновенный   знаток   и   одаренный
исполнитель народных песен Тертий Филиппов, начинающие писатели и поэты
Алексей Писемский и Алексей Потехин, Сергей Максимов и Борис Алмазов,
Лев Мей... Кружок  ширится, растет.  Живой  интерес  к  народному  быту,  к
русской   песне,   к   национальной   культуре   объединяет   в   дружную   семью
талантливых людей из разных сословий — от дворянина до купца и мужика
отходника.   Само   существование   такого   кружка   —   вызов   казенному
однообразию   русской   жизни   эпохи  «мрачного   семилетия»,  ознаменовавшей
финал николаевского царствования. В пьесах первой половины 50х годов «Не
в свои сани не садись», «Бедность не порок», «Не так живи, как хочется»
Островский   изображает   преимущественно   светлые,   поэтические   стороны
русской жизни, возвращая на сцену чистые чувства, «горячие сердца».

file_name: Островский начало.doc


extracted_text:
Детские и юношеские годы А. Н.Островского
(Материалы литературной гостиной)
Александр Николаевич Островский родился 31 марта (12 апреля) 1823
года   в   Замоскворечье,   в   самом   центре   Москвы,   в   колыбели   славной
российской   истории,   о   которой   вокруг   говорило   все,   даже   названия
замоскворецких улиц. Вот главная из них, Большая Ордынка, одна из самых
старых. Название свое получила потому, что несколько веков назад по ней
проходили татары за данью к великим московским князьям. Примыкающие к
ней Большой Толмачевский и Малый Толмачевский переулки напоминали о
том, что в те давние годы здесь жили толмачи — переводчики с восточных
языков   на   русский   и   наоборот.   А   на   месте   СпасБолвановского   переулка
русские   князья   встречали   ордынцев,   которые   всегда   несли   с  собой   на   но
силках   скульптуру   татарского   идола   Болвана.   Иван  III  первый   сбросил
Болвана с носилок на этом месте, десять послов татарских казнил, а одного
отправил в Орду с известием, что Москва больше платить дани не будет.
Впоследствии   Островский   скажет   о   Москве:   «Там   древняя   святыня,   там
исторические   памятники...   там,   в   виду   торговых   рядов,   на   высоком
пьедестале, как образец русского патриотизма, стоит великий русский купец
Минин».
Сюда,   на   Красную   площадь,   приводила   мальчика   няня,   Авдотья
Ивановна Кутузова, женщина, щедро одаренная от природы. Она чувствовала
красоту русского языка, знала многоголосый говор московских базаров, на
которые съезжалась едва ли не вся Россия. Няня искусно вплетала в разговор
притчи,   прибаутки,   шутки,   пословицы,   поговорки   и   очень   любила
рассказывать русские народные сказки.
Островский окончил Первую московскую гимназию и в 1840 году по
желанию   отца   поступил   на   юридический   факультет   Московского
университета. Но учеба в университете у него не заладилась, возник конфликт
с одним из профессоров, и в конце второго курса Островский уволился «по
домашним обстоятельствам».
В 1843 году отец определил его на службу в Московский совестный суд.
Для   будущего   драматурга   это   был   неожиданный   подарок   судьбы.     Даже
помещение   этого   суда   обставлялось   так,   чтобы   придать   ему   характер,
располагающий к мысли о вреде вражды, о святости тишины и мира. Икона
Христа с благословляющей десницей и Евангелием, на раскрытой странице
которого читалось: «Научитеся от Меня, яко кроток есмь и смирен сердцем, и
обрящете   покой».   В   суде   рассматривались   жалобы   отцов   на   непутевых
сыновей, имущественные и другие домашние споры. Судья глубоко вникал в
дело, внимательно выслушивал спорящие стороны, а писец Островский вел
записи дел. Истцы и ответчики в ходе следствия выговаривали  такое, что
обычно   прячется   и   скрывается   от   посторонних   глаз.   Это   была   настоящая школа познания драматических сторон купеческой жизни.
В   1845   году   Островский   перешел   в   Московский   коммерческий   суд
канцелярским   чиновником   стола   «для   дел   словесной   расправы».   Здесь   он
сталкивался   с   промышлявшими   торговлей   крестьянами,   городскими
мещанами, купцами, мелким дворянством. Судили «по  совести» братьев и
сестер,   спорящих   о   наследстве,   несостоятельных   должников.   Раскрывался
целый мир драматических конфликтов, звучало все разноголосое богатство
живого великорусского языка. Приходилось угадывать характер человека по
его   речевому   складу,   по   особенностям   интонации.   Воспитывался   и
оттачивался талант будущего «реалистаслуховика».

file_name: Островский.doc

intro: Предлагаемый методический материал носит информационный характер, имеет литературную направленность, может быть использован при подготовке к урокам соответствующей тематики, при написании докладов, сообщений учащимися, в кружковой работе, при оформлении школьной литературной гостиной. В материалах литературной гостиной освещаются жизнь, творчество поэтов и писателей разных временных периодов, дается анализ. Характеристики героев, особенности построения произведений, описание жанров и т.д.

русская литература

group: Дисциплины

доп. образование детей

group: Другое


extracted_text:
СОЛЖЕНИЦЫН Александр Исаевич (1918  – 2008).
(Материалы литературной гостиной)
Русский писатель, лауреат Нобелевской премии по литературе (1970).
Родился в Кисловодске. Воспитывался матерью (отец умер до его рождения),
дочерью   богатого   крестьянина,   владевшей   французским   и   английским
языками,   работавшей   машинисткой   и   стенографисткой.   После   окончания
физикоматематического   факультета   Ростовского   университета   работал
учителем   математики   в   школе.   Участник   Великой   Отечественной   войны,
капитан   артиллерии.   В   феврале   1945   г.   был   арестован,   лишен   звания   и
отправлен   в   Москву,   в   следственную   тюрьму   на   Лубянке.   Приговорен   к
восьми годам заключения с последующей ссылкой в Сибирь за антисоветскую
агитацию и пропаганду: в руки НКВД попали письма Солженицына к другу с
критикой Сталина. Был осужден на восемь лет лишения свободы. Около года
Солженицын   сидел   на   Лубянке,   затем   был   переведен   в   Марфино,
специализированную   тюрьму   под   Москвой   («шарашку»),   где   математики,
физики, ученые других специальностей вели секретные научные исследования
(это заведение писатель описал в романе «В круге первом»). Спустя четыре
года   Солженицына   переводят   в   Казахстан   в   лагерь   для   политических
заключенных,   где   у   него   обнаружили   рак   желудка   и   считали   обреченным.
Освободившись   в   марте   1953   г.,   Солженицын   прошел   успешную   лучевую
терапию в ташкентском госпитале и излечился (эти события нашли отражение
в повести «Раковый корпус»). До 1956 г. он жил в ссылке в различных районах
Сибири, преподавал, а в июне 1957 г., после реабилитации, поселился с женой
(Н. Решетовской) в Рязани, где работал учителем математики в школе.
В 1962 г. в журнале «Новый мир» А.Т. Твардовский (главный редактор
журнала) с санкции Хрущева опубликовал повесть Солженицына «Один день
Ивана Денисовича» — первое  описание лагерей ГУЛАГа. Повесть вызвала
сенсацию,   а   критика   отметила   появление   талантливого   и   самобытного
писателя. Через год, в том же журнале, Солженицын опубликовал несколько
рассказов, в том числе — «Матренин двор».
В 1967 г.  Солженицын  направил  Съезду  писателей  СССР  открытое
письмо,   в   котором   призвал   покончить   с   цензурой.   Писателя   сразу   же
подвергли преследованиям и газетной травле, исключили из Союза писателей,
а его произведения  были запрещены, изъяты из библиотек  и отправлены  в
спецхраны. А после того, как его романы «В круге первом» (19551958) и
«Раковый   корпус»   (19631966)   были   изданы   на   Западе,   положение Солженицына стало особенно тяжелым. В это время он получил убежище на
даче   Мстислава   Ростроповича   и   Галины   Вишневской   в   Переделкино   под
Москвой.
В   1970   г.,   узнав   о   присуждении   ему   Нобелевской   премии   по
литературе   («...за   нравственную   силу,   почерпнутую   в   традициях   великой
русской   литературы»),   писатель   заявил,   что   намерен   получить   награду
«лично,   в   установленный   день».   Однако   брежневское   правительство   сочло
решение Нобелевского комитета «политически враждебным», и Солженицын,
боясь, что после поездки он не сможет вернуться на родину, на церемонию
награждения не поехал. Через год после получения премии Солженицын дал
разрешение   на   публикацию   своих   произведений   за   рубежом.   В   1972   г.   на
английском   языке   выходит   его   роман  «Август   четырнадцатого» —  первая
книга   многотомной   эпопеи   о   русской   революции   «Красное   колесо».   Это
произведение Солженицын рассматривает как главный труд своей жизни. По
его   словам,   это   —   «трагическая   история   о   том,   как   сами   русские...
уничтожили   свое   прошлое   и   свое   будущее».   После   конфискации   КГБ
рукописи   Солженицына   «Архипелаг   ГУЛАГ»   он   опубликовал   это
произведение во Франции.
В «Архипелаге» Солженицын, используя собственные записи, которые
он вел в лагерях и ссылке, и свидетельства заключенных, воссоздал трагедию
народа   в   период   сталинских   репрессий.   Писатель   заявил,   что   Сталин   не
только   в   1937   г.   сводил   счеты   с   номенклатурой,   но   все   десятилетия
коммунистического   режима   последовательно   и   беспощадно   истреблял
собственный народ.
Первый том «Архипелага» увидел свет в декабре 1973 г., а в феврале
1974 г. Солженицын был арестован, обвинен в государственной измене, лишен
советского гражданства и депортирован в ФРГ.
Сначала он остановился у Генриха Бёлля.2 Два года Солженицын жил
в Цюрихе, а затем переехал с семьей в США и поселился в штате Вермонт, где
завершил третий том «Архипелага» и продолжил работу над циклом «Красное
колесо».   В   сентябре   1990   г.   «Комсомольская   правда»   опубликовала
программную статью Солженицына «Как нам обустроить Россию». В том же
году ему была вручена Ленинская премия за «Архипелаг ГУЛАГ».
В 1990е годы основные произведения Солженицына были изданы в
России, в том числе мемуары «Бодался теленок с дубом» (1990). Значение
личности Солженицына и его трудов для русской (и не только для русской)
истории и литературы полностью признано. Все обвинения против него были официально   сняты,   гражданство   восстановлено,   и   в   1994   г.   Солженицын
вернулся в Россию.
Первая жена Солженицына — Наталья Решетовская  (р. 1914 г.). С
начала 70х годов он женат вторым браком на Наталье Светловой (р. 1937 г.;
фамилия   первого   мужа).   Она   стала   его   пресссекретарем   —   редактирует,
корректирует и набирает его рукописи, руководит фондом Солженицына. У
них три сына — один родился в Москве (Игнат, р. 1972 г., пианист), двое в
США.
Примечания: И. Бунич пишет: «За чтение "Архипелага" давали срок
до семи лет лагерей и пяти лет ссылки вплоть до 1985 г. Это общеизвестно.
Интересно другое: книга была впервые издана на Западе на средства... КГБ
(даже без ведома автора). Взрыв общественного мнения в мире был страшным,
как успех самой книги, мгновенно переведенной на все существующие языки.
Название СССР исчезло и было заменено на "Архипелаг ГУЛАГ"... Циники
говорят, что КГБ это сделало специально, чтобы обеспечить себя работой на
долгие   годы,  чтобы   всегда   было   кого   и   за   что   сажать» (Бунич   И.  Золото
партии. СПб., 1992. С. 190).

file_name: Солженицын.doc

title: СОЛЖЕНИЦЫН Александр Исаевич. (Материалы литературной гостиной)


extracted_text:
Вехи жизни и творчества Шаламова Варлама Тихоновича,
 (19071982)
(Материалы литературной гостиной)
– 1907, 5 июня. Родился в Вологде. Отец – Тихон Николаевич Шаламов (ум.
1933), священник, православный миссионер на Алеутских островах Северной
Америки. Мать – Надежда Александровна Шаламова (урождённая Воробьёва;
1870–1934),   учительница.   Братья   и   сестры   – Валерий,   Галина,   Сергей,
Наталия.
– 1910 – 1913. Домашнее обучение. Чтение книг.
–   1914.   Поступление   в   приготовительный   класс   Вологодской   мужской
гимназии имени Александра Благословенного.
– 1916 – 1917. Занятия в школьном литературнодраматическом кружке.
–   1918.   Аресты   в   Вологде.   Материальные   трудности.   Помощь   семье   из
Америки, где отец служил священником 12 лет (до 1905).
– 1919.  Заведование отца книжным магазином «Жизнь и знание».
– 1923. Окончание школы 2й ступени.
–   1924.   Отъезд   в   Москву.   Работа   дубильщиком   на   кожевенном   заводе   в
Кунцево.
–   1926.   Поступление   на   юридический   факультет   –   факультет   советского
права Московского университета.
–   1927.   Участие   в   демонстрации   оппозиции   к   10летию   Октябрьской
революции.
–   1929,   19   февраля.   Арест   в   подпольной   типографии   Московского
университета за распространение «Завещания Ленина».
– 1929, февраль–март. Бутырская тюрьма. Следствие. Обвинение по статье
5810   и   5811.   Приговор:   3   года   заключения   в   концентрационных   лагерях
особого назначения и ссылка на север на 5 лет.
–   1929   –   1931.   Вишерское   отделение   Управления   Соловецких   лагерей
Особого Назначения. Работа замерщиком на лесозаводе.
– 1931, октябрь. Освобождение из лагеря. Восстановление в правах. Работа на
строительстве Березниковского химкомбината.
– 1932, январь. Возвращение в Москву. Работа в журнале «За ударничество».
–   1934   –   1937.   Работа   в   журналах   «За   овладение   техникой»,   «За
промышленные кадры».
1 –   1937,   12   января.   Арест.   Приговор:   5   лет   заключения   в   лагерях   с
использованием   на   тяжелых   физических   работах   за   «контрреволюционную
троцкистскую деятельность».
– 1937, август. Прибытие на пароходе «Кулу» в бухту Нагаево (Магадан).
Работа на золотом прииске «Партизан» Северного горного управления.
– 1938, декабрь.  Арест по «Делу юристов». Магаданская тюрьма.
– 1938, декабрь – 1939, апрель. Магаданская пересылка. Тифозный карантин.
–   1939   –   1940,   август.   Направление   на   «Чёрное   озеро».   Работа
кипятильщиком, помощником топографа, на земляных работах.
– 1940, август – 1942, декабрь. Перевод на Аркагалу. Работа в угольном забое.
Окончание   срока   заключения.   Продление   пребывания   в   лагере   до   конца
войны.
– 1942, 22 декабря – 1943, май. Арест на Аркагале. Отправка на штрафной
прииск Джелгала. Работа в горной бригаде.
– 1943, май. Арест. Суд в Ягодном (22 июня). Приговор: 10 лет ИТЛ (ст. 58
10). Карцер.
– 1943, осень. Болезнь. Пребывание в больнице «Беличья».
– 1943, декабрь – 1944, лето. Прииск «Спокойный». Работа в шахте.
– 1944, лето. Арест в Ягодном. Новое дело по доносам. Прииск «Спокойный».
Использование на общих работах.
–   1945,   весна.   Лесная   «командировка»   Ягодинского   отдельного   лагерного
пункта (ОЛП).
–   1945,   лето   –   осень.   Болезнь.   Больница   «Беличья».   Работа   культоргом
больницы.
– 1945, осень. «Командировка» лесорубов «Ключ алмазный». Побег. Ягодный.
Новое дело без срока за побег. Штрафной прииск.
– 1945, зима. Штрафная зона Джелгала. Общие работы.
– 1946, весна – декабрь. Сусуман, малая зона. Общие работы. Встреча с А.М.
Пантюховым.   Направление   на   фельдшерские   курсы   при   Центральной
больнице для заключённых.
– 1947 – 1949. Работа в хирургическом отделении Центральной больницы для
заключённых (Левый берег).
– 1949, весна – 1950, лето. Ключ Дусканья. Работа фельдшером в посёлке
лесорубов. Сочинение стихов («Колымские тетради»).
– 1950, лето – 1952. Фельдшер приёмного покоя Центральной больницы для
заключённых.
– 1951, 13 октября. Освобождение из лагеря.
2 – 1952, август – 1953. Работа фельдшером лагпункта в Кюбюме.
– 1953, 30 сентября. Увольнение из Дальстроя МВД.
– 1953, 12 ноября. Возвращение в Москву.
– 1953, конец ноября – 1954, июнь. Работа мастером в ОзерецкоНеплюевском
стройуправлении треста Центрторфстрой (Калининской области).
– 1954. Начало работы над «Колымскими рассказами».
–   1954,   23   июня   –   1956,   10   октября.   Работа   агентом   по   снабжению
Решетниковского торфопредприятия (Калининская обл.).
– 1956, 18 июля. Реабилитация.
–   1957.   Работа   внештатным   корреспондентом   журнала   «Москва».   Первая
публикация стихов в журнале «Знамя» (№ 5).
–   1957   –   1958.   Болезнь.   Боткинская   больница.   Оформление   пенсии   по
инвалидности.
– 1968 – 1971. Работа над повестью «Четвёртая Вологда».
– 1970 – 1971. Работа над «Вишерским антироманом».
– 1978. Издание «Колымских рассказов» на русском языке в Лондоне.
– 1979.  Помещение в пансионат для инвалидов и престарелых по состоянию
здоровья.
– 1980. Присуждение премии Свободы (премия французского отделения Пен
клуба).
–   1982,   17   января.   Скончался   в   психоневрологическом   доме   инвалидов   в
Москве.
– 2000.  Посмертная реабилитация по делу 1929–1932 гг.
3

file_name: Шаламов Варлам Тихонович.doc

title: Вехи жизни и творчества Шаламова Варлама Тихоновича, (Материалы литературной гостиной)


extracted_text:
Своеобразие жанра «Тихого Дона».
(Материалы литературной гостиной).
Шолохов при работе над «Тихим Доном» с самого начала понимал, что
пишет не просто роман. В это время его настольной книгой была «Война и
мир» Л.Н.Толстого, сочетающая жанровые признаки романа и эпопеи.
«Тихий Дон», так же как «Война и мир», сочетает в себе различные
жанровые   принципы.   Изображение   жизненного   потока   происходит   с
эпопейной   свободой,   однако   это   не   отменяет   романного   начала.   Действие
«Тихого   Дона»   начинается   и   заканчивается   у   куреня   семьи   Мелеховых,
каждый   член   этой   семьи   имеет   свою   историю,   прослеженную   автором   на
страницах   произведения.   В   отличие   от   «Войны   и   мира»   главный   герой   в
«Тихом Доне» один. Григорий Мелехов переживает и личные неурядицы, и
все   бедствия   двух   войн,   и   их   последствия.   Правда,   Григорий   Мелехов
является   центральным   персонажем   не   всех   глав   произведения.   Петро
Мелехов, Мишка Кошевой, Иван Алексеевич, Митька Коршунов, Бунчук и
другие находятся в центре авторского внимания во многих главах и даже их
комплексах. Таким образом, романное начало, предполагающее внимание к
человеческой индивидуальности в ее отношениях с другими, очень значимо в
структуре   «Тихого   Дона».   Как   эпопея   «Тихий   Дон»   обращен   к   судьбам
народа,   к   общезначимому.   Эпопея   исследует   основы   жизнеустройства,
миропорядка.
Действие в первой части «Тихого Дона» разворачивается неторопливо. По
меркам романа не обязательно изображение двух рыбалок, поездки казаков на
лагерные сборы и т.д., но это необходимо для эпопеи.
Вторая часть «Тихого Дона» ближе к роману, ведь здесь изображена в
первую очередь личная жизнь Григория, пристальное внимание уделено его
внутреннему миру. Однако и здесь присутствуют эпизоды, ценные сами по
себе, например: сцена с бугаем отца Митьки Коршунова, распоровшим шею
кобылице.
Во второй книге и большей части третьей развитие основного романного
действия   задерживается   событиями   эпоса.   И   в   дальнейшем   автор   уделяет
большое   внимание   событиям   историческим,   даже   если   они   не   имеют
отношения   к   судьбам   центральных   персонажей.   В   седьмой   части   «Тихого
Дона»   речь   идет   о   ходе   крупных  фронтовых   операций,   о   стратегических
планах воюющих сторон и т.д. Эти исторические вставки не нужны в романе,
но эпопея без них обойтись не может. Все   описанные   в   «Тихом   Доне»   события,   на   первый   взгляд,   иногда
несопоставимые,   на   самом   деле   тесно   связаны   между   собой:   все   они
оставляют  след  в  жизни  человека,  в  его духовной  биографии.  Романное  и
эпопейное   начала   в   «Тихом   Доне»,   как   и   в   «Войне   и   мире»,   очень   тесно
переплетены, только единство это носит трагический характер.
Казаки   всегда   были   сословием,   чьей   обязанностью   являлись   служба   в
армии, участие в войнах. Сражение предполагает необходимую жестокость,
но даже в сражении существует норма поведения. Уже Первая мировая война
разрушает представление об этой норме: «Дальше — небрежно собранные в
кучу куски конечностей, шмотья шинели, истрощенная мятая нога на месте
головы; а еще дальше — совсем мальчишка, с пухлыми губами и отроческим
овалом   лица;   по   груди   резанула   пулеметная   струя,   в   четырех   местах
продырявлена   шинель,   из   отверстий   торчат   опаленные   хлопья».   Смерть
становится   обыденным   явлением,   жизнь   обесценивается.   В   этой   войне
органичен образ Чубатого, хладнокровного убийцы, попавшего в свою стихию,
но нормальный человеческий взгляд на неприятеля как на  человека  в этой
войне еще правомерен. Однако чем ближе революция и война Гражданская,
тем   все   более   невозможен   взгляд   с   позиции   уже   найденной   абсолютной
истины. Автор ищет истину вместе с героями. Он не может, не имеет права
быть беспристрастным судьей. В Гражданской войне это невозможно.
Особенность шолоховского повествования о Гражданской войне в том,
что он главным героем своего эпоса делает народ. Шолохова можно признать
сторонником традиционных моральных норм.  Гражданская война во многом
отменяет эти нормы, и эта отмена есть суть трагедийности «Тихого Дона».
Основа   композиции   романаэпопеи   —   контраст   между   жизнью   до
революции и после нее. Разлом, произошедший в жизни страны после октября
1917 года, в «Тихом Доне» виден при сопоставлении картин мирной жизни и
жизни после революции. Вековой уклад жизни хутора разрушен полностью.
Факт крушения норм коллективной жизни казачьего круга несомненен.
Шолохов создает эпическое полотно, смотрит на события во многом и с
учетом реалий послереволюционных. Его интересует вопрос о соотношении
интересов революции и народа. Григорий в споре с Иваном Алексеевичем с
болью говорит:
«Казакам эта власть, окромя разору, ничего не дает! Мужичья власть, им
она и нужна. Но нам и генералы не нужны. Что коммунисты, что генералы —
одно ярмо. <...> Ты говоришь — равнять... Этим темный народ большевики и
приманули. Посыпали хороших слов, и попер человек, как рыба на приваду! А куда это равнение делось?».
Это взгляд человека, стремящегося быть объективным, найти правду. Образ
Григория   Мелехова   продолжает   традиционную   для  русской   литературы
галерею   образов   правдоискателей.   Но   для   убежденного   сторонника
большевиков такая позиция враждебна. «Твои  слова — контра! — холодно
сказал Иван Алексеевич. — <...> Давно  я тебя не видал и не потаю —
чужой ты стал. Ты Советской власти враг!».
  характер,
  Типичным   является   образ,
Писателя после выхода романа критиковали за «нетипичность» образа
главного   героя   его   произведения.  Григорий   действительно   не   является
средним   казаком.  В   традициях   русского   реализма   типичность   —   это   не
усредненность.
  являющийся
порождением своего времени, отражением исторических закономерностей. В
такой трактовке образ Григория Мелехова типичен. Его путь в Гражданской
войне   —   это   путь   поисков   истины.   Он   не   может   просто   подчиниться
обстоятельствам, ничего не принимает на веру без практической проверки и
внутреннего   осмысления.   Он   видит   стан   и   белых,   и   красных   изнутри,   не
являясь   убежденным   сторонником   ни   тех,   ни   других.   Вообще,   Шолохов,
стремясь   к   правдивому   изображению   реальности,   не   щадит   ни   одну   из
противоборствующих   сторон.
  Жестокость   одних   уравновешивается
жестокостью   других,   но   не   оправдывается   ею.   Картина,   которую   увидел
Михаил   Кошевой   в   родном   доме,   зверская   расправа   белых   с   беззащитной
старухой — его матерью, не может быть оправдана никакими классовыми
соображениями. Однако Мишка Кошевой, сжигающий дома и убивающий не
менее   беззащитного   деда   Гришаку,   не   восстанавливает   справедливость,   а
продолжает   тот   же   ряд   насилия.   Его   поведение   также   не   может   быть
оправдано   никакими   высшими   соображениями.   Наиболее   мучительными   и
значительными   для   Григория   Мелехова   являются   сцены   расстрела
безоружных и белыми, и красными.
Разрываются традиционные, всегда бывшие наиболее крепкими узы: узы
кровного родства, дружбы, заменяясь иной системой ценностей. Прогоняемые
через хутора большевики не враги, пришедшие на родную землю, а такие же
станичники. Символичен тот факт, что Ивана Алексеевича добивают в родном
хуторе, и делает это его кума Дарья.
Григорий   зарубил   матросов,   принял   участие   в   кровавой   бойне.   Он
осознает это как высочайшей силы трагическое несоответствие всем нормам
человеческого поведения:
«Рыдая, сотрясаясь от рыданий, он, как собака, стал хватать ртом снег,   уцелевший   под   плетнем.   Потом,   в   какуюто   минуту   чудовищного
просветления, попытался встать, но не смог и, повернувшись мокрым  от
слез, изуродованным болью лицом к столпившимся вокруг него казакам, крикнул
надорванным, дико прозвучавшим голосом:
— Кого же рубил!.. <...> Братцы, нет мне прошения!.. Зарубите, ради бога...
в бога мать... Смерти... предайте!..».
Совершение   насилия   над   такими   же,   как   он,   русскими   людьми,   для
Григория   не   может   быть   оправдано   ничем.   Но   носитель   революционных
идеалов   Бунчук,   которого   партия   сделала   палачом   и   который   вынужден
казнить   мальчишекюнкеров,   мучается   до   самоисступления,   однако   не
подвергает сомнению необходимость и оправданность таких казней.


extracted_text:
Проблематика и поэтика сатиры «Истории одного города».
(Материалы литературной гостиной).
  Если   в   «Губернских   очерках»   основные   стрелы   сатирического
обличения   попадали   в  провинциальных   чиновников,   то   в «Истории   одного
города»   Щедрин   поднялся   до   правительственных   верхов:   в   центре   этого
произведения   —   сатирическое   изображение   взаимоотношений   народа   и
власти,  глуповцев   и  их   градоначальников.   СалтыковЩедрин   убежден,  что
бюрократическая   власть   является   следствием   «несовершеннолетия»,
гражданской незрелости народа.
В   книге   сатирически   освещается   история   вымышленного   города
Глупова,   указываются   даже   точные   даты   ее:  с  1731  по  1826  год.  В  книге
Щедрина речь идет не о какомто узком отрезке отечественной истории, а о
таких   ее   чертах,   которые   сопротивляются   течению   времени,   которые
остаются   неизменными   на   разных   этапах   отечественной   истории.   Сатирик
ставит перед собою головокружительно смелую цель — создать целостный
образ России, в котором обобщены вековые слабости ее истории, достойные
сатирического   освещения   коренные   пороки   русской   государственной   и
общественной жизни.
Стремясь   придать   героям   и   событиям   «Истории   одного   города»
обобщенный смысл, Щедрин часто прибегает к анахронизмам — смешению
времен. Повествование идет от лица вымышленного архивариуса эпохи XVIII
— начала XIX  века. Но в его рассказ нередко вплетаются факты и события
более   позднего   времени,   о   которых   он   знать   не   мог.   А   Щедрин,   чтобы
обратить   на   это   внимание   читателя,   нарочно   оговаривает   анахронизмы   в
примечаниях «от издателя». Да и в глуповских градоначальниках обобщаются
черты   разных   государственных   деятелей   разных   исторических   эпох.   Но
особенно странен и причудлив с этой точки зрения образ города Глупова.
Даже внешний облик его парадоксально противоречив. В одном месте
мы узнаем, что племена головотяпов основали его на болоте, а в другом месте
утверждается, что «родной наш город Глупов имеет три реки и, в согласность
древнему   Риму,   на   семи   горах   построен,   на   коих   в   гололедицу   великое
множество экипажей ломается». Не менее парадоксальны и его социальные
характеристики.   То   он   является   перед   читателями   в   образе   уездного
городишки,  то  примет   облик  города  губернского   и  даже   столичного,  а  то
вдруг обернется захудалым русским селом или деревенькой, имеющей, как
водится,   свой   выгон   для   скота,   огороженный   типичной   деревенской изгородью. Но только границы глуповского выгона соседствуют с границами...
Византийской империи!
Фантастичны и характеристики глуповских обитателей: временами они
походят на столичных или губернских горожан, но иногда эти «горожане»
пашут и  сеют,  пасут  скот и живут в деревенских  избах,  крытых соломой.
Столь   же   несообразны   и   характеристики   глуповских   властей:   градона
чальники совмещают в себе повадки, типичные для русских царей и вельмож,
с   действиями   и   поступками,   характерными   для   уездного   городничего   или
сельского старосты.
В описи градоначальников даются краткие характеристики глуповских
государственных   людей,   воспроизводится   сатирический   образ   наиболее
устойчивых   отрицательных   черт   русской   истории.   Василиск   Бородавкин
повсеместно   насаждал   горчицу   и   персидскую   ромашку,   с   чем   и   вошел   в
глуповскую   историю.   Онуфрий   Негодяев   разместил   вымощенные   его
предшественниками улицы и из добытого камня настроил себе монументов.
ПерехватЗалихватский   сжег   гимназию   и   упразднил   науки.   Уставы   и
циркуляры, сочинением которых прославились градоначальники, бюрократи
чески   регламентируют   жизнь   обывателей   вплоть   до   бытовых   мелочей—
«Устав о добропорядочном пирогов печении».
Жизнеописания глуповских градоначальников открывает Брудастый. В
голове   этого   деятеля   вместо   мозга   действует   нечто   вроде   шарманки,
наигрывающей периодически два окрика: «Раззорю!» и «Не потерплю!». Так
высмеивает Щедрин бюрократическую безмозглость русской государственной
власти.   К   Брудастому   примыкает   другой   градоначальник   с   искусственной
головой — Прыщ. У него голова фаршированная, поэтому Прыщ не способен
администрировать, его девиз — «Отдохнутьс». И хотя глуповцы вздохнули
при новом начальстве, суть их жизни изменилась мало: и в том и в другом
случае судьба города находилась в руках безмозглых властей.
Когда вышла в свет «История одного города», критика стала упрекать
Щедрина в искажении жизни, в отступлении от реализма. Но эти упреки были
несостоятельны. Гротеск и сатирическая фантастика у Щедрина не искажают
действительности, а лишь доводят до парадокса те качества, которые таит в
себе   любой   бюрократический   режим.   С   помощью   фантастики   и   гротеска
Щедрин   часто   ставит   точный   диагноз   социальным   болезням,   которые
существуют   в   зародыше   и   еще   не   развернули   всех   возможностей   и
«готовностей», в них заключенных. Доводя эти «готовности» до логического
конца,   до   размеров   общественной   эпидемии,   сатирик   выступает   в   роли провидца, вступает  в область предвидений и предчувствий. Именно такой,
пророческий   смысл   содержится   в   образе   УгрюмБурчеева,   увенчивающем
жизнеописания глуповских градоначальников.
На   чем   же   держится   деспотический   режим?   Какие   особенности
народной   жизни   его   порождают   и  питают?  Глупов   в  книге   —  это   особый
порядок   вещей,   составным   элементом   которого   является   не   только
администрация, но и народ — глуповцы. В «Истории одного города» дается
беспримерная   сатирическая   картина   наиболее   слабых   сторон   народного
миросозерцания.   Щедрин   показывает,   что   народная   масса   в   основе   своей
политически наивна, что ей свойственны неиссякаемое терпение и слепая вера
в начальство, , в верховную власть.
«Мы люди привышные! — говорят глуповцы. — Мы претерпеть могим.
Ежели нас теперича всех в кучу сложить и с четырех концов запалить — мы и
тогда   противного   слова   не   молвим!»   Энергии   администрирования   они
противопоставляют энергию бездействия, «бунт» на коленях: «„Что хошь с
нами делай! — говорили одни, — хошь — на куски режь, хошь — с кашей
ешь, а мы не согласны!" — „С нас, брат, нечто возьмешь! — говорили другие,
— мы не то что прочие, которые телом обросли! нас, брат, и уколупнуть
негде". И упорно стояли при этом на коленах».
Когда   же   глуповцы   берутся   за   ум,  то,  «по   вкоренившемуся   исстари
крамольническому обычаю», или посылают ходока, или пишут прошение на
имя высокого начальства. «„Ишь, поплелась! — говорили старики, следя за
тройкой,   уносившей   их   просьбу   в   неведомую   даль,   —   теперь,   атаманы
молодцы, терпеть нам не долго!" И действительно, в городе вновь сделалось
тихо;   глуповцы   никаких   новых   бунтов   не   предпринимали,   а   сидели   на
завалинках   и   ждали.   Когда   же   проезжие   спрашивали:   как   дела?   —   то
отвечали: „Теперь наше дело верное! теперича мы, братец мой, бумагу по
дали!"»
В сатирическом свете предстает со страниц щедринской книги «история
глуповского   либерализма» (свободомыслия)   в   рассказах   об   Ионке   Козыре,
Ивашке   Фарафонтьеве   и   Алешке   Беспятове.
  Прекраснодушная
мечтательность и полная практическая беспомощность — таковы характер
ные признаки глуповских свободолюбцев, судьбы которых трагичны. Нельзя
сказать, чтобы глуповцы не сочувствовали своим заступникам. Но и в самом
сочувствии   сквозит   у   них   та   же   самая   политическая   наивность:   «Небось,
Евсеич, небось! — провожают они в острог правдолюбца. — С правдой тебе
везде жить будет хорошо!» «С этой минуты исчез старый Евсеич, как будто его   на   свете   не   было,   исчез   без   остатка,   как   умеют   исчезать   только
„старатели" русской земли».
Когда по выходе в свет «Истории одного города» критик и издатель А.
С.   Суворин   стал   упрекать   сатирика   в   глумлении   над   народом,   Щедрин
отвечал:   «Рецензент   мой   не   отличает   народа   исторического,   то   есть
действующего   на   поприще   истории,   от   народа   как   воплотителя   идеи
демократизма. Первый оценивается и приобретает сочувствие по мере дел
своих.   Если   он   производит   Бородавкиных   и   УгрюмБурчеевых,   то   о
сочувствии   не   может   быть   и   речи...   Что   же   касается   „народа"   в   смысле
второго определения, то этому народу нельзя не сочувствовать уже по тому
одному,   что   в   нем   заключается   начало   и   конец   всякой   индивидуальной
деятельности».
Заметим, что картины народной жизни все же освещаются у Щедрина в
иной тональности, чем картины градоначальнического самоуправства. Смех
сатирика   здесь   становится   горьким,   презрение   сменяется   тайным
сочувствием.   Опираясь   на   «почву   народную»,   Щедрин   строго   соблюдает
границы той сатиры, которую сам народ создавал на себя, широко использует
фольклор.
«История одного города» завершается символической картиной гибели
УгрюмБурчеева.   Она   наступает   в   момент,   когда   в   глуповцах   заговорило
чувство   стыда   и   стало   пробуждаться   чтото   похожее   на   гражданское
самосознание. Однако картина бунта вызывает двойственное впечатление. Это
не грозовая, освежающая стихия, а «полное гнева оно», несущееся с Севера и
издающее   «глухие,   каркающие   звуки».   Как   все   губящий,   все   сметающий
смерч, страшное «оно» повергает в ужас и трепет самих глуповцев, падающих
ниц.
Такой   финал   убеждает,
  что   СалтыковЩедрин   чувствовал
отрицательные   моменты   стихийного   революционного   движения   в
крестьянской   стране   и   предостерегал   от   его   разрушительных   последствий.
УгрюмБурчеев исчезает в воздухе, не договорив известной читателю фразы:
«Придет некто за мной, который будет еще ужаснее меня». Этот «некто»,
судя   по   «Описи   градоначальников»,—ПерехватЗалихватский,   который
въехал в Глупов победителем («на белом коне»!), сжег гимназию и упразднил
науки! Сатирик намекает на то, что стихийное возмущение может повлечь за
собой   еще   более   реакционный   и   деспотический   режим,   способный   уже
остановить само «течение истории».
Тем   не   менее   книга   Щедрина   в   глубине   своей   оптимистична.   Ход истории   можно   прекратить   лишь   на   время:   об   этом   свидетельствует
символический   эпизод   обуздания   реки   УгрюмБурчеевым.   Кажется,   что
правящему идиоту удалось унять реку, но ее поток, покрутившись на месте,
всетаки восторжествовал: «остатки монументальной плотины в беспорядке
уплывали вниз по течению, а река журчала и двигалась в своих берегах».

title: Проблематика и поэтика сатиры «Истории одного горо¬да». (Материалы литературной гостиной).


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

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


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

file_name: Алюминий.rtf

title: СПРАВОЧНЫЙ МАТЕРИАЛ ДЛЯ ПОДГОТОВКИ К  ВЫПУСКНОМУ ЭКЗАМЕНУ ПО ХИМИИ ПО ТЕМЕ:  «АЛЮМИНИЙ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ»


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


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

file_name: Галогены.rtf


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


extracted_text:
Вариант 1
1. Сложите:
1001001+1111+1110
11111+11111+111
10111+10111+11011
2. Умножьте:
1111*111*1000
1011*11
111*10101
3. Переведите в десятичную систему счисления:
C216
4. Переведите число 127 из 10ой системы счисления в двоичную, восьмеричную и шестнадцатеричную:
101112
128
101113
Вариант 2
1. Сложите:
111011+11111+11001
111+111+111001
1010011+1011001+1100011
2. Умножьте:
11101*10011*100
1010*10
1101*1101101
3. Переведите в десятичную систему счисления:
A216
4. Переведите число 221 из 10ой системы счисления в двоичную, восьмеричную и шестнадцатеричную:
11100112
11100113
328
Вариант 1
1. Сложите:
1001001+1111+1110
11111+11111+111
10111+10111+11011
2. Умножьте:
1111*111*1000
1011*11
111*10101
3. Переведите в десятичную систему счисления:
C216
4. Переведите число 127 из 10ой системы счисления в двоичную, восьмеричную и шестнадцатеричную:
101112
101113
128
Вариант 2
1. Сложите:
111011+11111+11001
111+111+111001
1010011+1011001+1100011
2. Умножьте:
11101*10011*100
1010*10
1101*1101101
3. Переведите в десятичную систему счисления:
A216
328
11100112
11100113 4. Переведите число 221 из 10ой системы счисления в двоичную, восьмеричную и шестнадцатеричную.

file_name: Системы счисления сам работа.docx

intro: Самостоятельная работа по теме "Системы счисления" в 10 классе в двух вариантах включает в себя задания на перевод чисел между системами счисления с основанием 2, 8, 10, 16, а также задания на выполнение арифметических действий (сложение и умножение) с двоичными числами.

title: Самостоятельная работа по информатике по теме "Системы счисления", 10 класс


extracted_text:
СПРАВОЧНЫЙ МАТЕРИАЛ ДЛЯ ПОДГОТОВКИ
К ВЫПУСКНОМУ ЭКЗАМЕНУ ПО ХИМИИ ПО ТЕМЕ:
«КИСЛОРОД. ОЗОН»
1. ОБЩИЕ СВЕДЕНИЯ О КИСЛОРОДЕ
Кислород   (лат.  Oxygenium)   впервые   исследовал   шведский   химик   К.
Шееле  в 1772 году.  Это  самый  распространенный  на  Земле  химический
элемент.   Массовая   доля   кислорода   в   земной   коре   примерно   49   %.
Кислород встречается в природе в свободном (составная часть воздуха) и в
связанном состоянии (вода, различные минералы, растения и животные).
Кислород в нормальных условиях – газ без цвета и запаха, аллотропная
модификация – озон, газ с характерным резким запахом.
Кислород   малорастворим   в   воде   (примерно   1   объем   на   20   объемов
воды). При температуре –183C кислород образует в синеватую жидкость, а
при –219C превращается в темносиние кристаллы.
Кислород   очень   широко   используется   в   технике,   металлургии   (при
выплавке чугуна и стали, в производстве цветных металлов), для получения
высоких   температур   при   сварке   металлов.   Кислород   применяется   в
медицине и в дыхательных приборах. Жидкий кислород используется как
окислитель   топлива   в   реактивных   двигателях.   Вместе   с   азотом   и
некоторыми   другими   газами   кислород   образует   атмосферу   Земли.
Кислород играет важнейшую роль в жизни человека и животных.
Получение кислорода
В лаборатории:
1. Разложением перманганата калия при нагревании:
2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2
Также   в   аналогичных   реакциях   разложения   используют   сурик  Pb3O4,
оксид ртути HgO, бертолетову соль КСlO3.
2. Разложением пероксида водорода:
2H2O2 = 2H2O + O2
3. В результате процесса фотосинтеза:
6CO2 + 6H2O = C6H12O6 + 6O2
В промышленности:
1. Сжижением воздуха с помощью холодильных машин, далее, используя
различие температур кипения кислорода (–183C) и азота (–196C), выделяют
кислород.
2. Чистый кислород получают электролизом воды. Это очень дорогой
метод и поэтому мало распространен. Химические свойства
В   периодической   системе   кислород   расположен   в  VI  группе   второго
периода.
Атом кислорода содержит 8 электронов: 2 электрона на 1s2орбитали и 6
на внешнем слое (электронная конфигурация 1s22s22р4). Только фтор может
окислить кислород, образуя дифторид кислорода  OF2. Во всех остальных
соединениях   степень   окисления   кислорода   –2.   Важной   особенностью
строения   молекулы  O2  –   наличие   двух   неспаренных   электронов,   что
приводит   к   эффекту   парамагнетизма,   т.   е.   свойству   молекул
ориентироваться в направлении магнитного поля.
Атомы кислорода образуют двухатомную молекулу с двойной связью. В
обычных   условиях   молекулы   кислорода   устойчивы   и   на   атомы   не
распадаются,   поэтому   молекулярный   кислород   высокой   активностью   не
отличается.
Кислород   –   активный   неметалл.   Он   образует   соединения   со   всеми
элементами,   кроме   гелия,   неона   и   аргона.   С   галогенами,   криптоном,
ксеноном, золотом и металлами платиновой группы он не реагирует, и их
соединения   можно   получить   только   косвенным   путем.   С   остальными
элементами кислород непосредственно взаимодействует, образуя оксиды,
причем большинство реакций протекают с выделением тепла.
Так,   при   нагревании   кислород   взаимодействует   с   водородом,   серой,
углеродом, фосфором, образуя воду и оксиды:
2Н2 + О2 = 2Н2О
С + O2 = СO2
S + O2 = SO2
4Р + 5О2 = 2Р2О5
С галогенами кислород в реакцию не вступает.
Очень   активно   взаимодействуют   с   кислородом   щелочные   и
щелочноземельные металлы с образованием оксидов и пероксидов:
4К + О2 = 2К2О(KO2)
Ba + O2 = BaO2
С остальными металлами кислород реагирует при нагревании, выделяя
большое количество теплоты и света:
2Mg + O2 = 2MgO
Некоторые   металлы   в   обычных   условиях   окисляются   лишь   с
поверхности, так как образующаяся пленка оксида защищает металл. При
повышении температуры окисление ускоряется. Например, в нормальных
условиях   железо   окисляется   довольно   медленно,   а   при   температуре
красного каления (
C) железные стружки сгорают в кислороде:
 400≈
3Fe + 2O2 = Fe3O4 В   кислороде   горят   также   сложные   вещества   с   образованием
соответствующих оксидов:
CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O
2. ОЗОН
Озон   представляет   из   себя   аллотропную   модификацию   кислорода.
Молекула трехатомна. Образуется озон из кислорода:
3O2 = 2O3
В   лаборатории   озон   добывают   взаимодействием   концентрированной
серной кислоты с пероксидом бария:
3BaO2 + 3H2SO4 = 3ВаSО4 + 3H2O + O3
Чаще   же   озон   получают   в   озонаторах,   действуя   на   кислород
электрическим разрядом высокого напряжения.
Молекула   легко   распадается   на   молекулу   кислорода   и   атомарный
кислород:
O3 = O2 + О
Именно   атомарный   кислород   обусловливает   сильные   окислительные
свойства озона. Как окислитель озон намного превосходит кислород.
Озон – это газ бледноголубоватого цвета. Ядовит даже в небольших
концентрациях.   При   температуре   –111C  он   конденсируется,   образуя
жидкость   зеленоватого   цвета,   а   при   –251C  превращается   в   твердое
вещество черного цвета. Мало растворим в воде (в 2 объемах воды при 0 C
растворяется 1 объем озона)
Озон  обладает   бактерицидными   свойствами   и  широко   используется  в
медицине.   Озоновый   слой   в   атмосфере   защищает   нашу   планету   от
солнечной радиации.

file_name: Кислород.rtf


extracted_text:
Наблюдение за комарами
Цель: — расширять представления об особенностях внешнего вида комара; —
формировать реалистические представления о природе.
Ход наблюдений
Загадываю детям загадку, предлагаю ответить на вопросы.
Очень маленький на вид, надоедливо звенит.
Прилетает вновь и вновь, чтобы выпить нашу кровь. (Комар.)

Как выглядит комар? Как он передвигается? Есть ли у комаров уши?
Чем питаются комары? Почему возле рек, прудов и болот всегда много комаров?
Почему комаров называют вредными насекомыми? Какие враги есть у комаров?
Какие загадки и сказки о комарах вы знаете?
Надо мной комарик вьется
И звенит, звенит, звенит,
Кровушки моей напьется
И в окошко улетит.
У комара тонкое тело, слабые ноги и два брюшка. На голове комара есть хоботок,
которым он прокалывает тело жертвы и сосет кровь, а также пара маленьких усиков. У
комаров есть «уши», которые находятся в усах.
Комарысамцы питаются сладким нектаром цветов и соком растений, а самки сосут
кровь.
Комары — вредные насекомые, так как разносят опасные болезни. Лягушки и жабы помогают побеждать кровожадных насекомых, питаются комарами
стрекозы и птицы.

file_name: Наблюдение за комарами.docx

intro:
Как выглядит комар? Как он передвигается? Есть ли у комаров уши?
Чем питаются комары? Почему возле рек, прудов и болот всегда много комаров?
Почему комаров называют вредными насекомыми? Какие враги есть у комаров?
Какие загадки и сказки о комарах вы знаете?
Надо мной комарик вьется
И звенит, звенит, звенит,
Кровушки моей напьется
И в окошко улетит.
У комара тонкое тело, слабые ноги и два брюшка. На голове комара есть хоботок, которым он прокалывает тело жертвы и сосет кровь, а также пара маленьких усиков. У комаров есть «уши», которые находятся в усах.
Комары-самцы питаются сладким нектаром цветов и соком растений, а самки сосут кровь.
Комары — вредные насекомые, так как разносят опасные болезни.
Лягушки и жабы помогают побеждать кровожадных насекомых, питаются комарами стрекозы и птицы.

title: Наблюдение за комаром


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


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


extracted_text:
СПРАВОЧНЫЙ МАТЕРИАЛ ДЛЯ ПОДГОТОВКИ К ВЫПУСКНОМУ
ЭКЗАМЕНУ ПО ХИМИИ ПО ТЕМЕ: «СЕРА И ЕЕ СОЕДИНЕНИЯ»
1. СЕРА И ЕЕ СВОЙСТВА
Сера   известна   с   давних   времен.   В     природе   встречается   в   свободном   и
связанном  виде. Общее содержание серы по массе в земной коре составляет
около 0,1 % или 0,7 % массы планеты. Главная масса серы в виде сульфидов
металлов находится в мантии Земли на глубине 1100–1400 км.
Известно несколько аллотропных модификаций серы. До температуры 150C
молекула серы имеет циклическую форму. Это кольцо из 8 атомов, соединенных
в виде короны. В обычных условиях это кристаллы так называемой ромбической
модификации.   При   повышении   температуры   до   100  С   она   превращается   в
моноклинную. Расплавленная сера при 187 C становится очень вязкой, кольца S8
разрываются и происходит полимеризация в виде спиральных молекул с длиной
цепи до 10000 атомов. При дальнейшем нагревании эти молекулы разрываются и
вязкость   уменьшается.   Охлаждая   такой   расплав   атомы   серы   образуют
пластическую   серу,
  которая   через   некоторое   время   переходит   в
кристаллическую ромбическую модификацию.
В воде сера не растворяется, растворима в органических растворителях. Она
диэлектрик.
Сера используется при вулканизации каучука, приготовления черного пороха,
спичек, ядохимикатов, для получения серной кислоты.
Получают серу выплавкой из так называемой «самородной» серы.
Сера   находится   в  VI  группе   третьего   периода   периодической   системы.
Элементы подгруппы кислорода в значительной мере отличаются от кислорода,
прежде всего в способности проявлять положительные степени окисления. На
внешнем   электронном   слое   у   атома   серы   шесть   электронов.   Формула
электронной   конфигурации   3s23p4.
  менее
электроотрицательными   элементами,     сера     может     принимать   2   электрона,
проявляя   степень   окисления   –2.   Также   сера   способна   отдавать   электроны,
проявляя   степень   окисления   от   +2   до   +6,     причем   только   в   соединениях   с
кислородом и некоторыми галогенами.
  Взаимодействуя
с
Сера – активный неметалл. Среди металлов только золото, платина и рутений
не   взаимодействуют   с   серой.   При   нагревании   сера   реагирует   с   водородом,
образуя сероводород:
S + Н2 = H2S
Сера взаимодействует со многими металлами, образуя сульфиды:
S + Fe = FeS
2Al + 3S = Al2S3 Из неметаллов только азот и иод не соединяются с серой. Сжигание серы в
струе   кислорода   приводит   к   образованию   сернистого   газа   или   сернистого
ангидрида SO2:
S + O2 = SO2
Элементарная сера может также проявлять восстановительные свойства:
S + 2HNO3 = H2SO4 + 2NO
2. ОКСИД СЕРЫ (VI) И СЕРНАЯ КИСЛОТА
Оксид серы (VI) энергично соединяется с водой, образуя серную кислоту:
H2O + SO3 = H2SO4
Серный ангидрид обладает всеми свойствами кислотных оксидов: реагирует
с основными оксидами и основаниями. Получают его окислением сернистого
газа при нагревании в присутствии катализаторов.
Серная   кислота   –   бесцветная,   маслянистая   жидкость,   тяжелее   воды.   Это
сильная   двухосновная   кислота,  c  серой   в   степени   окисления   +6.   В   серной
кислоте   хорошо   растворяется  SO3  с   образованием   олеума.   Серная   кислота
хорошо растворяется в воде, при этом выделяется большое количество теплоты.
Смешивая серную кислоту с водой, нужно обязательно вливать кислоту в воду, а
не наоборот! Существует даже такое высказывание: «Не плюй в кислоту». В
водных растворах серная кислота диссоциирует ступенчато.
Серная   кислота   –   важнейший   продукт   химической   промышленности.   Ее
используют   для   получения   различных   кислот,   солей,   оснований,   очистки
различных продуктов, производства взрывчатых веществ, красок и т. д.
Производство серной кислоты идет в три этапа:
– синтез сернистого газа;
– окисление сернистого газа в серный ангидрид;
– поглощение серного ангидрида водой.
Сернистый газ получают сжиганием серы или обжигом сульфидов металлов
(обычно   пирита).   Сернистый   газ   окисляется   контактным   или   нитрозным
способом.
Окисление SО2 в SO3 контактным способом проходит в контактном аппарате
при высокой температуре кислородом воздуха в присутствии катализатора. При
нитрозном способе сернистый газ окисляется оксидом азота (IV):
SO2 + NO2 = SO3 + NO
Затем NO кислородом воздуха окисляется до NO2
При   взаимодействии   с   основаниями   образуются   кислые   соли
(гидросульфиты) и средние соли (сульфаты):
NaOH + H2SO4 = NaHSO4 + H2O
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O Разбавленная   серная   кислота   реагирует   со   всеми   металлами,   стоящими   в
ряду напряжений до водорода (кроме свинца):
Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2
Металлы,   стоящие   в   ряду   напряжений   правее   водорода,   в   разбавленной
серной кислоте не растворяются. Свинец также не растворяется в разбавленной
кислоте изза образования пленки малорастворимого сульфата PbSO4.
Концентрированная   серная   кислота   проявляет   окислительные   свойства,
когда сера из степени окисления +6 восстанавливается до более низких степеней
окисления.   Поэтому   концентрированная   серная   кислота   при   нагревании
растворяет   металлы,   стоящие   в   ряду   напряжений   после   водорода,   при   этом
выделяется обычно сернистый газ:
Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + 2H2O + SO2
Некоторые   металлы,   например,   железо,   с   концентрированной   серной
кислотой  не  реагируют изза  образования пленки  устойчивого  оксида железа
(III).
Окислительные свойства серной кислоты проявляются и при взаимодействии
с неметаллами, например S, С, H2S, HBr, HI:
2H2SO4 + С = 2SO2 + CO2 + 2H2O
Качественной реакцией на ион  SO4
белого осадка.
2  является образование с катионом  Ba+
3. ОКСИД СЕРЫ (IV) И СЕРНИСТАЯ КИСЛОТА
Оксид серы (IV) или сернистый газ SO2 – бесцветный тяжелый газ с резким
запахом.
Сернистый газ применяется в основном в производстве серной кислоты, как
ядохимикат, для отбелки тканей.
В промышленности сернистый газ получают, сжигая серу на воздухе:
S + O2 = SO2
или обжигая пирит:
4FeS2 + 11O2 = 8SO2 + 2Fe2O3.
В лаборатории сернистый газ получают, действуя серной кислотой на соли
сернистой кислоты:
Na2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2SO3
или взаимодействием серной кислоты с медью при нагревании:
Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O.
Сернистый   газ   хорошо   растворим   в  воде,  при   этом   образуется   некоторое
количество сернистой кислоты:
H2O + SO2  H2SO3.
Сернистый   газ   –   типичный   кислотный   оксид,   он   взаимодействует   с
основными оксидами: SO2 + K2O = K2SO3,
соединяется с гидроксидами:
SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O.
В присутствии катализаторов (платины, оксиды ванадия (V)) SO2 окисляется
до SO3.
Сернистая   кислота  H2SO3  –  соединение   непрочное   и   существует   только   в
растворе, легко распадаясь на воду и сернистый газ. Сернистая кислота, как и
серная, двухосновна и образует два типа солей: гидросульфиты и сульфиты,
является кислотой средней силы.
Сернистая кислота реагирует с основаниями, основными оксидами, солями и
металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода. Для сернистой кислоты и
ее солей характерны восстановительные свойства.
Сернистая   кислота   используется   как   дезинфицирующее   и   отбеливающее
средство. Ее соли применяются в промышленности, медицине и фотографии.
4. СЕРОВОДОРОД. СЕРОВОДОРОДНАЯ КИСЛОТА И ЕЕ СОЛИ
Сероводород   –   бесцветный   газ   с   запахом   тухлых   яиц,   ядовит.   Неплохо
растворим   в   воде,  спирте.  Раствор   сероводорода   в   воде   представляет   собой
слабую сероводородную кислоту.
Сероводород и соли сероводородной кислоты используется в производстве и
аналитической химии.
В лаборатории сероводород получают при непосредственном взаимодействии
водорода   и   серы   или   действуя   на   соли   сероводородной   кислоты   сильными
кислотами.
В сероводороде сера проявляет степень окисления –2. Сероводород является
довольно сильным восстановителем. Например, в реакции горения сероводорода
на воздухе сера может окисляться до свободной или до оксида серы (IV):
2Н2S + О2  = 2Н2О + 2S
2H2S + 3О2  = 2Н2О + 2SO2
Сероводородная кислота двухосновная, поэтому образует средние и кислые
соли:
H2S + KOH = KHS + H2O
Средние соли называются сульфидами, а кислые – бисульфидами