11 клас ХІМІЯ

20.05.2022

Урок 58

Тема: «Розв'язування розрахункових задач..Підсумковий урок. Тематичне оцінювання»

1.Повторити теоретичний матеріал в підручнику В.І Попель, Л.С. Крикля Хімія 11 клас § 30 - 36

2. Переглянути відео та презентації Розв'язування задач найпростішим способом. Розчини.

https://www.youtube.com/watch?v=pXfxM_9y7l4 Розв`язування простих задач з органічними речовинами

https://www.youtube.com/watch?v=qbP12V7F4EE Розв'язування розрахункових задач «Обчислення об'ємних відношень газів за хімічними рівняннями» https://www.youtube.com/watch?v=3gZxm5baFU Хімія. Методика розв’язування розрахункових задач https://www.youtube.com/watch?v=mMX-lC6uPUg Презентація уроку хімії “Розв'язання задач. Розчини.” https://vseosvita.ua/library/prezentacia-uroku-himii-9-klas-rozvazanna-zadac-rozcini-414976.html

3.Записати до зошита конспект

4. Виконати завдання Розв’язати задачі

1.Обчисліть масову частку кальцинованої соди Na₂СO₃ кількістю речовини 0,5 моль.

2.Які об’єми бутану і кисню необхідно для виробництва 1т оцтової кислоти окисненням бутану,якщо масова частка виходу становить 80%.

Виконані завдання надсилати на електронну пошту valalekskriv020457@gmail.com або в Єдину школу

В зошиті обов’язково пишіть число і тему уроку

20.05.2022

Урок 57

Тема: «Генетичні зв’язки між основними класами неорганічних сполук.»

1.Повторити теоретичний матеріал в підручнику В.І Попель, Л.С. Крикля Хімія 11 клас § 33

2. Переглянути відео та презентації

Генетичні зв’язки між класами неорганічних сполук.

https://www.youtube.com/watch?v=nu4IcTLbK2w

Генетичний зв'язок між класами неорганічних сполук"

https://www.youtube.com/watch?v=Z91k7-8xYWA

Генетичні зв'язки між класами неорганічних сполук (повторення)

https://www.youtube.com/watch?v=_lQrUk0jxWA

Презентація з теми: "Генетичні зв’язки між основними класами неорганічних сполук"

https://naurok.com.ua/prezentaciya-z-temi-genetichni-zv-yazki-mizh-osnovnimi-klasami-neorganichnih-spoluk-235198.html

3.Записати до зошита конспект

4. Виконати завдання № 267 (в)

5.Теоретичний матеріал.

У перекладі з грецької генетичний означає — такий, що стосується походження, вивчає розвиток чого-небудь.

Розглядаючи хімічні властивості сполук різних класів, можна простежити, як вони пов’язані за походженням, тобто скласти генетичні ряди, в яких простежується споріднений зв’язок між класами неорганічних сполук.

Генетичний зв’язок — це зв’язок між речовинами різних класів, що ґрунтується на взаємоперетворенні речовин і показує походження одних речовин від інших.

Знання генетичних зв’язків пояснює різноманітність класів неорганічних сполук і речовин у природі, відкриває перед ученими перспективи створення нових речовин.

Було давно помічено, що речовини, які беруть свій початок від простих речовин — металів, суттєво відрізняються за властивостями від речовин, що беруть початок від неметалів. Тому розрізняють два генетичних ряди: генетичний ряд металів та генетичний ряд неметалів.

Генетичний ряд металів. Генетичний ряд металів має такий

вигляд:

метал —> основний оксид —>основа (луг) —> сіль.

Метал, що започатковує генетичний ряд, наявний в усіх його складних речовинах, наприклад:

1 2 3

Ca —> CaO —>Са(ОН)₂ —>СаС1₂

2Са + 0₂ = 2СаО;

СаО + Н₂0 = Са(ОН)₂;

Са(ОН)₂ + 2НС1 = СаС1₂ + 2Н₂0.

Правило генетичних зв’язків:

Кількість стрілочок у схемі відповідає кількості рівнянь хімічних реакцій, які необхідно скласти.

Сполуки, записані перед стрілочкою, обов’язково мають вступити в хімічну реакцію.

Сполуки, записані пір ля стрілочки, мають утворитися внаслідок реакції.

Проте, як вам відомо, нерозчинну основу не можна добути з оксиду, піддавши його взаємодії з водою. Тому генетичний зв’язок ускладнюється на одну ланку:

метал —> основний оксид —>сіль —> основа —> інша сіль.

Для заліза та сполук Феруму він має вигляд:

1 2 3 4

Fe —> FeO—> FeS0₄ —> Fe(OH)₂ —> FeCl₂

2Fe+O₂=2FeO

FeO + H₂SO₄=FeSO₄+H₂O

FeSO₄+2NaOH =Fe(OH)₂ +Na₂SO₄

Fe(OH)₂+2HCl= FeCl₂+2H₂O

Генетичний ряд неметалів. Генетичний ряд неметалів вибудовується за тим самим принципом, що й металів, лише гідрат оксиду в ньому не основа, а кислота:

неметал —> кислотний оксид —> кислота —> сіль.

Розглянемо генетичний ряд неметалів на прикладі сірки:

1 2 3

S —> S0₂ —> Н₂S0₃ —> К₂S0₃

1) S + 0₂ = S0₂;

Н₂0 + S0₂ = Н₂S0₃;

2КОН + Н₂S0з = К₂S0₃ + 2Н₂0.

Генетичний ряд неметалів, у якому основою виступає нерозчинна кислота. Цей ряд можна представити за допомогою таких перетворень:

неметал —> кислотний оксид —сіль —> кислота —> кислотний оксид —> неметал.

Наприклад, генетичний ряд Сіліцію:

1 2 3 4 5

Si —> SіO₂ —> Na₂SiО₃ —> Н₂SіО₃ —> SiO₂ —> Si.

Si + O₂ = SіO₂

SіO₂+ 2NaОH = Na₂SiО₃ + Н₂О

Na₂SiО₃ + 2НCl = 2NaCl + Н₂SiО₃

Н₂SiО₃ = SiО₂ + Н₂О

SiО₂ = Si + О₂

Проте необов’язково, щоб з утворенням солі генетичний ряд завершувався. Його можна продовжити і, зокрема, у зворотному напрямі:

1 2 3 4 5 6 7

Cu —> CuO —> CuS0₄ —>Cu(OH)₂ —> CuCl₂ —> Cu(OH)₂ —> CuO —> Cu

2Cu + 0₂ = 2CuO;

CuO + H₂S0₄ - CuS0₄ + H₂0;

CuS0₄ + 2KOH - Cu(OH)₂ + K₂S0₄;

Cu(OH)₂ + 2HC1 - CuCl₂ + 2H₂0.

CuСl₂ + 2NaOH = Cu(OH)₂ + NaCl

Си(ОН)₂ —> CuO + Н₂0;

CuO + Н₂ —> Cu + Н₂0.

Виконані завдання надсилати на електронну пошту valalekskriv020457@gmail.com або в Єдину школу

В зошиті обов’язково пишіть число і тему уроку

13.05.2022

Урок 56

Тема: «Загальна характеристика металів та їх сполук: оксидів, гідроксидів, солей»

1.Повторити теоретичний матеріал в підручнику В.І Попель, Л.С. Крикля Хімія 11 клас

§ 23 - 27

2. Переглянути відео та презентації

Загальна характеристика металів та їх сполук: оксидів, гідроксидів, солей.

Загальна характеристика металів. Фізичні властивості металів

https://www.youtube.com/watch?v=XEoCB7fbiDQ

Загальна характеристика металів. Фізичні властивості металів

https://www.youtube.com/watch?v=KeNYSi5azaw

Основи Властивості, застосування гідроксидів Натрію і Кальцію

https://www.youtube.com/watch?v=wv4d7WIDIYU

Алюміній: фізичні та хімічні властивості

https://www.youtube.com/watch?v=kDad6AN0M9A

Презентація "Загальна характеристика металів. Фізичні та хімічні властивості металів"

https://naurok.com.ua/prezentaciya-zagalna-harakteristika-metaliv-fizichni-ta-himichni-vlastivosti-metaliv-207453.html

Презентація на тему "Метали головних підгруп І-ІІІ груп ПСХЕ Д. І. Менделєєва "

https://vseosvita.ua/library/prezentacia-na-temu-metali-golovnih-pidgrup-i-iii-grup-pshe-d-i-mendeleeva-367703.html

3.Записати до зошита конспект

4. Виконати самостійну роботу

Самостійна робота з теми: «Метали.»

І.Визначте правильні твердження

1.Протонне число калію 19

2. Протонне число натрію 23

3. Протонне число калію 39

4. Протонне число натрію 11

Варіанти відповідей

А 2,4

Б 2,3

В 3,4

Г 1,4

ІІ.Визначте протонне число елемента, атом якого на зовнішній електронній оболонці містить 2 електрони

А 6

Б 20

В 13

Г 16

ІІІ. Укажіть протонне число літію

А 1

Б 2

В 3

Г 7

ІV.Який запис позначає атомну масу магнію?

А А(Мg)

Б М(Mg)

В m (Mg)

Г Аr(Mg)

V.Бліц – фініш ( Дайте відповіді)

1. Перелічіть метали, що входять до складу організму людини

2. Визначте зайвий елемент серед наведених: K, Al, Na, Ca. Поясніть.

3. Хто з видатних учених склав витискувальний ряд металів, який названо його іменем?

4. Слово – срібло, а мовчання - …

5. Який елемент входить до складу гемоглобіну?

6. Яка речовина використовується і у літакобудуванні, і в обгортці шоколаду.

VІ. Так чи ні

1. Метали в періодичній системі містяться в лівій нижній частині.

2. На зовнішньому енергетичному рівні металічних елементів містяться 4-6 електронів.

3. Метали – тверді речовини.

4. Причиною електро- і теплопровідності металів є наявність металічного хімічного зв’язку.

5. Взаємодіючи з киснем, метали утворюють оксиди, пероксиди.

6. Взаємодія металів із солями відбувається згідно з електрохімічним рядом напруг

5.Теоретичний матеріал.

Металічних елементів існує значно більше, ніж неметалічних. До них належать усі d-і f-елементи, а також s-елементи та кілька p-елементів. (робота з періодичною системою).

У природі металічні елементи трапляються досить часто.Найбільше металічних елементів містить літосфера. Найпоширенішим серед них є алюміній.(діаграма)

Елементи, які утворюють активні метали, містяться переважно в хлоридних,карбонатних, сульфатних і силікатних мінералах, інші – в оксидних і сульфідних мінералах; дуже рідко трапляються самородні мідь.срібло,золото.платина.(Фото)

У гідросфері також багато металічних елементів, але у значно менших кількостях. У воді морів і океанів переважає Натрій, а у прісній воді – кальцій.

Металічні елементи містяться і в живих організмах.Натрій і Калій входять до складу усіх клітин, Магній є у хлорофілі, а Ферум у гемоглобіні. Сполуки Кальцію становлять неорганічну основу кісток, зубів,яєчної шкаралупи, черепашок.

Метали характеризуються незначною електронегативністю, тому легко віддають електрони. Атоми металів здатні лише окиснюватись:

Me⁰– ne^-= Meⁿ⁺

2. Металічний зв'язок

Цей зв'язок зумовлений особливостями будови атомів металів. Розглянемо модель кристалічної гратки металів.

Демонстрація 10 . Модель кристалічної гратки металів.

У вузлах граток – атоми й катіони металу, а між вузлами – відносно вільні електрони.

Металічний зв'язок – це зв'язок між катіонами в металі, що здійснюється за допомогою делокалізованих електронів.

Загальні фізичні властивості металів

агрегатний стан ( тверді за н. у. , за винятком Hg);

колір ( усі відтінки від світло- сірого до темно – сірого за винятком Аи і Си);

тепло – і електропровідність ( за рахунок вільних електронів) збільшуються в ряду Hg, Рb, Fe, Zn, Мg, Al, Аи, Си, Аg;

ковкість та пластичність ( найбільш пластичний метал – золото, найбільш крихкі – хром, манган, стибій) ;

твердість; м'які ( лужні метали), тверді( хром) ;

температура плавлення : легкоплавкі – Тпл ( Hg) = - 38, 87 ⁰С, тугоплавкі – Тпл ( W) = 3370 ⁰С.

температура кипіння в металів висока.

Хімічні властивості металів

Взаємодія з неметалами

Активні метали взаємодіють з неметалами за звичайних умов, а менш активні – при підвищенні температури та при наявності каталізатора. Найменш активний метал ряду активності металів Аи може взаємодіяти лише з хлором і не реагує з іншими неметалами.

Троє учнів біля дошки записують рівняння реакції :

2Mg + O₂= 2 MgO (дослід)

Zn + I_{2 =}^H²^O ZnI₂( віртуальний дослід)

Au + O₂ =/=

2.Взаємодія металів з водою

Залежно від місця розміщення металів в ряду активності, вони по різному взаємодіють з водою (віртуальний дослід)

Li, К, Ва, Са, Nа, Мg, Ве

Від Аl до Рb

Від Ві до Аи

Реагують з водою при звичайних умовах

2Na + 2H₂О = 2 NaOH + H₂

Реагують з водою при нагріванні

Zn + H₂O = ZnO + H₂

З водою не взаємодіють

Ag + H₂O =/=

3.Взаємодія металів з кислотами.

Метали взаємодіють з кислотами залежно від їх місця розташування в ряду активності металів. Згадаємо, як метали взаємодіють з розчинами кислот.(дослід)

Два учні записують біля дошки рівняння окисно–відновних реакцій, які відбуваються:

Al + HCl

Zn +H₂SO₄

Cu + HCl

При взаємодії металів з концентрованими нітратною та сульфатною кислотами водень не виділяється, а утворюються інші речовини.

Al+ HNO₃(розб) Al(NO₃)₃+ NH₄ NO₃+ H₂O

Концентрована сульфатна, а також нітратна кислоти можуть взаємодіяти навіть з металами, які розміщені в ряду активності після водню (крім Рt i Au)

Cu + H₂SO₄ ( конц) ^tCu SO₄+SO₂ ↑+ H₂O

ЗАВДАННЯ: Перетворити схеми двох останніх реакцій на хімічні рівняння, підібравши коефіцієнти методом електронного балансу.

4.Взаємодія металів з лугами

Якщо метал в ряду активності розміщений до водню, а також якщо оксид чи гідроксид цього металу проявляє амфотерні властивості, то такий метал взаємодіє з лугом, утворюючи сіль і водень:

2Al + 2NaOH + 6H₂O = 2Na[ Al(OH)₄] + 3H₂↑

Zn + 2NaOH + 2H₂O = Na₂[Zn(OH)₄] + H₂↑

5.Взаємодія металів з розчинами солей

Якщо метал, що реагує з розчином солі, активніший за метал, що утворює сіль, то відбувається хімічна реакція:

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

6.Забарвлення полум’я йонами металів

Металічні елементи можуть надавати полум’ю різного забарвлення. У дні урочистих подій влаштовують салюти. В небо з шипінням злітають ракети, що розсипаються різнобарвними іскрами – червоними, зеленими, жовтими. Червоне забарвлення утворилося внаслідок додавання до пороху солей Стронцію, жовте –солей Натрію, зелене – солей Барію. Визначення хімічних елементів за забарвленням полум’я є найпростішим методом хімічного аналізу.

Величезне значення мають хімічні елементи, які надають забарлення склу.

Прикрашаючи Софіївський собор, стародавні умільці з високою майстерністю використовували кольорове скло для створення мозаїчних полотен. Секрети київської мозаїки були втрачені в глибині віків. Відродив її М.В.Ломоносов. Розглядаючи мозаїку «Полтавська битва», створену М.В.Ломоносовим, можна стверджувати, що для забарвлення скла він використовував сполуки Кобальту, Купруму, Феруму, Нікелю, Хрому.

Виконані завдання надсилати на електронну пошту valalekskriv020457@gmail.com або в Єдину школу

В зошиті обов’язково пишіть число і тему уроку

13.05.2022

Урок 55

Тема: «Неметали. Загальна характеристика неметалів та їх сполук с Гідрогеном та Оксигеном»

1.Повторити теоретичний матеріал в підручнику В.І Попель, Л.С. Крикля Хімія 11 клас

§ 14 – 21

2. Переглянути відео та презентації

Неметали. Загальна характеристика неметалів. Фізичні властивості.

https://www.youtube.com/watch?v=zR7N03ml5X0

Неметали. Загальна характеристика неметалів. Фізичні властивості.

https://www.youtube.com/watch?v=X63_ZWBMaBs

Презентація по темі: "Неметали. Загальна характеристика неметалів. Фізичні властивості."

https://naurok.com.ua/prezentaciya-po-temi-nemetali-zagalna-harakteristika-nemetaliv-fizichni-vlastivosti-vl-134735.html

3.Записати до зошита конспект

4. Виконати завдання № 126, 136

5.Теоретичний матеріал.

Неметалiчних елементiв у порiвняннi з металiчними елементами вiдносно небагато. Вони розташованi в основному в правому верхньому кутi перiодичної системи, умовно обмеженому дiагоналлю Бор—Астат. Найактивнiшим є флуор.

За електронною будовою зовнішнього енергетичного рівня атомів більшість неметалічних елементів є р-елементами, а Гідроген і Гелій – s-елементами.

Неметалічні елементи — це хімічні елементи, атоми яких мають зовнішній енергетичний рівень близький до завершення (ns²np⁶), завдяки чому атомам неметалічних елементів властиво притягувати електрони від інших атомів до завершення свого зовнішнього енергетичного рівня.

До цього визначення, однак, не підпадають елементи VIII групи головної підгрупи — інертні гази, атоми яких мають завершений зовнішній енергетичний рівень.

Слід відзначити подвійне положення Гідрогену в Періодичній системі: в головній підгрупі I та VII груп. З одного боку, атом Гідрогену, подібно до елементів лужних металів, має на зовнішньому енергетичному рівні один електрон (1s¹). З іншого боку, до завершення єдиного енергетичного рівня (1s²) атому Гідрогену не вистачає одного електрона, подібно до атомів галогенів.

За схожістю хімічних властивостей неметалічні елементи об’єднують у природні групи, які розташовуються в головних підгрупах Періодичної системи елементів Д. І. Менделєєва. Елементи єдиної групи мають однакову будову зовнішнього електронного рівня.

Відносна електронегативність — це умовна величина, яка характеризує властивість атома у хімічній сполуці відтягувати до себе електрони. (Як правило, величина електронегативності визначається за енергетичними характеристиками процесів іонізації та приєднання електрона до атома даного елемента).

За визначенням, атомам неметалічних елементів властиво притягувати до себе електрони до завершення свого зовнішнього енергетичного рівня. Тому для атомів неметалічних елементів характерні великі значення електронегативності — в середньому від 2 до 4.

Чим менше необхідно електронів до завершення зовнішнього енергетичного рівня атома елемента, тим вища електронегативність цього елемента.

Величину електронегативності можна розглядати, як кількісну характеристику неметалічності елементів.

Подивіться на схемі зміну величини електронегативності неметалічних елементів в групах та періодах, в залежності від будови зовнішнього енергетичного рівня.

Найвища електронегативність у Флуору. В хімічних сполуках атом Флуору завжди відтягує до себе електрон, тому Флуор в своїх сполуках завжди має формальний ступінь окиснення –1.

Оксиген має меншу електронегативність, ніж Флуор. Це означає, що в хімічних сполуках атом Оксигену буде відтягувати до себе електрони всіх елементів, окрім Флуору. Лише в сполуках із Флуором атом Оксигену віддає електрони та набуває позитивного заряду: 1+ в оксиген(I) фториді, O₂F₂ або 2+ в оксиген(II) фториді OF₂.

Електронегативність атомів неметалів завжди вища за електронегативність атомів металів.

У періодах зліва направо неметалічні властивості елементів посилюються, а металічні слабшають. Зі зростанням порядкового номера елемента число електронів на зовнішньому енергетичному рівні збільшується, сила притягання їх до ядра зростає (відповідно до закону Кулона), отже, радіус атома поступово зменшується.

Цим обумовлене посилення в періодах неметалічних властивостей елементів зліва направо із зростанням їх порядкового номера. Наприклад, у другому періоді найменш активним неметалічним елементом є Бор, а найбільш активним — Флуор.

У групах зверху вниз неметалічні властивості елементів слабшають. Це пов’язано зі збільшенням радіуса атома за рахунок збільшення кількості енергетичних рівнів і, відповідно, послабленням притягання електронів зовнішнього рівня до ядра. Так, з-поміж галогенів (p-елементів VII групи) Флуор має найбільш виражені неметалічні властивості, а у Йоду, хоча він і є неметалічним елементом, більше виражені металічні властивості. У VI групі найбільш активний неметалічний елемент — Оксиген, а найменш активний — Телур.

Є також елементи, які не проявляють ні хімічних властивостей металів, ні хімічних властивостей неметалів. Це — інертні гази, які мають завершений зовнішній енергетичний рівень і за звичайних умов не утворюють хімічних сполук з іншими елементами.

Зміна властивостей елементів із збільшенням їхньої атомної ваги

	Число енергетичних рівнів	Число електронів на зовнішньому енергетичному рівні	Радіус атома	Електронегативність	Зміна властивостей
У періодах зліва направо	Не змінюється	Збільшується	Зменшується	Збільшується	Посилюються неметалічні властивості
У головних підгрупах зверху вниз	Збільшується	Не змінюється	Збільшується	Зменшується	Слабшають неметалічні властивості

Окисно-відновні властивості неметалічних елементів та їх характерні ступені окиснення

Неметалічні елементи в реакціях один з одним можуть виступати як окисники чи як відновники. Це залежить від їх електронегативності:елемент, у якого електронегативність більша, «забирає» електрони, тобто є окисником; елемент із меншою електронегативністю «віддає» електрони, тобто є відновником.

Кожний неметалічний елемент проявляє окисні властивості в реакціях з металічними елементами і з тими неметалічними елементами, які мають нижчі значення електронегативності.

Окисні властивості — це властивості, які характеризують здатність атома елемента притягувати електрони і при цьому відновлюватися.

Відновні властивості — це властивості, які характеризують здатність атома елемента віддавати електрони і при цьому окиснюватися.

Кількість електронів, яку атом елемента може прийняти чи віддати в процесі окисно-відновної реакції, обумовлюють можливі ступені окиснення елемента.

Ступінь окиснення — умовний електричний заряд атома елемента у хімічній сполуці за умови, що всі зв’язки, які утворює цей атом в сполуці, мають йонний характер.

Елемент у найвищому своєму ступені окиснення виявляє тільки окисні властивості — тобто може тільки «забирати» електрони.

Елемент у найнижчому своєму ступені окиснення виявляє тільки відновні властивості — тобто може тільки «віддавати» електрони.

Елемент, який має проміжну ступінь окиснення, виявляє як відновні, так і окисні властивості в залежності від властивостей атомів інших елементів, з якими він взаємодіє.

На зовнішньому енергетичному рівні атома Гідрогену знаходиться один єдиний електрон, який він може віддати більш електронегативному атому, виявляючи при цьому свої відновні властивості. При сполученні з атомом менш електронегативного елемента, атом Гідрогену притягне до себе лише один електрон, який необхідний йому до завершення енергетичного рівня, виявляючи при цьому свої окисні властивості. Тому можливі ступені окиснення Гідрогену: –1, 0 та +1.

Ступінь окиснення всіх елементів в їх простих сполуках дорівнює нулю.

Варто звернути увагу на те, що у елементів 3-го періоду (зокрема, у Si, P, S) на 3-му енергетичному рівні є d-підрівень, і тому електрони зовнішнього рівня при одержанні додаткової енергії можуть переходити в збуджений стан і розпаровуватися. Тоді кількість неспарених електронів на зовнішньому енергетичному рівні збільшується, відповідно у елемента з’являються додаткові ступені окиснення, але вищий (максимальний) ступінь окиснення елементів головних підгруп не може перевищувати номер групи.

Сульфур — елемент 6-ї групи головної підгрупи. На зовнішньому енергетичному рівні атома Сульфуру в основному стані знаходиться два неспарених електрона, за рахунок яких атом Сульфуру утворює два ковалентні зв’язки з атомами інших елементів. В збудженому стані електрони зовнішнього рівня атома Сульфуру розпаровуються, завдяки чому атом Сульфуру може утворювати чотири або шість ковалентних зв’язків з атомами інших елементів. (-2 ,+4, +6)

Будова простих речовин неметалів. Алотропія

Прості речовини неметалів — речовини, утворені атомами однакових неметалічних елементів, сполучених між собою ковалентними неполярними зв’язками.

Один і той самий хімічний елемент може утворювати декілька простих речовин, які розрізняються за складом та будовою молекул.

Алотропія — явище існування одного і того самого елемента в різних модифікаціях простої речовини.

Алотропні модифікації Оксигену

Елемент Оксиген утворює дві прості речовини — дві алотропні модифікації — кисень та озон.

Алотропні модифікації Карбону

Елемент Карбон характеризується алотропією форми: алмаз, графіт, карбін. Усі алотропні модифікації Карбону розрізняються між собою за зовнішнім виглядом і за властивостями. До того ж існує розмаїття речовин, які відносять до однієї алотропної модифікації. Наприклад, атомна кристалічна структура вугілля (деревинне, тваринне), сажі, фуллеренів та нанотрубок не відрізняється від структури графіту. Тому ці речовини не відносять до окремих алотропних модифікацій Карбону.

Прості речовини та хімічні елементи

Хімічний елемент — певний вид атомів з однаковим зарядом ядра і, відповідно, з однаковим атомним номером.

Прості речовини утворюються при сполученні між собою атомів одного і того самого хімічного елемента.

Назви простих речовин неметалів не завжди збігаються з назвами неметалічних елементів. До того ж, атоми хімічних елементів можуть утворювати декілька простих речовин — алотропних модифікацій.

Гідроген – водень, нітроген – азот, силіцій – кремній, оксиген – кисень, озон, сульфур – сірка ромбічна…, карбон – графіт, алмаз, карбін.

Фізичні властивості неметалів:

Відсутня ковкість, нема блиску, не проводять електричний струм (тільки графіт, чорний фосфор), колір різноманітний:жовтий(сірка), жовтувато-зелений(хлор),червоно-бурий (бром), фіолетовий (пари йоду). Агрегатний стан: гази ( водень кисень, хлор, фтор, озон, азот); тверді(фосфор, кремній, карбон, бор, йод), рідина (бром).

Озон. Що це?

Поблизу електричних машин відчувається своєрідний запах при виникненні іскор. Такий самий запах відчувається і після грозових електричних розрядів. Цей запах належить газу озону, що в перекладі означає «пахучий».

Природний озон, який утворюється у стратосфері, захищає поверхню Землі від ультрафіолетового випромінювання.

Озоновий шар — це частина стратосфери на висоті від 12 до 50 км, у якій під впливом ультрафіолетового випромінювання Сонця кисень О₂ іонізується, отримуючи третій атом Оксигену, внаслідок чого утворюється молекула озону О₃.

Хімічні властивості неметалів:

1.З металами. 2. З воднем. 3. З киснем

Сполуки неметалічних елементів з Гідрогеном: амоніак, хлоридна кислота.

Сполуки неметалічних елементів з Гідрогеном не утворюють лише інертні гази. Скласти формулу сполуки неметалічного елемента досить легко ( щоб визначити значення валентності елемента в сполуці, треба від числа 8 відняти № групи, в якій міститься елемент). Скласти сполуки VI групи.

Виконані завдання надсилати на електронну пошту valalekskriv020457@gmail.com або в Єдину школу

В зошиті обов’язково пишіть число і тему уроку

06.05.2022

Урок 54

Тема: «Хімічний зв'язок і будова речовини»

1.Повторити теоретичний матеріал в підручнику В.І Попель, Л.С. Крикля Хімія 11 клас §5 -8

2. Переглянути відео

КОВАЛЕНТНИЙ НЕПОЛЯРНИЙ ЗВ'ЯЗОК

https://www.youtube.com/watch?v=AnLzqSh0HTU

КОВАЛЕНТНИЙ ПОЛЯРНИЙ ЗВ'ЯЗОК

https://www.youtube.com/watch?v=6jCUmiVzlaI

Йонний, металічний хімічні зв’язки.

https://www.youtube.com/watch?v=aZm_Y0d50IY

Хімічний зв'язок

https://www.youtube.com/watch?v=CYaIBYIdDqE

"Металічний, водневий хімічні зв’язки"

https://www.youtube.com/watch?v=Eo6wvxppS4A

3.Записати до зошита конспект

4. Виконати самостійну роботу

Самостійна робота «Хімічний зв’язок»

1. Ковалентним називають хімічний зв’язок, що утворюється:

А) іонами;

Б) спільною електронною парою;

В) іонами та спільною електронною парою.

2. Ступінь окиснення атома Оксигену в оксидах дорівнює:

А) -2;

Б) 0;

В) -1.

3. У вузлах іонних кристалічних граток розміщені:

А) позитивно заряджені іони металів;

Б) негативно заряджені іони неметалів;

В) позитивно заряджені іони металів і негативно заряджені іони неметалів.

4. Дано рівняння реакції:

Zn + 2НСl = ZnCl₂ + Н₂

У цій реакції окислюються:

А) Цинк;

Б) Гідроген;

В) Хлор.

5. Найбільш полярним є ковалентний зв’язок між атомами:

А) Н-Сl;

Б) H-S;

В) H-N.

6. Елемент з електронною формулою 1s²2s²2p⁶3s²3p³ виявляє відповідно максимальний і мінімальний ступені окиснення:

А) -3 і +5;

Б) +3 і +5;

В) +3 і -5;

Г) -3 і +3.

7. Визначте вид хімічного зв’язку і тип кристалічних граток у сполуках: N₂, HF, NH₃, СН₄, H₂S, КСl.

8. Визначте ступені окиснення атомів у сполуках: As₂O₅, SO₃, NH₃, Сl₂O₇, НСl, O₂.

Виконані завдання надсилати на електронну пошту valalekskriv020457@gmail.com або в Єдину школу

В зошиті обов’язково пишіть число і тему уроку

06.05.2022

Урок 53

Тема: ««Зелена» хімія: сучасні завдання перед хімічною наукою та хімічною технологією..

Роль хімії у створенні нових матеріалів, розвитку нових напрямів технологій, розв’язанні продовольчої, сировинної, енергетичної, екологічної проблем.»

1.Ознайомитися з теоретичним матеріалом в підручнику В.І Попель, Л.С. Крикля Хімія 11 клас § 34 – 36

2. Переглянути відео

"Зелена" хімія: сучасні завдання перед хімічною наукою. https://www.youtube.com/watch?v=9VbDiddd8gY Презентація на тему: «Зелена» хімія: сучасні завдання перед хімічною наукою та хімічною технологією. https://naurok.com.ua/prezentaciya-na-temu-zelena-himiya-suchasni-zavdannya-pered-himichnoyu-naukoyu-ta-himichnoyu-tehnologieyu-240225.html Роль хімії у створенні нових матеріалів, розвитку нових напрямів технологій". https://www.youtube.com/watch?v=92NG4GiiVSg Роль хімії у розв’язуванні сировинної, енергетичної проблем. https://www.youtube.com/watch?v=qWV-6QVLQPU Презентація "Роль хімії у створенні нових матеріалів, розвитку нових напрямів технологій, розв'язанні продовольчої, сировини https://naurok.com.ua/prezentaciya-rol-himi-u-stvorenni-novih-materialiv-rozvitku-novih-napryamiv-tehnologiy-rozv-yazanni-prodovolcho-sirovinno-energetichno-ekologichno-problemi-160030.html

3.Записати до зошита конспект

4. Виконати завдання № 287, 290

5.Теоретичний матеріал.

Зелена хімія (Green Chemistry) - науковий напрямок в хімії, до якого можна віднести будь-яке вдосконалення хімічних процесів, що позитивно впливає на навколишнє середовище. Як науковий напрямок, виникло в 90-і роки XX століття.

Послідовне використання принципів Зеленої хімії призводить до зниження витрат на виробництво, хоча б тому, що не потрібно вводити стадії знищення і переробки шкідливих побічних продуктів, використаних розчинників та інших відходів, - оскільки їх просто не утворюється. Скорочення числа стадій веде до економії енергії, і це теж позитивно позначається на екологічній та економічній оцінці виробництва.

В даний час Зелена хімія як новий науковий напрям має велику кількість прихильників

Останнім часом принципи Зеленої хімії дедалі більше підтримуються суспільством, про що свідчить багато фактів. Зокрема, 2005 року Нобелівську премію з хімії отримали Р. Граббс, Р. Шрок та І. Шовен за розвиток методу метатезису в органічному синтезі, який модифікує багато виробничих процесів під час обробки ненасичених сполук з урахуванням принципів Зеленої хімії. А від 1996 року в США запроваджено щорічну Президентську премію, якою нагороджують учених та корпорації, котрі втілюють у хімічні технології принципи Зеленої хімії. Атомна економіка Із цих принципів, «атомна економіка» була запропонована американським хіміком Баррі Тростом у 1973 році та стала основною концепцією серед усіх дослідників даної галузі хімії. За основному мету атомна економіка ставила подолати обмеження традиційної «дохідності», кількості кінцевої продукції, що застосовувалась при розрахунку ефективності реакцій. Наприклад, для розрахунку врожаю, хіміки розглядали ефективність та суму лиш основного хімічного продукту, що вони вибирали («цільові молекули»), а не побічні речовини, що можуть нести в своєму складі небезпечні речовини. Атомна економіка враховує усі компоненти та реагенти реакцій, тим самим забезпечивши надійний показник того, чи утворюються в процесі реакції небезпечні речовини, тобто забруднювачі. Зелена хімія доказала, що зменшити кількість забруднення можливо при використанні атомної економіки, в основі якої покладені такі процеси, як гідрогенізація, метатезис та циклоприєднання.

Дванадцять принципів зеленої хімії

В 1998 П. Т. Анастас і Дж. С. Уорнер у своїй книзі "Зелена хімія: теорія і практика" ^[1] сформулювали дванадцять принципів "Зеленої хімії", якими слід керуватися дослідникам, що працюють у цій галузі:

1. Краще запобігти втратам, ніж переробляти і чистити залишки.

2. Методи синтезу треба вибирати таким чином, щоб всі матеріали, використані в процесі, були максимально переведені в кінцевий продукт.

3. Методи синтезу по можливості слід вибирати так, щоб використовувані і синтезовані речовини були як можна менш шкідливими для людини і навколишнього середовища.

4. Створюючи нові хімічні продукти, треба намагатися зберегти ефективність роботи, досягнуту раніше, при цьому токсичність повинна зменшуватися.

5. Допоміжні речовини при виробництві, такі, як розчинники або розділяють агенти, краще не використовувати зовсім, а якщо це неможливо, їх використання має бути нешкідливим.

6. Обов'язково слід враховувати енергетичні витрати та їх вплив на навколишнє середовище і вартість продукту. Синтез по можливості треба проводити при температурі, близької до температури навколишнього середовища, і при атмосферному тиску.

7. Вихідні і необхідні матеріали повинні бути відновлюваними у всіх випадках, коли це технічно і економічно вигідно.

8. Де можливо, треба уникати отримання проміжних продуктів (блокуючих груп, приєднання і зняття захисту і т. д.).

9. Завжди слід віддавати перевагу каталітичним процесам (по можливості найбільш селективним).

10. Хімічний продукт повинен бути таким, щоб після його використання він не залишався в навколишньому середовищі, а розкладався на безпечні продукти.

11. Потрібно розвивати аналітичні методики, щоб можна було стежити в реальному часі за утворенням небезпечних продуктів.

12. Речовини і форми речовин, що використовуються в хімічних процесах, потрібно вибирати таким чином, щоб ризик хімічної небезпеки, включаючи витоку, вибух і пожежа, були мінімальними.

Є. С. Локтєва та В. В. Лунін додали до цього списку додатковий, 13-й принцип:

13. Якщо ви робите все так, як звикли, то і отримаєте те, що зазвичай отримуєте.

Як дотримуватися принципів зеленої хімії?

Принципи Зеленої хімії тільки починають ставати складовою нашого життя. Людство робить лише перші кроки в цьому напрямку, хоча певні досягнення вже існують.

Принципам Зеленої хімії відповідає одержання й використання біодизелю та біоетанолу, про що ви дізналися минулого навчального року. Це зменшує споживання (спалювання) викопного палива. А кількість утвореного вуглекислого газу внаслідок спалювання рослинного пального фактично дорівнює тій кількості CO₂, яку поглинули рослини з повітря в процесі фотосинтезу.

Наукова спільнота закликає людство взагалі відмовитися від спалювання нафтопродуктів. Відомо, що сьогодні лише 5 % сирої нафти використовують для виробництва синтетичних хімічних речовин, більша частина йде на пальне. Нафтову сировину необхідно використовувати винятково для синтетичної хімії, а спалювати біопальне, синтезоване з біомаси

Останнім часом деякі хімічні компанії відмовляються від використання «класичних» органічних розчинників: дихлороетану, хлороформу, бензену тощо. Сьогодні проводять наукові дослідження щодо заміни їх безпечними речовинами в надкритичному стані, коли за певних умов (тиск і температура) — у так званій потрійній точці — речовини переходять у надкритичний стан, де поєднуються властивості рідини та газу. Наприклад, вода і вуглекислий газ у надкритичному стані є дуже ефективними розчинниками, не гіршими за традиційні неполярні органічні розчинники.

У Центрі каталізу в м. Аахен (Німеччина) розробляють технологію використання вуглекислого газу, який виділяється на теплових електростанціях під час спалювання вуглеводневого палива, для синтезу багатоатомних спиртів. Знизити викиди вуглекислого газу в такий спосіб не вдасться (не більш ніж на 1 %). Але ця технологія дозволяє на 15 % знизити обсяги використання органічної сировини, необхідної для виробництва багатоатомних спиртів.

Сьогодні в наукових лабораторіях розробляють способи модернізації технологій із метою «озеленити» хімічні виробництва. Але засновники Зеленої хімії закликають змінити саму філософію підходу до модернізації виробництва. Як аргумент вони наводять той факт, що більшість хімічних засобів покупці обирають не заради їх хімічної формули, а заради корисного ефекту від них. Наприклад, мийні засоби люди купують для миття посуду, і краще продається той засіб, що миє краще, а не той, у якого «унікальний» хімічний склад.

Отже, відповідно до принципів Зеленої хімії, насамперед необхідно думати про кінцевий результат, а не про певні речовини. Наприклад, можна створювати суперефективні мийні засоби для видалення нагару зі сковорідки з хитромудрою формулою чи привабливим запахом. А можна покрити сковорідки антипригарним покриттям, щоб цей нагар не утворювався. Якщо до хімічної промисловості застосовувати такий підхід, тоді Зелена хімія вийде на новий рівень розвитку і стане невід'ємною частиною нашого життя.

Виконані завдання надсилати на електронну пошту valalekskriv020457@gmail.com або в Єдину школу

В зошиті обов’язково пишіть число і тему уроку

29.04.2022

Урок 52

Тема: Узагальнення й систематизація знань з теми: «Неорганічні сполуки, їх властивості» Контрольна робота

1.Повторити теоретичний матеріал в підручнику в підручнику В.І Попель, Л.С. Крикля Хімія 11 клас § 22 -33

2 Перегляньте відео та презентації

Обчислення за реагентами, один із яких узято в надлишку

https://www.youtube.com/watch?v=RnnIVijbvuE

Генетичні зв’язки між основними класами неорганічних сполук.

https://www.youtube.com/watch?v=F0WzEUTgGVg

3. Виконати завдання виконати роботу контрольну роботу

4. Контрольна робота з теми: «Неорганічні речовини та їх властивості»

Оцінювання

1 -6 завдання по 0,5 б за кожну правильну відповідь - разом 3 бали

7-8 завдання по 1,0 балу за правильну відповідь - разом 2 бали,

9- 10 завдання по 2 бали за правильну відповідь - разом 4 бали,

11 завдання – 3 бали

Загальна оцінка за правильно виконану контрольну роботу 12 балів

1. Максимальна кількість електронів на третьому енергетичному рівні дорівнює:
а) 18; б) 12; в) 8; г) 2.

2. Позначте назву родини, яку складають елементи головної підгрупи сьомої групи
періодичної системи хімічних елементів:

а) інертні гази; в) галогени;

б) лужні метали; г) лужноземельні метали.

3. Укажіть рівняння реакції, що є якісною реакцією на хлоридну кислоту та її солі.
а) ВаС1₂ + Na₂C0₃→ВаС0₃ + 2NaCl;

б) NaCl + AgN0₃ →AgCl ↓ + NaN0₃;

в) ZnCl₂ + Na₂C0₃ → ZnC0₃ + 2NaCl;

г) NaOH + HCl →NaCl + H₂0.

4. Укажіть ряд речовини, в якому наведено тільки солі:
a) K₂S0₃, MgCl₂, Fe₂(S0₄)₃;

б) А1₂0₃, Si0₂, HN0₃;

в) S0₂, S0₃, C0₂;

г) N₂0, CO, Ca(OH)₂.

5. Установіть відповідність між класом сполуки та формулою:

1) кислота а) Zn(OH)₂

2) нерозчинна основа б) H₂O

3) луг в) FeCl₃

4) сіль г) Na(OH)₂

д) HNO₃

6. Установіть відповідність між назвою та формулою солі:

1) кальцій карбонат а) CaSO₄

2) кальцій сульфат б) CaCO₃

3) кальцій ортофосфат в) CaSO₃

4) кальцій сульфіт г) CaS

д) Ca₃(PO₄)₂

7. Допишіть рівняння реакцій:

P₂O₅ + 3MgO → ;

AgNO₃ + NaCl →

2KOH + H₂SO₄ → ;

2Al(OH)₃ →

8. Складіть рівняння реакцій згідно з перетвореннями:

1. 2. 3.

P → P₂O₅ → H₃PO₄ → Na₃PO₄

9. У результаті взаємодії аргетум(І)нітрату масою 17 г із хлоридною кислотою випадає осад масою:

а) 12,5 г; б) 14,35 г; в) 14 г.

10. Тривалентний метал масою 32,4 г розчинили в сульфатній кислоті. При цьому виділився водень об’ємом 40,32 л (н.у.). Визначте цей метал.

11. Нітратна кислота масою 126 кг прореагувала з амоніаком об’ємом 60 м³ (н.у.). Обчисліть масу утвореного амоній нітрату. (Відповідь: m(NH₄NO₃) = 160 кг)

Виконані завдання надсилати на електронну пошту valalekskriv020457@gmail.com

або в Єдину школу

29.04.2022

Урок 51

Тема: «Розв'язування задач. Обчислення кількості речовини, маси або об’єму продукту за рівнянням хімічної реакції, якщо один із реагентів взято в надлишку.»

1.Ознайомитися з теоретичним матеріалом в підручнику В.І Попель, Л.С. Крикля Хімія 11 клас § 22

2. Переглянути відео

Обчислення за реагентами, один із яких узято в надлишку

https://www.youtube.com/watch?v=RnnIVijbvuE

Розв’язок типових задач

https://www.youtube.com/watch?v=90nL-p4_IyU

3.Записати до зошита конспект

4. Виконати завдання № 171, 172, 173

5.Теоретичний матеріал.

Для здійснення деяких реакцій вчені або технологи беруть одного з реагентів більше, ніж потрібно за хімічним рівнянням, тобто в надлишку. Це забезпечує повнішу взаємодію іншої речовини та достатню швидкість реакції не тільки на її початку, а й при завершенні.

Реакція між речовинами відбувається доти, доки повністю прореагує одна з них, а надлишок іншої речовини залишається. Він участі у реакції не бере. Кількісні дані про цю речовину (масу, об’єм або кількість речовини) не можна використовувати під час розрахунків за хімічними рівняннями, оскільки в реакцію вступає тільки певна частина цієї речовини. Задачі на надлишок дуже просто виявити: в умові зазначено дані обох речовин, що взаємодіють між собою, хоча зазвичай для розрахунків за хімічними рівняннями достатньо знати дані лише про один реагент. Розв’язуючи задачі цього типу потрібно:1. З’ясувати, який з реагентів взятий у надлишку. 2. Дальші обчислення робити за тією речовиною, яка прореагувала повністю. Наприклад,

Магній масою 12 г помістили в розчин, маса хлоридної кислоти в якому 146г. Визначте об’єм водню (н.у.), що виділиться під час реакції.

Дано: Розв’язання:

m(Mg) = 12г 1. Складемо рівняння реакції:

m(HCl) = 146г 2HCl + Mg = MgCl₂ + H₂

V(H₂) = ? 2. Обчислимо кількість речовини кожного

реагенту:

n(Mg) = = 0,5 (моль)

n(HCl) = = 4 (моль)

3. Визначимо, яка з речовин у надлишку:

n(Mg) : n(HCl)

1 : 2 - за рівнянням реакції

0,5 : 4 - за умовою задачі

Отже, НСl – у надлишку

4. Визначимо кількість речовини водню (за

рівнянням реакції):

n(H₂) = n(Mg) = 0,5 (моль)

5. Обчислимо об’єм водню:

V(H₂) = n · V_m = 0,5 · 22,4 = 11,2 (л)

Відповідь: об’єм водню – 11,2 л.

Якщо в умові задачі зазначено дані

обох речовин, що взаємодіють між собою, то це є ознакою задачі на надлишок

Щоб розв’язати задачу на надлишок треба:

Обчислити кількості речовин реагентів

Визначити яка речовина взята у надлишку

Дальші обчислення робити за тією речовиною, яка

прореагувала повністю

Для здійснення деяких реакцій технологи беруть одного з

реагентів більше, ніж потрібно за хімічним рівнянням тому,

що це забезпечує повнішу взаємодію іншої речовини та достатню

швидкість реакції

Виконані завдання надсилати на електронну пошту valalekskriv020457@gmail.com або в Єдину школу

В зошиті обов’язково пишіть число і тему уроку

22.04.2022

Урок 50

Тема Практична робота №2.Генетичні зв’язки між неорганічними речовинами.

1.Повторити теоретичний матеріал в підручнику В.І Попель, Л.С. Крикля Хімія 11 клас § 33

2. Переглянути відео та презентацію

Практична робота №2 Генетичні зв’язки між неорганічними речовинами

https://www.youtube.com/watch?v=C0PB3HnUEhw

Відеоурок з хімії у 11 класі.

https://www.youtube.com/watch?v=JPOwjepdcxQ

3. Виконати практичну роботу за інструкцією в підручнику ст. 205 ( І варіант), або згідно інструкції наданій у відео за посиланням https://www.youtube.com/watch?v=JPOwjepdcxQ

4.Оформіть звіт виконання практичної роботи за зразком

Практична робота № 2

Тема: «Генетичні зв^,язки між неорганічними речовинами»

Мета: узагальнити знання про хімічні властивості неорганічних сполук, їх взаємоперетворення,

продовжити вдосконалювати вміння і навички в проведенні хімічного експерименту.

Обладнання: штатив з пробірками,

Реактиви:натрій гідроксид, сульфатна кислота, алюміній сульфат, барій хлорид, натрій карбонат, ферум (ІІІ) хлорид, залізо (порошок).

Хід роботи

З правилами ТБ ознайомлений (а)

Завдання 1.

Доберіть реактиви і здійсніть хімічні перетворення сполук Карбону згідно зі схемою: NaНCO₃ → Na₂CO₃ → BaCO₃→ CO₂

Запишіть рівняння реакцій ( у йонно-молекулярній та молекулярній формах ).

Завдання 2.

Добудьте алюміній гідроксид із алюміній хлориду ( кількома способами)

Запишіть рівняння реакцій ( у йонно-молекулярній та молекулярній формах ).

Послідовність дій,спостереження, висновки і хімічні рівняння в молекулярній та йонно-молекулярній формах запишіть у таблицю:

Послідовність дій	Спостереження	Висновки
Завдання …
….	…..	…..
Рівняння реакцій

Висновок.

У висновку вкажіть: чи навчилися ви добувати речовини та здійснювати їх взаємоперетворення. Що лежить в основі проведення даного хімічного експерименту?

Виконані завдання надсилати на електронну пошту

valalekskriv020457@gmail.com або в Єдину школу

В зошиті обов’язково пишіть число і тему уроку.

22.04.2022

Урок 49

Тема: «Зв’язки між основними класами неорганічних сполук.

Генетичні зв'язки між неорганічними речовинами.»

1.Ознайомитися з теоретичним матеріалом в підручнику В.І Попель, Л.С. Крикля Хімія 11 клас § 33

2. Переглянути відео та презентацію

"Генетичний зв'язок між класами неорганічних сполук"

https://www.youtube.com/watch?v=Z91k7-8xYWA

Генетичні зв’язки між класами неорганічних

https://www.youtube.com/watch?v=XRDTYygQmZA

Генетичні зв’язки між основними класами неорганічних сполук.

https://www.youtube.com/watch?v=F0WzEUTgGVg

Презентація з теми: "Генетичні зв’язки між основними класами неорганічних сполук"

https://naurok.com.ua/prezentaciya-z-temi-genetichni-zv-yazki-mizh-osnovnimi-klasami-neorganichnih-spoluk-235198.html

3.Записати до зошита конспект

4. Виконати завдання № 267 (в), 268

5.Теоретичний матеріал.

У перекладі з грецької генетичний означає — такий, що стосується походження, вивчає розвиток чого-небудь.

Генетичний ряд металів. Генетичний ряд металів має такий

вигляд:

метал —> основний оксид —>основа (луг) —> сіль.

Метал, що започатковує генетичний ряд, наявний в усіх його складних речовинах, наприклад:

1 2 3

Ca —> CaO —>Са(ОН)₂ —>СаС1₂

2Са + 0₂ = 2СаО;

СаО + Н₂0 = Са(ОН)₂;

Са(ОН)₂ + 2НС1 = СаС1₂ + 2Н₂0.

Правило генетичних зв’язків:

Кількість стрілочок у схемі відповідає кількості рівнянь хімічних реакцій, які необхідно скласти.

Сполуки, записані перед стрілочкою, обов’язково мають вступити в хімічну реакцію.

Сполуки, записані пір ля стрілочки, мають утворитися внаслідок реакції.

метал —> основний оксид —>сіль —> основа —> інша сіль.

Для заліза та сполук Феруму він має вигляд:

1 2 3 4

Fe —> FeO—> FeS0₄ —> Fe(OH)₂ —> FeCl₂

2Fe+O₂=2FeO

FeO + H₂SO₄=FeSO₄+H₂O

FeSO₄+2NaOH =Fe(OH)₂ +Na₂SO₄

Fe(OH)₂+2HCl= FeCl₂+2H₂O

неметал —> кислотний оксид —> кислота —> сіль.

Розглянемо генетичний ряд неметалів на прикладі сірки:

1 2 3

S —> S0₂ —> Н₂S0₃ —> К₂S0₃

1) S + 0₂ = S0₂;

Н₂0 + S0₂ = Н₂S0₃;

2КОН + Н₂S0з = К₂S0₃ + 2Н₂0.

неметал —> кислотний оксид —сіль —> кислота —> кислотний оксид —> неметал.

Наприклад, генетичний ряд Сіліцію:

1 2 3 4 5

Si —> SіO₂ —> Na₂SiО₃ —> Н₂SіО₃ —> SiO₂ —> Si.

Si + O₂ = SіO₂

SіO₂+ 2NaОH = Na₂SiО₃ + Н₂О

Na₂SiО₃ + 2НCl = 2NaCl + Н₂SiО₃

Н₂SiО₃ = SiО₂ + Н₂О

SiО₂ = Si + О₂

1 2 3 4 5 6 7

Cu —> CuO —> CuS0₄ —>Cu(OH)₂ —> CuCl₂ —> Cu(OH)₂ —> CuO —> Cu

2Cu + 0₂ = 2CuO;

CuO + H₂S0₄ - CuS0₄ + H₂0;

CuS0₄ + 2KOH - Cu(OH)₂ + K₂S0₄;

Cu(OH)₂ + 2HC1 - CuCl₂ + 2H₂0.

CuСl₂ + 2NaOH = Cu(OH)₂ + NaCl

Си(ОН)₂ —> CuO + Н₂0;

CuO + Н₂ —> Cu + Н₂0.

Виконані завдання надсилати на електронну пошту valalekskriv020457@gmail.com або в Єдину школу В зошиті обов’язково пишіть число і тему уроку

15.04.2022

Урок 48

Тема: «Біологічне значення металічних і неметалічних елементів.

Генетичні зв’язки між основними класами неорганічних сполук»

1.Ознайомитися з теоретичним матеріалом в підручнику В.І Попель, Л.С. Крикля Хімія 11 клас § 31,32

2. Переглянути відео та презентацію

Біологічне значення металічних і неметалічних елементів

https://www.youtube.com/watch?v=rkZP6KnVyOk

Біологічне значення неметалічних елементів

https://www.youtube.com/watch?v=lbc3m6kuIYs

Хімічні елементи у складі живих організмів

https://www.youtube.com/watch?v=mKaJ4iy3zdc

Презентація до уроку хімії 11 клас "Біологічна роль металів та неметалів"

https://naurok.com.ua/prezentaciya-do-uroku-himi-11-klas-biologichna-rol-metaliv-ta-nemetaliv-159953.html

Презентація з теми: "Біологічне значення металічних і неметалічних елементів"

https://naurok.com.ua/prezentaciya-z-temi-biologichne-znachennya-metalichnih-i-nemetalichnih-elementiv-236780.html

Генетичні зв’язки між основними класами неорганічних сполук.

https://www.youtube.com/watch?v=F0WzEUTgGVg

"Генетичний зв'язок між класами неорганічних сполук"

https://www.youtube.com/watch?v=Z91k7-8xYWA

3.Записати до зошита конспект

4. Виконати завдання №257, 267 (а,б)

5.Теоретичний матеріал.

Класифікація хімічних елементів за їхнім вмістом в організмах

На сьогодні відомо понад 110 хімічних елементів: 89 з них знайдено в природі, інші здобуто штучним шляхом. Більшість з природних хімічних елементів входять до складу організмів. Проте лише близько 30 елементів беруть участь в здійсненні життєвих функцій і мають певне значення для біологічних систем. Їх називають біоелементами.

Біоелементи – хімічні елементи, які входять до складу живих організмів і беруть участь у процесах життєдіяльності.

Основними групами біоелементів за їх вмістом в організмах є органогенні, макроелементи, мікроелементи та ультрамікроелементи.

Мікроелементи — хімічні елементи, присутні в організмах живих істот в низьких концентраціях (тисячні долі відсотка та нижче).

Макроелементи — це хімічні елементи, що наявні в організмі у високих концентраціях.

Ультрамікроелементи — всі інші хімічні елементи, вміст яких менше 0,01 %.

Натрій міститься в клітині виключно у вигляді йонів. Його уміст у людському організмі становить близько 100 г, уміст у крові — 1970 мг/л, масова частка в кістковій тканині — 1 %; у м'язовій — 0,26 - 0,78 %. Натрій у людському організмі потрібен для того, щоб підтримувати в його клітинах необхідний водно-сольовий баланс, а також нормалізувати функції нирок і нервово-м’язову діяльність, обумовлює нормальний ритм серця, впливає на синтез гормонів, регуляцію кров’яного тиску. Крім цього, він забезпечує збереження в крові мінеральних речовин у розчинному стані. Йони Натрію активізують травні ферменти, затримують воду в організмі, беруть участь у транспортуванні амінокислот і цукрів.

Добова потреба людини в цьому хімічному елементі — близько 1,0 - 1,5 г — зростає вдвічі за сильного потовиділення.

Нестача Натрію в організмі може призводити до втрати апетиту та смаку, хронічного проносу, судом, спазмів, нервових розладів, шкірних висипок, м'язової слабкості, погіршення пам'яті, частих інфекційних захворювань

Натрій нетоксичний, однак його надлишок спричиняє спрагу, сприяє розвитку гіпертонічної хвороби, інтенсифікації склеротичних процесів, виникненню хвороб нирок (набряки, камені), тощо.

Калій міститься в клітині тільки у вигляді йонів. Його вміст у людському організмі становить близько 140 г, уміст у крові — 1620мг/л, масова частка у кістковій тканині — 0,21 %; у м'язовій — 1,6 %. Калій часто називають «серцевим» елементом завдяки його участі в процесах скорочення волокон міокарда. Дефіцит цього елемента призводить до ризику розвитку серцевої недостатності, інсульту, небезпечних для життя аритмій. Участь Калію в натрієво-калійному насосі обумовлює також його вплив на м’язову активність, проведення нервового імпульсу по рефлекторній дузі, регулює нервово-м’язову збудливість. Будучи внутрішньоклітинним елементом, Калій знижує набряклість тканин, бере участь у процесах сечовипускання. Нормальна робота нирок, виведення з організму шлаків і токсинів – його заслуга. Необхідний Калій і для підтримки оптимального артеріального тиску. Елемент досить легко всмоктується і виводиться з організму переважно через нирки. Його метаболізм тісно пов’язаний з Натрієм і Магнієм. Натрій – антагоніст Калію. А Магній є каталізатором засвоєння Калію.

Добова потреба людини в Калії становить 2 - 2,7 г, а за інтелектуального навантаження зростає до 5 г.

Нестача Калію може призвести до порушень серцево-судинної діяльності, підвищення рівня холестерину, виникнення загальної слабкості й нервозності, високої утомлюваності та безсоння, м'язової слабкості, судом, спраги й непереносимості цукру, сухості шкіри, вугрового сипу, закрепів.

Надлишок Калію може зумовити порушення серцево-судинної діяльності: м'язову слабкість, сплутане мислення, труднощі з вимовлянням. Токсична доза становить 6 г; летальна — 14 г. кров’яного тиску та рівня глюкози в корові.

Магній входить до складу молекули хлорофілу, регулює кальцієві та натрієві канали у мембранах клітин, а отже, і концентрацію цих металів у клітинах. Нормальна робота йонних каналів захищає м’язові клітини і нервові від гіперактивності, підтримує серцевий ритм. Крім цього, магній є важливим для кісток через те, що він є активатором вітаміну D, нестача якого викликає остеопороз та інші захворювання). Він є складником низки ферментів, які беруть участь у вуглеводному та фосфорному обміні, у підтриманні сталої температури тіла, в утворенні білків. Цей хімічний елемент підтримує здорову мінеральну структуру кісток, бере участь у проведенні імпульсу від нервів до м'язів, активує ДНК-полімеразу, підвищує опірність інфекціям. Він стимулює перистальтику кишечнику, сприяє виведенню жовчі та холестерину з центральної нервової системи, знижує її збудливість, посилює процеси гальмування. Магній має антисептичну та судинорозширювальну дію, знижує артеріальний тиск, знімає м'язові спазми, є антистресовим елементом.

В організмі людини у нормі є близько 25 г Магнію, 50 - 60 % з якого міститься у кістках, а решта — у м’яких тканинах. Менше 1% Магнію міститься у крові — нормальна концентрація становить від 0,75 до 0,95 ммоль/літр. Людина втрачає близько 120 мг Магнію на день із сечею.

Добова потреба людини в Магнії становить 250 - 500 мг та підвищується під час стресів, у різа атеросклерозу, ішемічної хвороби серця, жовчнокам'яної та гіпертонічної хвороб.

Нестача Магнію може призвести до захворювань кишечника; виникнення дратівливості й порушення емоційного стану; посмикування м'язів, тремтіння рук; м'язових судом, серцевої аритмії, зниження опірності організму; порушення структури кісткової тканини, тощо.

Надлишок Магнію ніяк не позначається на здоровому організмі, однак за хворої печінки може спричинити сонливість, загальмованість, уповільнення пульсу, гіпотонію, параліч і асфіксію.

Кальцій – найпоширеніший макроелемент в організмі людини. Уміст його в людському організмі такий:

· масова частка в тілі людини — близько 1,4 %;

· уміст у крові — 90 мг/л;

· у кістковій тканині — 17 %;

· у м'язовій — 0,14 - 0,07 %.

Кальцій сприяє відновленню клітин усього організму, оскільки є складником їхніх ядер, клітинних і тканинних рідин, у рослин входить до складу оболонок клітини, забезпечує «злипання» клітин під час утворення тканин. Цей хімічний елемент забезпечує проникність базальних мембран епітелію, потрібен для роботи м'язів і кровотворення, бере участь у регулюванні й порушенні роботи серця, передаванні нервового імпульсу та м'язових скороченнях. Без Кальцію неможливе нормальне зсідання крові. Він забезпечує правильну роботу ендокринних залоз, підвищує стійкість організму до інфекцій, нейтралізує шкідливі для організму кислоти, впливає на засвоєння організмом їжі.

Важливо, що Кальцій майже не втрачається під час кулінарного оброблення харчових продуктів, однак здатний «вимиватися» з кісткової тканини. Добова потреба в Кальції становить від 800 мг для дітей до 1,5 г у дорослих.

Нестача Кальцію може бути причиною важких нервових розладів: судом, підвищеної збудливості; розм'якшення кісток (рахіт), остеопорозу; захворювань паращитоподібної, щитоподібної та надниркових залоз.

Надлишок Кальцію може зумовлювати сечокам'яну хворобу, гіперкальціємію, що супроводжується безпричинною нудотою, спрагою, втратою апетиту, частим сечовипусканням й судомами. Можливе утворення сечових і жовчних каменів, пухлин легень і молочних залоз.

Ферум є життєво важливим елементом. У рослин бере участь у синтезі хлорофілу. В організмі людини, як і тварин, Ферум присутній в усіх тканинах. Його загальна маса в організмі людини становить 4,2 г, уміст у крові — 447 мг/л, входить до складу кришталика та рогівки ока. Близько 20 % Феруму в організмі депоновано в печінці, селезінці, кістковому мозку, це його «фізіологічний резерв». Найбільша його частина (приблизно 3 грами) зосереджена в еритроцитах. Атоми Феруму займають центральне положення в молекулах гемоглобіну, їм гемоглобін зобов’язаний своїм забарвлення і здатністю приєднувати та відщеплювати кисень. Ферум бере участь у процесі перенесення кисню від легенів до тканин організму. Цей елемент стимулює внутрішньоклітинні процеси обміну, є складником протоплазми і клітинних ядер. Без Феруму неможливе нормальне функціонування імунної системи, адже білок трансферин входить до складу лімфоцитів. Ферум підвищує загальний тонус організму.

Добова потреба організму у Ферумі становить 15 — 20 мг. Загальна його кількість потрапляє в організм людини з рослинною їжею та м’ясом. При втраті крові потреба у Ферумі перевищує кількість, яку людина отримує з їжею.

Нестача Феруму в організмі може призвести до стану, який характеризується зменшенням кількості еритроцитів та гемоглобіну крові. Може виникнути анемія, набряки, ослаблення імунної системи, почастішати застудні захворювання. Перевтома, дратівливість, безсоння, головний біль, «мушки» перед очима, оніміння кінцівок, сухість шкіри, ламкість нігтів.

Надлишок Феруму в організмі пов’язаний, передусім, із захворюваннями печінки. Гепатити, як правило, супроводжуються надлишком Феруму. Доведено: надлишок Феруму відіграє істотну роль у розвитку цукрового діабету другого типу. Атеросклероз, хвороби центральної нервової системи, ішемічна хвороба серця в літніх чоловіків.

Виконані завдання надсилати на електронну пошту

valalekskriv020457@gmail.com або в Єдину школу

В зошиті обов’язково пишіть число і тему уроку.

15.04.2022

Урок 47

Тема: «Якісні реакції на деякі йони.

Практична робота №1. Інструктаж з БЖД . Дослідження якісного складу солей»

1.Ознайомитися з теоретичним матеріалом в підручнику В.І Попель, Л.С.Крикля Хімія 11 клас § 31, Інстукція до виконання практичної роботи №1 «Дослідження якісного складу солей» ст. 193

2. Переглянути відео та презентацію

"Якісні реакції на деякі йони"

https://www.youtube.com/watch?v=tIqfNnfrQlo

Практична робота № 1"Дослідження якісного складу солей"

https://www.youtube.com/watch?v=Nyf-YkgHx_8

Практична робота №1. Дослідження якісного складу солей

https://vseosvita.ua/library/11-klas-prakticna-robota-no1-doslidzenna-akisnogo-skladu-solej-253545.html

3. Виконати практичну роботу за інструкцією

ПРАКТИЧНА РОБОТА № 1

Тема. ДОСЛІДЖЕННЯ ЯКІСНОГО СКЛАДУ СОЛЕЙ.

Мета: навчитись встановлювати якісний склад солей дослідним шляхом. Вдосконалювати навички планування, постановки хімчного експерименту, встановення закономірностей, складання рівнянь реакцій іонного обміну.

Обладнання: штативи з пробірками.

Реактиви та матеріали: розчини: барій хлориду, сульфатної кислоти розбавленої, ферум (ІІ) сульфату, ферум (ІІІ) хлориду, натрій гідроксиду, амоній хлориду, натрій карбонату, натрій ортофосфату

ХІД РОБОТИ

З правилами ТБ ознайомлений (а)

Хід роботи оформіть у вигляді таблиці (на розвороті двох сторінок):

Хід досліду	Спостереження	Рівняння реакцій	Висновки

Завдання 1 Встановлення якісного складу солей.

В дві пробірки налийте невелику кількість розчину барій хлориду;

доберіть та додайте до кожної пробірки реактиви, за допомогою яких можна встановити наявність катіонів Ва²⁺ та аніонів Сl^–в складі солі;

опишіть хід досліду;

запишіть спостереження та рівняння відповідних реакцій в молекулярній та йонній формах;

зробіть висновок, які реакції є якісними на іони барію та хлору.

Завдання 2 . Встановлення якісного складу солей.

В дві пробірки налийте невелику кількість розчину ферум (ІІ) сульфату;

доберіть та додайте до кожної пробірки реактиви, за допомогою яких можна встановити наявність катіонів Fe²⁺ та аніонів SO₄²^–в складі солі;

опишіть хід досліду;

запишіть спостереження та рівняння відповідних реакцій в молекулярній та йонній формах;

зробіть висновок, які реакції є якісними на іони Fe²⁺та SO₄^2– .

Завдання 3. Розпізнавання речовин.

В трьох пронумерованих пробірках знаходяться розчини ферум (ІІ) сульфату, ферум (ІІІ) хлориду та амоній хлориду;

встановіть вміст кожної пробірки, добравши необхідний реактив;

запишіть хід досліду, спостереження, відповідні рівняння реакцій в молекулярній та іонній формах;

у висновку укажіть номер пробірки та визначений розчин, відповідь обґрунтуйте.

Завдання 4. Визначення вмісту побірок.

В трьох пронумерованих пробіркрах знаходяться розчини барій хлориду, натрій карбонату, натрій ортофосфату;

запропонуйте спосіб визначення вмісту пробірок;

запишіть хід досліду, спостереження та рівняння відповідних реакцій;

зробіть висновок, які реакції є якісними на йони Ва²⁺ , СО₃^2– , РО₄^3–

Зробіть загальний висновок.

Виконані завдання надсилати на електронну пошту

valalekskriv020457@gmail.com або в Єдину школу

В зошиті обов’язково пишіть число і тему уроку

08.04.2022

Урок 46

Тема: «Ферум. Залізо. Фізичні і хімічні властивості.,застосування..»

1.Ознайомитися з теоретичним матеріалом в підручнику В.І Попель, Л.С. Крикля Хімія 11 клас § 25

2. Переглянути відео та презентацію

Ферум. Залізо Властивості та застосування заліза

https://www.youtube.com/watch?v=zEbYoNjJMWE

Залізо https://www.youtube.com/watch?v=DCOLHWkYc40

Презентація по темі: "Залізо. Фізичні та хімічні властивості"

https://naurok.com.ua/prezentaciya-po-temi-zalizo-fizichni-ta-himichni-vlastivosti-161597.html

Презентація для 11 класу "Залізо"

https://naurok.com.ua/prezentaciya-dlya-11-klasu-zalizo-97125.html

3.Записати до зошита конспект

4. Виконати завдання №195, 197, 204

5.Теоретичний матеріал.

Легенда

Давні єгиптяни називали його «вааспера», що означає «той, що народився в небі». Давні копти називали його каменем неба. Вироби з нього цінувалися дорожче за золота. Один східний деспот видав указ, в якому під страхом смерті заборонялося всім , крім нього носити зроблені з цього металу прикраси. В «Одіссеї» Гомера розповідається що переможцям спортивних змагань вручали шматок цього металу та шматок золота – найбільші на той час коштовності. Алхіміки вважали його настільки неблагородним металом, що навіть займатися ним не хотіли. Так це Залізо.

1.Поширення в природі.

Чисте залізо мало хто бачив. Самородне залізо є неабиякою рідкістю й за вартістю порівнюється із самородками золота. Залізні утворення завбільшки до 30 см і масою до 5 кг знайдено в базальтових породах поблизу капселя (Німеччина). На о. Диско (Поблизу Гренландії) виявили 25 – ти тонну брилу заліза.
Залізо є компонентом багатьох метеоритів. Вважають, що воно є складовою частиною внутрішнього ядра земної кулі Через атмосферу на нашу планету часто потрапляли метеорити, що складались із чистого заліза. Саме через це залізо називають золотим металом. Протягом останніх 50років випало 453 метеоритних дощі, які принесли на Землю 672т метеоритного заліза. Відкриття заліза мало величезне значення для людства. Завдяки тому, що залізо має добру ковкість, воно і цінувалось, іноді було навіть дорожче за золото. Метеоритного заліза було мало, і давні майстри винайшли способи добування його з руд.

В Індії поблизу міста Делі встановлено пам′ятник – Кутубську колону( 1600 років), яку тривалий час вважали виготовлену із суцільного шматка метеориту, висота її 7 м., маса більше 6 т. Насправді виготовлена з дуже чистого заліза.

Залізо - другий за поширеністю метал у земній корі. У природі зустрічається у вигляді оксидів і сульфідів Сполуки Феруму:

Fe₃O₄ - магнітний залізняк мінерал, що містить 72 % Феруму. Це - найбагатша залізна руда.Магнетит має природну властивість намагнічуватися. Тож назв а «магніт» походить від назви мінералу.

Fe₂O₃ - червоний залізняк (гематит) мінерал, що містить 70 % Феруму. Він відомий людині з давніх давен. У Давньому Єгипті його використовували для виготовлення прикрас, печаток. У Александра Македонського був перстень із вставкою з гематиту, який, як він вважав, робив його невразливим у бою. У Середньовіччі цей мінерал використовували як ліки, що зупиняють кров.

2Fe₂O₃ * 3H₂O - бурий залізняк може мати забарвлення від коричневого до жовтого, часто містить домішки піску чи глини. Лимоніт використовують ддя виготовлення пігменту - жовтої охри.

FeS₂ - залізний колчедан Пірит (від грец. πυρίτηζ- «обпалений вогнем») має властивість іскрити при ударі по ньому сталевими предметами Цей красивий мінерал вражає золотистим кольором, яскравим блиском на майже завжди чітких гранях. Завдяки своїм властивостям пірит відомий з глибокої давнини.

Марс називають червоною планетою. Назва пов’язана з червоним кольором її поверхні, який обумовлений великою кількістю сполук тривалентного Феруму, якого багато на планеті. Досить часто ми спостерігаємо бурий колір водопровідної води, яка тече по старим іржавим трубам. Це також є причиною розчинення сполук тривалентного Феруму в ній

2.Застосування заліза.

Виготовлення зброї.

· Каталізатор.(для синтезу аміаку)

· Лікарські препарати.(проти недокрів’я)

· Художні вироби.

· Як сердечник для електромагнітів.

· Пластини для акумуляторів.

· В піротехніці (горить бенгальський огонь)

3.Фізичні властивості заліза.

Прочитати текст, розданий группам(

Ланцюгом називати властивості, не повторюючи і розмістити на дошці.

1. Колір

2. Блиск

3. Пластичність

4. Магнітні властивості

5. Температура плавлення

6. Твердість

4.Будова атома Феруму.

Ферум – d-елемент VІІІБ групи (або побічної підгрупи VІІІ групи) періодичної системи. В атомі Феруму вісім валентних електонів (3d⁶4s²), тому він виявляє змінні ступені окиснення.Атом легко втрачає 4s²-електрони, утворюючи йони Fe2+: У збудженому стані один електрон з 3d-підрівня може переходити на 4p-підрівень (така електронна конфігурація також доволі стабільна) і ставати валентним:Таким чином найхарактерніші валентності Феруму — II і III, ступені окиснення — +2, +3 (інколи +6).Найхарактерніші ступені окиснення +2 і +3,+6

5. Хімічні властивості.

Ферум утворює два ряди сполук, що відповідають ступеню окислення+ 2, +3. Ступінь окиснення Fe залежить від окислювальної здатності реагує речовини. У сильних окисників ферум приймає ступінь окислення +3, у слабкіших+ 2.

І. Взаємодія заліза з простими речовинами.

1. Взаємодія заліза із сіркою

Fе + S = FeS – Ферум сульфід.

2. Взаємодія заліза з хлором

2Fe + 3Cl₂ =2FeCl₃ – Ферум хлорид

3. .Спалювання заліза в кисні

2.Fe +O₂=2FeO – Ферум (ІІ)оксид

3. 4Fe+3O₂=Fe₂O₃Ферум (ІІІ) оксид

Обидва оксиди можуть утворюватися в результаті горіння заліза. Тому бура маса, що утворилася в результаті горіння, виражається формулою

Fe₃O₄=Fe₂O₃.FeO Тоді 3Fe+2O₂=Fe₃O₄

Висновок: Залізо, як і більшість металів, взаємодіє з неметалами.

ІІ. Взаємодія заліза зі складними речовинами.

1) Взаємодія з водою.

Залізо є стійким до дії води завдяки оксидній плівці, що утворюється на його поверхні. Якщо її знищити (а це відбувається за 700⁰С), залізо витискуватиме водень із води:

3Fe + 4Н₂О = Fе₃О₄ + 4Н₂↑

2.Демонстрація. Взаємодія заліза з розчинами хлоридної, сульфатної та нітратної кислот різної концентрації.

Залізо взаємодіє з розбавленими хлоридною й сульфатною кислотами:

Fe + 2НСl = FeCl₂ + Н₂↑;

Fe + H₂SО₄ = FeSО₄ + Н₂↑.

Із концентрованими кислотами залізо не взаємодіє завдяки міцній оксидній плівці, що дає змогу зберігати й перевозити їх у залізних цистернах.

3 Взаємодія із солями менш активних металів.

Демонстрація. Взаємодія заліза з розчином мідного купоросу.

Висновок: Залізо може відновлювати менш активні метали з розчинів їхніх солей:

Fe + CuSО₄ = FeSО₄ + Си.

Виконані завдання надсилати на електронну пошту

valalekskriv020457@gmail.com або в Єдину школу

В зошиті обов’язково пишіть число і тему уроку.

08.04.2022

Урок 45

Тема «Алюміній: фізичні і хімічні властивості.

Фізичні і хімічні властивості Алюмінію, застосування.»

1.Ознайомитися з теоретичним матеріалом в підручнику В.І Попель, Л.С. Крикля Хімія 11 клас § 24

2. Переглянути відео та презентацію

Алюміній. Фізичні та хімічні властивості

https://www.youtube.com/watch?v=CFSIwQ5_IVw

Фізичні та хімічні властивості алюмінію

https://www.youtube.com/watch?v=86uLCUs7ZqA

Алюміній та його сполуки.

https://www.youtube.com/watch?v=JtWUAV0R5oQ

Презентація по темі: "Алюміній. Фізичні та хімічні властивості."

https://naurok.com.ua/prezentaciya-po-temi-alyuminiy-fizichni-ta-himichni-vlastivosti-152646.html

3.Записати до зошита конспект

4. Виконати завдання №185, 187

5.Теоретичний матеріал.

Одного разу до імператора Тиберія прийшов незнайомець. В дар імператору він приніс виготовлену ним чашу з блискучого, неначе срібло, проте надзвичайно легкого матеріалу. Побоюючись, що новий метал з його чудовими властивостями знецінить золото та срібло, Тиберій наказав відрубати винахіднику голову, а його майстерню зруйнувати. Як ви гадаєте, про який метал йде мова? А в цьому вам допоможе вірш.

Я сріблястий, я криластий,

Високо люблю літати.

А корозії не знаю,

Плівкою себе вкриваю.

На опорах через ліс

То дротами я повис.

Можу двері змайструвати,

Посудом на кухні стати.

А народжуюсь із глини.

Чи мене назвеш ти нині?

Цьому металу передбачено велике майбутнє

М. Г.Чернишевський

1.Положеня Алюмінію в періодичній системі, електрона будова атома і йона.

Таблиця «Періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва»

Al III період, 3А група, Ar = 27, № 13, заряд ядра +13

р = 13, n = 14, е = 13 1s²2s²2p⁶3s²3p¹, На зовнішньому рівні атома Алюмінію міститься три електрони. Це значить, що Алюміній виявляє валентність III. Алюміній є металічним елементом і в хімічних реакціях виступає відновником, тому здатен віддавати три електрони:

Al⁰ -3e → Al³⁺ , і виявляє ступінь окиснення +3.

2. Поширеність у природі.

Алюміній активний метал, тому існує в природі лише у вигляді сполук.

За поширеністю в природі Алюміній займає 3-е місце після Оксигену та Силіцію і 1-е - серед металів. Його вміст в земній корі становить за масою 6,4 відсотків .У вільному вигляді Алюміній у силу своєї хімічної активності не зустрічається. Відомо приблизно 250 мінералів Алюмінію, переважно алюмосилікатів. Деякі з них:

Каолініт ( основа глини) Al₂O₃ ∙2SiO₂∙2H₂O;

Нефелін Al₂O₃ ∙Na₂O∙2SiO₂, або NaAlSiO₄;

Польовий шпат Al₂O₃;

Боксит Al₂O₃ ∙nH₂O;

Корунд (прозорі кристали) Al₂O₃;

Алюмінієві галуни KAl(SO)₄∙12H₂O

Мінерал корунд – це кристалічний алюміній оксид. Його синій різновид, який містить домішки Титану й Феруму, називають сапфіром. Червоний колір іншого різновиду – рубіну – зумовлений домішками Хрому.

Запишіть у зошиті формули найважливіших сполук алюмінію.

3. Історія відкриття та добування алюмінію.

Назва алюміній походить від латинського alumen- так ще за 500 років до нашої ери називалися алюмінієві галуни, які застосовувалися як протрава при фарбуванні тканин і дублення шкіри.

В 16 столітті , досліджуючи різні матеріали, у тому числі галуни, німецький лікар Парацельс установив , що вони «є сіллю якоїсь галунової землі», до складу якої входить оксид невідомого металу, в подальшому названого глинозем.

Першим , кому вдалось одержати металевий алюміній , був датський фізик Ганс Крістіан Ерстед. в 1825 році він отримав кілька міліграмів металевого алюмінію, а в 1827 році Фрідріх Велер зміг виділити крупинки алюмінію, які, однак, на повітрі негайно покривалися найтоншою плівкою оксиду алюмінію.

До кінця XIX століття алюміній в промислових масштабах не вироблявся.

Тільки в 1854 році Анрі Сент-Клер Девіль (його дослідження фінансував Наполеон III, розраховуючи, що алюміній буде в нагоді його армії ) винайшов перший спосіб промислового виробництва алюмінію.

У 1856 році він же отримав алюміній електролізом розплаву хлориду натрію .

До винайдення способу одержання способу одержання алюмінію методом електролізу вартість його була дуже високою. На всесвітній виставці в Парижі в 1855 році алюміній демонструвався як матеріал для виготовлення ювелірних виробів, а імператор Наполеон III використовував посуд з алюмінію на державних прийомах.

У 1889 році Менделєєву у Лондоні подарували, як особливо цінний подарунок, терези, у яких одна чаша була виготовлена із золота, а друга із алюмінію.

В Україні вперше одержали алюміній у 1933 році на Дніпропетровському алюмінієвому заводі. Сьогодні алюміній виробляють на Запорізькому алюмінієвому комбінаті.

4. Фізичні властивості алюмінію.

Демонстрація механічної міцності оксидної плівки.

Спробуємо нагріти алюмінієвий дріт. Відомо, що алюміній плавиться при 660 градусів Цельсія. Але на поверхні алюмінію завжди присутня оксидна плівка, температура якої 2055 градусів Цельсія. Дріт розм'якшується, метал перетворюється в рідину, продовжуємо нагрівати дріт ще кілька хвилин. Розплавлений алюміній не втрачає форму дроту. Щільна плівка алюміній оксиду утримує рідкий метал. Алюміній оксид тугоплавка речовина.

Зробіть висновок: Алюміній змінюється за кімнатної температури? Чому?

Висновок: За кімнатної температури алюміній не змінюється на повітрі, тому що його поверхня вкрита тонкою оксидною пластиною, що має сильну захисну дію.

При нагріванні алюміній плавиться, але не тече.

5. Хімічні властивості алюмінію.

Проблемне питання. Чи можна зберігати розчин соди в алюмінієвому посудові? Чи можна ставити скисати молоко в алюмінієвому посуді?

Щоб дати відповіді на ці питання розглянемо хімічні властивості алюмінію.

Алюміній – дуже активний метал, який лише трохи поступається магнію.

1) Взаємодія з неметалами.

Поверхня алюмінію вкрита тонким прозорим шаром оксиду алюмінію. Це результат реакції металу з киснем повітря, яка швидко припиняється, бо оксидна плівка захищає алюміній від подальшої дії кисню.

При горінні алюмінію утворюється білий порошок – алюміній оксид\

За звичайних умов алюміній реагує з галогенами , наприклад з бромом (

4 Al⁰ + 3 O₂⁰ = 2 Al₂⁺³O₃⁻²

Al ⁰ -3e → Al⁺³3 4відновник

O₂⁰ +2e ∙2 → 2O⁻²4 3 окисник

2 Al ⁰ +3 Br₂⁰ = 2 Al⁺³Br₃⁻¹

Al ⁰ -3e → Al⁺³3 2 відновник

Br₂⁰ + 1e ∙ 2 → Br⁻¹ 2 3 окисник

У результаті нагрівання алюміній взаємодіє із сіркою, азотом та вуглецем.

2 Al + 3 S→ t Al₂S₃ алюміній сульфід

2 Al + N₂→ t 2 AlN алюміній нітрид

4 Al + 3 C→ t Al₄C₃алюміній карбід

2) Взаємодія з водою.

Згадайте, що відбудеться, якщо алюмінієву каструлю з водою нагріти, мити алюмінієві столові прилади, миски в теплій воді. Алюміній не взаємодіє з водою, поверхня металу захищена оксидною плівкою, але якщо зняти її, протікатиме реакція

3) Алюміній реагує з розчинами солей, відновлюючи менш активні метали.

Демонстрація досліду: взаємодія алюмінію з розчином купрум (II) сульфатом.

Спостерігаємо зміну кольору розчину і утворення міді у чистому вигляді.

2Al +6 H₂O→ 2 Al(OH)₃ + 3H₂↑

2 Al + 3 CuSO₄ → Al₂(SO₄)₃ + 3Cu↓

4) Алюміній легко взаємодіє з розчинами кислот:

Із концентрованими сульфатною та нітратною кислотами алюміній за звичайних умов практично не реагує; його захищає оксидна плівка. Однак при нагріванні ці кислоти взаємодіють із металом:

Al +H₂SO₄ _{конц .}→ t Al₂(SO₄)₃ + H₂S↑ + H₂O

Al +HNO₃ _{конц .}→ t Al(NO₃)₃ + NO₂↑+ H₂O

8 Al ⁰ + 15 H₂⁺¹S⁺⁶O₄⁻² _{конц →}_t 4 Al₂⁺³(S⁺⁶O₄⁻²)₃ + 3 H₂⁺¹S⁻²↑ + 12 H₂⁺¹O⁻²

Al ⁰ -3e → Al⁺³3 8 відновник

S⁺⁶ + 8e → S⁻²8 3 окисник

Al ⁰ + 6 H⁺¹N⁺⁵O₃⁻² _{конц →}_tAl⁺³(N⁺⁵O₃⁻²)₃ + 3 N⁺⁴O₂⁻²↑+ 3 H₂⁺¹O ⁻²

Al ⁰ -3e → Al⁺³3 1 відновник

N⁺⁵ +1e → N⁺⁴ 1 3 окисник

5) Реагує з лугами за нагрівання: Алюміній є перехідним елементом, тому проста речовина алюміній реагує з лугами виявляючи тим самим амфотерні властивості.

2 Al + 6 NaOH_тв.→ t 2Na₃AlO₃ + 3H₂ ↑

натрій ортоалюмінат

2 Al + 2NaOH + 6H₂O = 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂↑

натрій тетрагідроксоалюмінат

Обговорення проблемного питання: Чи можна зберігати розчин соди в алюмінієвому посудові? Чи можна ставити скисати молоко в алюмінієвому посуді?

6) Алюміній взаємодіє з оксидами багатьох металічних елементів. Реакції починаються за високої температури й супроводжуються виділенням великої кількості теплоти. У кожному випадку утворюються алюміній оксид та інший метал. За допомогою таких реакцій на металургійних заводах добувають манган, хром, ванадій, кальцій. Назва цього методу добування металів – алюмотермія. 2Al + Cr₂O₃ → t Al₂O₃ +2Cr↓

Алюміній є відновником, а хром - окисником .

Алюмотермія - це процес відновлення металів з їх оксидів алюмінієм.

6. Застосування алюмінію.

Фізичні і хімічні властивості алюмінію зумовили широке його застосування в промисловості.

Виконані завдання надсилати на електронну пошту

valalekskriv020457@gmail.com або в Єдину школу

В зошиті обов’язково пишіть число і тему урок

01.04.2022

Урок 44

Тема Солі, їх поширення в природі. Середні та кислі солі. Поняття про жорсткість води та способи її усунення. (Кальцій і магній)

1.Ознайомитися з теоретичним матеріалом в підручнику В.І Попель, Л.С. Крикля Хімія 11 клас § 27, 28

2. Переглянути відео Солі. Хімічні властивості. Поширення в природі та застосування"

https://www.youtube.com/watch?v=dOC4_P7zEZw

Солі. Класифікація, хімічні властивості

https://www.youtube.com/watch?v=4W89m6IcToQ

Жорсткість води та способи її усунення

https://www.youtube.com/watch?v=81oJnmvB5bk

3.Записати до зошита конспект

4. Виконати завдання №217, 218.

Виконані завдання надсилати на електронну пошту

valalekskriv020457@gmail.com

В зошиті обов’язково пишіть число і тему уроку.

01.04.2022

Урок 43

Тема Основи. Властивості, застосування гідроксидів Натрію. Властивості, Калію. (Лужні елементи).Кальцію. і Магнію (Лужноземельні елементи).

1.Ознайомитися з теоретичним матеріалом в підручнику В.І Попель, Л.С.Крикля Хімія 11 клас §26 , ст.158 – 163

2. Переглянути відео

Основи. Гідроксиди натрію і кальцію

https://www.youtube.com/watch?v=D1icvvz_CrI

Властивості та застосування натрій та кальцій гідроксид

https://www.youtube.com/watch?v=2cfg55A-ASA

Хімічні властивості основ

https://www.youtube.com/watch?v=RZqoe9akIhQ

3.Записати до зошита конспект

4. Виконати завдання №209, 210.

5. Теоретичний матеріал

В одну з природних груп були об’єднані такі хімічні елементи, як Li, Na та K, а пізніше ще й Rb та Cs. Ці хімічні елементи утворюють прості речовини – метали, які є м’якими, пластичними, мають металічний блиск, дуже добре проводять тепло та електричний струм. У своїх сполуках ці елементи проявляють валентність І. Ці метали, об’єднані в одну природну групу, отримали назву лужних металів.

Назва пов'язана з тим, що при взаємодії лужних металів з водою утворюється їдкий луг. До лужних металів відносяться (у порядку збільшення атомного номера) Літій (Lі), Натрій (Na), Калій (K), Рубідій (Rb), Цезій (Cs) , Францій (Fr).

Лужні метали розміщені в IА групі (у I групі головної підгрупи) Періодичної системи.

Характерною рисою будови атомів лужних металів є наявність одного електрона на

зовнішньому електронному рівні. Завдяки цьому всі вони з легкістю цей електрон.

Є дуже сильними відновниками

Ступінь окиснення лужних металів у сполуках дорівнює +1

Кристали лужних металів мають форму металічної кристалічної гратки у вузлах якої розміщені йони натрію чи калію, а між ними рухаються електрони з знаком мінус. Тому ці метали є добрими провідниками електрики.

Лужні метали — м'які (натрій ріжеться ножем, як вершкове масло, інші трохи жорсткіші) метали від сріблясто-білого до сірого кольору з характерним блиском, швидко тьмяніють на повітрі. Легкоплавкі й рухливі. Агресивні, вибухонебезпечні (зберігаються під шаром гасу (керосин)

Атоми лужних металів, маючи один електрон на зовнішньому енергетичному рівні (s1), легко віддають його при хімічних реакціях. Віддаючи електрон, нейтральні атоми перетворюються в однозарядні позитивні йони

У сполуках ці елементи проявляють ступінь окиснення +1 і утворюють тільки йонні сполуки.

Із зростанням порядкового номера збільшується радіус атомів.

Зовнішній або валентний електрон усе більше віддаляється від ядра і металічні властивості зростають Li → Na → K → Rb → Fr.

Виконані завдання надсилати на електронну пошту

valalekskriv020457@gmail.com

В зошиті обов’язково пишіть число і тему уроку.

11.02.2022

Самостійна робота з теми «Оксигеновмісні органічні сполуки»

І рівень

1. Виберіть місце елементів- неметалів у періодичній системі:

А) головна підгрупа І-ІІІ груп; Б) побічна підгрупа І-ІІІ груп;

В) головна підгрупа IV-VIII груп; Г) побічна підгрупа IV-VIII груп.

2.Явище флотації характерне для:

А) силіцію; Б) сірки; В) хлору; Г) фосфору.

3. Вкажіть продукт взаємодії сірки з металами:

А) сульфати; Б) сульфіди; В) сульфіти; Г) гідрогенсульфіти.

4. Вкажіть формулу чадного газу …

А) СО₂ ; Б) СО; В) N₂О₅ ; Г) NO₂ .

5. Вкажіть застосування активованого вугілля:

А) як наповнювач для гуми; Б) для добування горючих газів;

В) для очищення крові і вбирання шкідливих газів; Г) як паливо.

6. Виберіть алотропні модифікації Карбону:

А) кам‘яне вугілля; Б) сажа; В) алмаз і графіт; Г) кокс.

ІІ рівень

7.Кислотні дощі можуть спричиняти:

А)SiO₂; Б)NO₂; В)N₂; Г)SO₂; Д) NO.

8. Установіть відповідність між формулами та назвами речовин:

А) NaNO₃	1. натрій нітрит
Б) NaNO₂	2. натрій нітрид
В) Na₂SO₄	3. натрій сульфіт
Г) NaHSO₄	4. натрій нітрат
Д) Na₂SO₃	5. натрій сульфат
	6. натрій гідрогенсульфат

9. Установіть генетичний ланцюжок добування нітратної кислоти:

А) нітроген(ІІ) оксид; Б) амоніак; В) нітроген(IV) оксид; Г) амоній хлорид.

ІІІ рівень

10. З якими із наведених речовин буде взаємодіяти хлоридна кислота:

А) карбон(IV) оксидом; Б) натрій оксидом; В) натрій гідроксидом;

Г) водою; Д) аргентум нітратом; Е) цинком; Є) міддю

Складіть рівняння можливих хімічних реакцій і зазначте умови їх перебігу.

11. До концентрованої нітратної кислоти помістили мідні ошурки масою 32 г. Який об’єм нітроген (ІV) оксиду виділився, якщо вихід газу становить 90 % ?

IV рівень

12. Напишіть рівняння реакцій за допомогою яких можна здійснити такі перетворення, вкажіть їх тип:

S→H₂S→SO₂→SO₃→H₂SO₄ →BaSO₄

_↓

CuSO₄

26.11.2021

Самостійна робота з теми «Хімічні реакції»

І варіант

1. У який бік зміниться напрямок оборотної реакції N₂+ 3H₂Û 2NH₃, якщо в системі знизити:

а)температуру

б)тиск

2.Скласти йонно-молекулярні рівняння гідролізу і вказати реакцію середовища наступних сполук: AlCl₃ , CuSO₄ , KNO_3.

3. Із 400 г кальцій броміду за реакцією з достатньою кількістю хлору добуто 280 г брому. Обчисліть відносний вихід брому.

4. Обчислити об'єм водню, який містився в суміші з достатньою кількістю азоту, якщо в результаті реакції між речовинами утворилося 5,6 м³ амоніаку NH₃ з відносним виходом 20 %.

ІІ варіант

1. У який бік зміниться напрямок оборотної реакції 2H₂+O₂↔2H₂O+Q, якщо в системі підняти:

а)температуру

б)тиск

2.Скласти йонно-молекулярні рівняння гідролізу і вказати реакцію середовища наступних сполук: ZnCl₂ , FeSO₄, K₃PO₄,

3. Під час реакції купрум(ІІ) оксиду з воднем добуто 12,8 г міді. Відносний вихід металу становив 94 %. Яку масу оксиду було взято?

4. З водню масою 60 г і відповідної кількості азоту синтезували амоніак масою 272 г Яка масова частка виходу амоніаку по відношенню до теоретичного?

25.03.2021

Уроки 43, 44

Тема : « Загальна характеристика металів. Фізичні властивості металів на основі їхньої будови. Застосування металів та їхніх сплавів »

1. Ознайомитися з теоретичним матеріалом в підручнику В.І Попель, Л.С. Крикля Хімія 11 клас §23 ст.132-138

2. Переглянути відео та презентацію за посиланнями

Презентація "Загальна характеристика металів"

https://naurok.com.ua/prezentaciya-po-temi-zagalna-harakteristika-metaliv-152092.html

Відео Хімія. Загальна характеристика металів. Фізичні властивості металів

https://www.youtube.com/watch?v=XEoCB7fbiDQ

Загальна характеристика металів. Фізичні властивості металів.

https://www.youtube.com/watch?v=KeNYSi5azaw

Фізичні властивості металів

https://www.youtube.com/watch?v=3VRTw-08KV8

3. Виконати завдання № 180,181(підручник)

4. Виконані завдання надсилати на електронну пошту

valalekskriv020457@gmail.com

В зошиті обов’язково пишіть число і тему уроку.

Термін виконання до 18 год..00 хв. 26.03.21

Теоретичний матеріал

В стародавні часи і в середні віки вважалося, що існує лише сім металів: золото,срібло,мідь,олово,свинець,залізо,ртуть. За уявою алхіміків метали зароджувалися в земних надрах під впливом променів планет і поступово украй повільно удосконалювалися, перетворюючись на срібло і золото. Алхіміки вважали, що метали — речовини складні, які складаються з «металічного начала» (ртуті) і «начала горючості» (сірки). На початку 18 століття набула поширення гіпотеза, за якою метали складаються із землі і «вогняної субстанції» — флогістону.

В кінці 18 століття А. Л. Лавуазьє спростував гіпотезу флогістону і показав, що метали — прості речовини. У 1789р. Лавуазьє у посібнику з хімії подав список простих речовин, в який включив всі відомі тоді 17 металів (Sb, Ag, As, Bi, Co, Cu, Sn, Fe, Mn, Hg, Mo, Ni, Au, Pt, Pb, W, Zn)

Метали складають понад 80% усіх хімічних елементів. Переважна більшість металів зустрічається в природі у вигляді різних сполук і лише деякі з них — у вільному стані. Це так звані самородні метали (золото і платина), а також інколи срібло, ртуть, мідь та інші метали.

Якщо в періодичній системі елементів Д. І. Менделєєва провести діагональ від берилію до астату, то праворуч угорі від діагоналі будуть елементи-неметали (виключаючи елементи побічних підгруп), а ліворуч унизу — елементи-метали (до них же належать елементи побічних підгруп). Елементи, розташовані поблизу діагоналі (наприклад, Be, Аl, Ті, Ge, Nb, Sb та ін.), мають двоїстий характер.

З 118 хімічних елементів, відкритих на даний момент (з них не все офіційно визнані), до металів відносять:

Ø 6 елементів в групі лужних металів (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr),

Ø 4 в групі лужноземельних металів (Ca, Sr, Ba, Ra),

Ø 40 в групі перехідних металів,

Ø 6 в групі легких металів (Al, Ga, In, Sn, Tl, Ti),

Ø 7 в групі напівметалів (B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po),

Ø 14 в групі лантаноїди + лантан,

Ø 14 в групі актиноїди (фізичні властивості вивчені не у всіх елементів) + актиній,

Ø поза певних груп берилій і магній.

Таким чином, до металів, можливо, відноситься 96 елементів з усіх відкритих.

Будова атомів металів: Метали мають великий атомний радіус і мале число електронів (від 1 до 3) на зовнішньому шарі.

Виключення:

Ge, Sn, Pb ─ 4 електрона;

Sb, Bi ─ 5 електронів;

Po ─ 6 електронів.

Атоми металів легко віддають електрони зовнішнього електронного шару, перетворюючись в позитивні іони (катіони).

Металічний зв’язок і кристалічна гратка Металічний зв’язок – це зв’язок між позитивними йонами та усуспільненими валентними електронами (електронний газ), які вільно рухаються.

Суть його полягає в тому, що атоми металічних елементів віддають свої електрони, які переміщуються по всій масі шматка металу, то приєднуючись до йонів, то відриваючись від них.

Кристалічні ґратки, у вузлах яких містяться позитивно заряджені йони і деяка кількість нейтральних атомів, між якими рухаються відносно вільні електрони, називаються металічними.

Кристалічна структура металів

Всі метали мають кристалічну будову.

Розташовані тим або іншим способом атоми утворюють елементарну комірку просторової кристалічної решітки. Тип решітки залежить від хімічної природи і фазового стану металу.

Фізичні властивості металів зумовлені особливостями їх будови

Ø Агрегатний стан

Ø Колір

Ø Густина

Ø Твердість

Ø Пластичніть

Ø Ковкість

Ø Температура плавлення

Ø Електро- та теплопровідність

v Агрегатний стан: Усі метали, крім ртуті, за звичайних умов тверді речовини.

v Колір : Більшість металів, за винятком золота та міді, мають сріблясто-білий або сріблясто-сірий колір. Усі метали мають характерний металевий блиск, який пояснюється наявністю в них вільних електронів.

У вигляді порошку метали втрачають блиск (крім магнію і алюмінію) і набувають чорного або темно-сірого кольору.

Густина металів змінюються в широких межах

Осмій має густину в 42 рази більшу, ніж літій.

v Твердість. Найбільш твердим є хром, яким можна різати скло. Найбільш м’якими є натрій і калій, які легко ріжуться ножем. Також метали різняться своєю густиною. Найлегшим з металів є літій, а найважчим — осмій.

v Ковкість і пластичність. Оскільки йони в металічній гратці один з одним безпосередньо не зв’язані, то окремі їхні шари можуть вільно переміщатися один відносно одного під дією зовнішніх сил. Пластичність – це здатність легко змінювати форму під дією зовнішніх сил і зберігати одержану форму після припинення цієї дії. Найбільш пластичним є золото.

v Електрична провідність і теплопровідність. Метали – добрі провідники електрики і теплоти. Це зумовлено наявністю в металічних ґратках вільних електронів, які в електричному полі набувають спрямованого руху. Найбільшу електропровідність має срібло. Електропровідність і теплопровідність металів збільшується від Hg до Ag (Hg, Pb, Fe, Zn, Mg, Al, Au, Cu, Ag). Оскільки срібло дороге, в електротехніці використовують мідь і алюміній.

v Металічний блиск. У компактному стані метали мають характерний металічний блиск, тому що метали відбивають від своєї поверхні світлові промені, завдяки вільним електронам, а не пропускають їх як скло, і майже не вбирають, тому є непрозорими. Найкраще відбивають світло індій та срібло, тому їх використовують для виготовлення дзеркал

v За температурами плавлення розрізняють легкоплавкі (t_пл. до 1000°C) та тугоплавкі (t_пл. понад 1000°C). Найбільш легкоплавкий метал ртуть (–38,9°C), цезій (+29°C) і галій (+29,8°C). Вольфрам – найбільш тугоплавкий метал (+3410°C). Він застосовується для виготовлення ниток розжарювання електроламп

Магнітні властивості – це здатність притягуватися магнітом. Магнітні властивості характерні для заліза, нікелю, кобальту.

Метали у природі:

Метали, що стоять в електрохімічному ряду напруг до водню, знаходяться в земній корі практично тільки в хімічних сполуках. Срібло, мідь, олово можуть існувати в природі як у самородному стані, так і у вигляді сполук. У самородному стані перебувають найменш активні метали – золото і платина.

Найпоширенішим металічним елементом у земній корі є Алюміній.

Активні металічні елементи зустрічаються переважно у вигляді солей, а менш

активні – у вигляді оксидів і сульфідів.

v Сплави металів

Значно частіше за метали використовують їх сплави. Кожний сплав є однорідною сумішшю (твердим розчином), яку виготовляють шляхом сумісного сплавляння металів із подальшим охолодженням.

За фізичними властивостями сплави відрізняються від металів, що входять до їх складу. Вони мають, як правило, нижчі температури плавлення порівняно з відповідними металами, а також інші твердість і густину.

Однак сплавам, як і чистим металам, властиві металевий блиск, висока електропровідність.

У хімічних реакціях сплави зазвичай поводяться як суміші металів. Учені добувають і досліджують сплави з метою покращення властивостей металів. Так, звичайне залізо швидко ржавіє, а сплави цього металу із хромом і нікелем дуже стійкі у природних умовах.

Для виготовлення ювелірних прикрас використовують не чисті дорогоцінні метали, а їх твердіші сплави з міддю і сріблом.

За допомогою припою — сплаву олова зі свинцем — легше паяти (t_пл. припою 180 °С), ніж чистими металами — оловом (t_пл. 232 °С) чи свинцем (t_пл.327 °С).

Сплави металів використовують у хімічній та харчовій промисловості, літако- і машинобудуванні, техніці, будівництві, монументальному мистецтві, побуті.

11.02.2021

Урок 41

Тема : «Силіцій оксид. Сучасні силікатні матеріали»

1. Ознайомитися з теоретичним матеріалом в підручнику В.І Попель, Л.С. Крикля Хімія 11 клас §29

2. Переглянути відео та презентацію за посиланнями

Презентація "Сучасні силікатні матеріали"

https://naurok.com.ua/prezentaciya-suchasni-silikatni-materiali-159368.html

Сучасні силікатні матеріали"

https://www.youtube.com/watch?v=ATYnhjAmX44

Силікати https://www.youtube.com/watch?v=VXfz1bAZ5Do

Презентація на тему «Силікатні матеріали»

https://gdz4you.com/prezentaciyi/himiya/sylikatni-materialy-14041/

3. Виконати завдання № 235(підручник)

4. Виконані завдання надсилати на електронну пошту

valalekskriv020457@gmail.com

В зошиті обов’язково пишіть число і тему уроку.

Термін виконання до 18 год..00 хв. 11.02.21

Теоретичний матеріал

Цемент, бетон, цегла, кераміка, скло — продукція силікатної промисловості. Назва підказує, що до їх виробництва причетний Силіцій, а точніше його сполуки.

Силіцій — другий за поширеністю хімічний елемент земної кори, а силікатні матеріали — одні з найпоширеніших будівельних і конструкційних матеріалів, які використовуються в господарстві

Назва силікат-ного матеріалу	Хімічний склад	Застосування	Рівняння реакції
Скло	сода Na₂CО₃, вапняк СаСО₃ і пісок SiО_2→ спрощеною формулою: Na₂О • СаО • 6SiО₂	хімічний посуд, лампочки, у медицині (кварцові лампи); емаль — це матеріал, виготовлений із звичайної скломаси шляхом додавання до неї станум(IV) оксиду	Na₂CО₃ + SiО₂ = Na₂SiО₃ + CО₂↑ СаСО₃ + SiO₂ = CaSiО₃ + СО₂↑
Цемент	62-76 % СаО, 20-24 % SiO₂, 4-7 % Al₂O₃, незначну кількість Fe₂O₃ та MgO	є незамінним зв'язувальним матеріалом для цегли, будівельних блоків
Глина (кераміка, фаянс, порцеляна)	порцеляна — один із видів тонкої кераміки, складається в основному з SiО2, Al2О3 і К2О; Фаянс — керамічний матеріал, схожий на порцеляну(різні співвідношення), покритий тонкою склоподібною плівкою — поливою.	виготовляють санітарно-технічні вироби, електроізолятори, предмети побуту і художні вироби; із фаянсу виготовляють облицювальну плитку, посуд, художні вироби. Кераміка використовується у будівництві(цегла, панелі для стін, плитка для підлоги, черепиця, труби, глиняний посуд)	Al₂O₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂O
Бетон	СаО, Al2O3, SiO2 і Fe2O3	будівельна промисловість (мости, будинки, гребель)	1) CaO SiO2 +CO2 +H2O = CaCO3↓ + H2SiO3↓; 2) Ca3SiO5 +H2O = Ca2SiO4 +Ca(OH)2 3) Ca2SiO4 +4H2O = Ca2SiO4 4H2O ↓
Польовий шпат	К2О · Аl2О3 · 6SiO2	входить до складу гірської породи граніту, під впливом дощу та снігу, за участю вуглекислого газу, що завжди присутній в атмосфері, повільно руйнується, перетворюючись на глину й пісок.
Цегла	сировиною для виготовлення будівельної цегли є глини з добавками піску, шамоту, а іноді органічних добавок, щоб утворювались пори при їх вигорянні. Білу силікатну цеглу виготовляють без випалювання, звичайним пресуванням суміші піску і вапна; після пресування цеглу обробляють водяною парою	для пристрою фундаменту і цоколя(нижня частина фундамента); будівництва зовнішніх сходів; зведення внутрішньокімнатних перегородок та стін; будівництва печей, камінів та димоходів; будівництва колон, шахт ліфтів, димових труб; влаштування підвальних приміщень; облицювання зовнішніх стін будинків

21.01.2021

Урок 35,36

Тема : «Нітратна кислота. Особливості взаємодії металів з нітратною кислотою. Сульфатна кислота. Особливості взаємодії металів з сульфатною кислотою»

1. Ознайомитися з теоретичним матеріалом в підручнику В.І Попель,Л.С. Крикля Хімія 11 клас §20, 21

2. Переглянути відео та презентацію за посиланнями

Особливості взаємодії металів з нітратною і концентрованою сульфатною кислотами

https://www.youtube.com/watch?v=aN2JTm_bHFk

Особливості взаємодії металів з нітратною і концентрованою сульфатною кислотами"

https://naurok.com.ua/prezentaciya-po-temi-osoblivosti-vzaemodi-metaliv-z-nitratnoyu-i-koncentrovanoyu-sulfatnoyu-kislotami-148675.html

Дослід "Взаємодія міді з нітратною кислотою"

https://www.youtube.com/watch?v=MhScdk_I6EY

Дослід 5 Б, В. Взаємодія сульфатної кислоти з металами

https://www.youtube.com/watch?v=ZlzYUhk9QXA

3. Записати до зошита конспект

4. А) Виконати завдання № 158,161, 164.. (підручник) - 6 балів

Б). Розв’язати задачі

Задача1. Обчисліть об'єм газу (н. у.), що виділиться під час розчинення міді масою 1,28 г у концентрованій сульфатній кислоті. (2 бали)

Задача 2.. У розчин масою 500 г із масовою часткою сульфатної кислоти 4,8 % насипали порошок заліза масою 22,4 г. Обчисліть об'єм газу (н. у), що виділився. (2 б)

Разом за всі правильно виконані завдання буде 10 балів

Виконані завдання надсилати на електронну пошту

valalekskriv020457@gmail.com

В зошиті обов’язково пишіть число і тему уроку.

Термін виконання до 18 год..00 хв. 22.01.21

Теоретичний матеріал до уроку 35, 36

Особливості взаємодії нітратної кислоти з металами. Під час взаємодії з нітратною кислотою метали не витискають водень. З цією кислотою реагують активні метали й ті, що у витискувальному ряді металів стоять після водню. Залежно від концентрації кислоти, крім солей та води утворюються сполуки Нітрогену. Порівняємо, як відбувається взаємодія міді з концентрованою та розведеною нітратною кислотою

Взаємодія нітратної кислоти з міддю

Концентрована нітратна кислота реагує з усіма металами так само, як з міддю. Нітроген відновлюється до ступеня окиснення +4, тобто утворюється нітроген(ІV) оксид. Однак розведена й дуже розведена нітратна кислота по-різному реагує з активними й малоактивними металами. Нітроген відновлюється до різних ступенів окиснення: від -3 до +5

Взаємодія нітратної кислоти різної концентрації з металам Більшість металів реагують з нітратною кислотою. За жодних умов не вступають у хімічну взаємодію платина, золото, родій, тантал та іридій. За звичайних температур (16-25 °С) алюміній, хром і залізо пасивуються під час контакту з нітратною кислотою. Суть процесу пасивування полягає в утворенні на поверхні металів тонких, дуже щільних захисних плівок оксидів алюмінію, хром(ІІІ) і ферум(ІІІ) оксидів, які з холодною нітратною кислотою не реагують.

Особливості взаємодії сульфатної кислоти з металами. Вам уже відомо, що розведена сульфатна кислота проявляє загальні властивості кислот. Під час таких реакцій Гідроген відновлюється й виділяється як проста речовина водень. Взаємодія концентрованої сульфатної кислоти характеризується тим, що під час цих реакцій відновлюється Сульфур. Концентрована сульфатна кислота реагує з металами, що в ряді активності розташовані до водню, і з тими, що після водню, зокрема міддю, ртуттю та сріблом. З металами, що стоять до водню, залежно від умов, Сульфур відновлюється до ступенів окиснення +4, 0 або -2. Під час взаємодії з міддю, ртуттю та сріблом — тільки до +4

Схема взаємодії концентрованої сульфатної кислоти з металами

Отже, нітратна й сульфатна кислоти під час взаємодії з металами проявляють специфічні властивості, вони є сильними окисниками. Під час взаємодії нітратної кислоти з металами Нітроген відновлюється до різних ступенів окиснення залежно від концентрації кислоти. Сульфур у концентрованій сульфатній кислоті відновлюється до різних ступенів окиснення залежно від активності металів.

14.01.2021

Урок 33,34

Тема : «.Нітроген. Азот. Окисні та відновні властиості неметалів. Сполуки неметалічних елементів з Гідрогеном. Особливості водних розчинів цих сполук, їх застосування. Амоніак.»

1. Ознайомитися з теоретичним матеріалом в підручнику В.І Попель, Л.С. Крикля Хімія 11 клас § 18 , 19

2. Переглянути відео за посиланнями

Окисні та відновні властивості неметалів. Застосування неметалів

https://www.youtube.com/watch?v=xtIOaxDdDu0

Сполуки неметалічних елементів з гідрогеном

https://www.youtube.com/watch?v=Pl59Ky0ZJfE

3. Записати до зошита конспект

4. Виконати завдання № 135,137,140,143. (підручник) - 6 балів

Виконати тести за посиланням https://naurok.com.ua/test/join?gamecode=6860312,

або за посиланням join.naurok.ua , використовуючи код доступу 6860312

Тести необхідно пройти до 20.00 год 15.01.21 (максимальна оцінка 6 балів)

Разом за всі правильно виконані завдання буде 12 балів

Виконані завдання надсилати на електронну пошту

valalekskriv020457@gmail.com

В зошиті обов’язково пишіть число і тему уроку.

17.12.2020

Урок 29,30

Тема : « Окисні та відновні властивості неметалів.

Сполуки неметалічних елементів з Гідрогеном. Особливості водних розчинів цих сполук, їх застосування.»

1. Ознайомитися з теоретичним матеріалом в підручнику В.І Попель, Л.С. Крикля Хімія 11 клас §17,18 , ст.90 – 98

2. Переглянути відео за посиланнями Окисні та відновні властивості неметалів.

https://www.youtube.com/watch?v=xtIOaxDdDu0

https://www.youtube.com/watch?v=RL1TMpQiFO8

https://www.youtube.com/watch?v=kGGfQ7Pf1PE

Хар-ка неметалічних елементів, їхнє розташування у періодичній системі

https://www.youtube.com/watch?v=LU9qEBmMnTU

Неметали. Загальна характеристика неметалів. Фізичні властивості

https://www.youtube.com/watch?v=zR7N03ml5X0

3,Записати до зошита конспект

4. Виконати завдання № 126, 127,134,136. (підручник)

Виконані завдання надсилати на електронну пошту

valalekskriv020457@gmail.com

В зошиті обов’язково пишіть число і тему уроку.

Термін виконання до 19 год..00 хв. 18.12 2020

12.11.2020

Урок 20

Тема : «Розрахункові задачі. Обчислення за хімічними рівняннями відносного виходу продукту реакції.»

1. Ознайомитися з теоретичним матеріалом в підручнику В.І Попель, Л.С. Крикля Хімія 11 клас § 11 , ст.60 - 65

2. Переглянути відео за посиланнями

Обчислення за хімічними рівняннями відносного виходу продукту реакції

https://www.youtube.com/watch?v=WrubbH1aID4

https://www.youtube.com/watch?v=RUZRhfPUDfc

3. Записати до зошита конспект

4. Виконати завдання № 83,84,85. (підручник)

Виконані завдання надсилати на електронну пошту

valalekskriv020457@gmail.com

В зошиті обов’язково пишіть число і тему уроку.

Термін виконання до 19 год..00 хв. 14.11 2020

Урок 19

Тема : «Поняття про гальванічний елемент як хімічне джерело електричного струму».

. Ознайомитися з теоретичним матеріалом в підручнику В.І Попель, Л.С. Крикля Хімія 11 клас § 13 , ст.73 -78

. Переглянути відео за посиланнями

Поняття про гальванічний елемент як хімічне джерело електричного струму.

https://www.youtube.com/watch?v=GLldm1vXswg

презентацію Поняття про гальванічний елемент як хімічне джерело електричного струму.

https://naurok.com.ua/prezentaciya-ponyattya-pro-galvanichniy-element-yak-himichne-dzherelo-elektrichnogo-strumu-130266.html

3. Записати до зошита конспект

4. Виконати завдання № 100,101. (підручник)

Виконані завдання надсилати на електронну пошту

valalekskriv020457@gmail.com

В зошиті обов’язково пишіть число і тему уроку.

Термін виконання до 19 год..00 хв. 14.11 2020

22.10.202

Урок 15,16

Тема : « Необоротні і оборотні хімічні процеси. Хімічна рівновага. Принцип Ле Шательє. Кислотність розчинів солей. Гідроліз солей.»

1. Ознайомитися з теоретичним матеріалом в підручнику В.І Попель, Л.С. Крикля Хімія 11 клас § 9,10 , ст.49 -59

2. Переглянути відео за посиланнями

Хімічна рівновага https://www.youtube.com/watch?v=GRGyAi93MCg

Принцип Ле Шателье. https://www.youtube.com/watch?v=SpgPDAiMIrE

3. Записати до зошита конспект

4. Виконати завдання № 69, 73,78. (підручник)

Виконані завдання надсилати на електронну пошту

valalekskriv020457@gmail.com

В зошиті обов’язково пишіть число і тему уроку.

Термін виконання до 19 год..00 хв. 24.10 2020

Не забутьте прийняти участь в І турі олімпіади з хімії, завдання знайдете на блозі.

11 клас 15.10. 2020

Тема: «Залежність фізичних властивостей речовин від їхньої будови.»

Перегляньте відео https://www.youtube.com/watch?v=kAJZz5Aihiw

Перегляньте презентацію за посиланням

https://naurok.com.ua/prezentaciya-po-temi-zalezhnist-fizichnih-vlastivostey-rechovin-vid-hno-budovi-126618.html

Завдання Опрацюйте матеріал підручника §8 ст. 45-48, виконайте тест-контроль на слайдах №2, №26 презентації

Виконані завдання надсилати на електронну пошту valalekskriv020457@gmail.com

Термін виконання до 17.10.2020

Блог учителя хімії і біології "ВЕСЕЛКА"

11 клас ХІМІЯ

Презентація "Загальна характеристика металів"

https://naurok.com.ua/prezentaciya-po-temi-zagalna-harakteristika-metaliv-152092.html

Відео Хімія. Загальна характеристика металів. Фізичні властивості металів

https://www.youtube.com/watch?v=XEoCB7fbiDQ

Загальна характеристика металів. Фізичні властивості металів.

https://www.youtube.com/watch?v=KeNYSi5azaw

Фізичні властивості металів

https://www.youtube.com/watch?v=3VRTw-08KV8

Презентація "Сучасні силікатні матеріали"

Сучасні силікатні матеріали"

Силікати https://www.youtube.com/watch?v=VXfz1bAZ5Do

Презентація на тему «Силікатні матеріали»

https://gdz4you.com/prezentaciyi/himiya/sylikatni-materialy-14041/

Особливості взаємодії металів з нітратною і концентрованою сульфатною кислотами"

Сполуки неметалічних елементів з гідрогеном

Неметали. Загальна характеристика неметалів. Фізичні властивості

Комментариев нет:

Отправить комментарий

Сообщить о нарушении