Хімія 24 група

Урок 23                                                                                   Дата: 13.03.2020

Тема: Явище періодичної зміни властивостей елементів і їхніх сполук на основі уявлень про електронну будову атомів. Збуджений стан атома. Валентні стани елементів. Можливі ступені окиснення.

Коротко про спроби класифікації хімічних елементів. На початку ХІХ ст. з відкриттям дедалі більшої кількості хімічних елементів з'ясувалося, що класифікація елементів на металічні та неметалічні, а простих речовин — на метали й неметали, запропонована французьким ученим              А.-Л. де Лавуазьє, не охоплює всіх відомих на той час елементів.

Проблема класифікації хімічних елементів хвилювала багатьох учених-хіміків. Її розв'язанням займалися німецький учений Й. В. Деберайнер, англійський хімік Дж. Ньюлендс, французький геолог О.-Е. де Шанкуртуа. Та найбільше наблизився до природної класифікації німецький науковець, хімік   Л. Ю. Мейєр. Учений класифікував елементи за зростанням відносних атомних мас і створив таблицю з дев'яти стовпців, у якій розташував подібні елементи горизонтально. У деяких клітинках таблиці елементи були відсутні.

Російський хімік Д. І. Менделєєв, узагальнивши всі попередні дослідження, сформулював закон періодичної зміни властивостей елементів, або періодичний закон. Він науково обґрунтував залежність між атомною масою хімічних елементів і властивостями простих та складних речовин. На основі періодичного закону була складена таблиця періодичної зміни властивостей елементів, яка дістала назву періодична система. У таблиці акумульовано найважливіші відомості про хімічні елементи, які ви навчилися зчитувати ще у 8 класі. Використовуючи внесені в таблицю відомості, учений передбачив властивості тоді ще не відкритих елементів. Нині хімічній науці відомо 118 елементів. Їх у 2017 р. внесено в таблицю, яка наочно ілюструє періодичний закон.

Явище періодичності. Найрізноманітніші явища, які ви можете спостерігати візуально: зміна дня і ночі, пір року; зміни в рослинному світі, що відбуваються навесні, улітку, восени та взимку; міграція багатьох видів птахів тощо, підтверджують наявність явища періодичності в природі.

З’ясуємо, що розуміють під поняттям «періодичність» у хімії. Це періодична зміна електронної будови атомів і, відповідно, властивостей хімічних елементів і простих та складних речовин, утворених цими елементами. Це періодична зміна радіусів атомів, валентності й ступенів окиснення елементів. Такі зміни відбуваються через кожні 8 елементів у малих періодах і через кожні 18 і 32 елементи — у великих.

З часу відкриття періодичного закону зроблено багато відкриттів щодо будови атома: спростовано твердження про його неподільність; з’ясовано, що атом складається з ядра й електронної оболонки; доведено, що ядро є складним утворенням. Зокрема, установлено, що ядро містить позитивно заряджені частинки із зарядом +1 — протони р⁺ та електронейтральні частинки — нейтрони n⁰. Протони й нейтрони мають однакову масу. Оскільки в ядрі зарядженими є тільки протони, то заряд ядра атома визначають кількістю протонів у ядрі. Цей заряд нейтралізує така сама кількість електронів, що рухаються навколо ядра, тому атом є електронейтральною частинкою.

Ураховуючи дослідження будови атома, учені дійшли висновку, що не атомні маси безпосередньо впливають на властивості елементів, а заряди атомних ядер. Тому сучасне формулювання періодичного закону дещо інше.

• Властивості хімічних елементів та їхніх сполук перебувають у періодичній залежності від величини зарядів ядер їхніх атомів.

Отже, завдяки новим відкриттям періодичний закон було науково обґрунтовано на основі сучасного бачення будови атомів і повніше розкрито явище періодичності.

Будова енергетичних рівнів атомів. Форми електронних орбіталей s-, р-, d-електронів. Електронна оболонка атома складається з електронів, що рухаються на певних віддалях від ядра, утворюючи енергетичні рівні залежно від запасу енергії електронів. Тому періодичний характер зміни властивостей елементів залежить від періодичної зміни електронної будови атомів.

• Енергетичні рівні — це віддалі, на яких рухаються електрони з певним запасом енергії відносно ядра атома.

Кількість енергетичних рівнів в атомі визначають за номером періоду, у якому розміщений хімічний елемент у періодичній системі, і позначають цифрами 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 або літерами латинського алфавіту К, L, Μ, N, О, Р, Q. Отже, атоми хімічних елементів 1 періоду мають один енергетичний рівень, 2 — два, 3 — три, 4 періоду — чотири тощо. Наприклад, елемент Хлор міститься в 3 періоді, тому 17 електронів розміщуються на трьох енергетичних рівнях.

Максимальну кількість електронів на енергетичному рівні визначають за формулою:

Валентність і ступінь окиснення. Фізичний зміст валентності атомів елементів полягає в їхній здатності утворювати хімічні зв'язки. Валентність — це кількість ковалентних хімічних зв'язків, якими атом сполучений з іншими атомами. З погляду будови атома в утворенні ковалентних зв'язків беруть участь неспарені електрони зовнішнього енергетичного рівня.

Проте вам відомо, що існує безліч речовин немолекулярної будови, тому поняття «валентність» втрачає свою визначеність. Для них використовують поняття «ступінь окиснення».

Ступінь окиснення — це умовний заряд атома, якщо припустити, що сполука складається тільки з йонів. Він може набувати: позитивного значення, якщо атом під час утворення сполуки віддає електрони; негативного — у разі приєднання атомом електронів або нульового, якщо утворюється сполука з ковалентним неполярним зв'язком.

Пригадайте, як позначають ступінь окиснення та як його проставляють.

Під час переходу атома елемента в збуджений стан усі неспарені електрони зовнішнього енергетичного рівня беруть участь в утворенні хімічних зв'язків. Тому максимальна валентність атомів більшості елементів та їхні ступені окиснення відповідають номеру групи, у якій розміщується елемент у періодичній системі. Наприклад, в атома Хлору в третьому збудженому стані два р-електрони й один s-електрон третього рівня переходять на d-підрівень. Це відбувається в атомах елементів побічних підгруп, у яких на зовнішньому енергетичному рівні валентними є s-електрони та d-електрони передостаннього енергетичного рівня.

Мінімальний ступінь окиснення (негативний) визначають за кількістю приєднаних атомом електронів, щоб його зовнішній енергетичний рівень став завершеним. Здебільшого його обчислюють так: 8 мінус номер групи, у якій розміщений елемент.

Визначаючи ступінь окиснення в бінарних і складніших сполуках, необхідно пам'ятати правило: усередині однієї молекули сполуки сума позитивних зарядів дорівнює сумі негативних.

Пригадайте й обчисліть валентність і ступені окиснення елементів у сполуках за наведеними формулами: ZnCl₂, Cl₂O₇, NH₃, N₂, Cl₂.

Знаючи ступені окиснення елементів, складають формули бінарних сполук.

Ступінь окиснення атомів у сполуках, що складаються з трьох елементів. Розглянемо, наприклад, як визначають ступінь окиснення в натрій сульфаті. Формула сполуки Na₂SO₄. Передусім звертаємо увагу на те, який з елементів найбільш електронегативний з тих, що входять до складу сполуки. Це Оксиген, ступінь окиснення якого дорівнює -2. Чотири атоми Оксигену матимуть сумарний заряд -8.

Металічний елемент Натрій проявляє ступінь окиснення +1, оскільки в його атомі на зовнішньому енергетичному рівні міститься один електрон. Два атоми Натрію віддають два електрони, тому їхній сумарний заряд +2. Будь-яка сполука є електронейтральною, тобто сума позитивних і негативних зарядів має бути однаковою. Отже, ступінь окиснення Сульфуру дорівнює різниці зарядів Оксигену й Натрію та становить +6. Сполука електронейтральна.

Значення періодичного закону в розвитку науки. З відкриттям періодичного закону, який дав уявлення про взаємозв'язки між усіма хімічними елементами, хімічна наука почала швидко розвиватися. У періодичній таблиці залишилися незаповнені Д. І. Менделєєвим клітинки, що створило умови для передбачення нових хімічних елементів — Скандію, Галію, Германію та інших і стало великим стимулом до відкриття цих елементів ще за життя вченого.

Упродовж багатьох років з часу відкриття періодичного закону вчені різних країн світу працювали над відкриттям нових хімічних елементів. Було відкрито лантаноїди й актиноїди. На основі періодичної системи вчені передбачили, що в 7 періоді має бути 32 елементи, а у 8 періоді — 50. У 2011 р. до періодичної системи внесено два елементи: 114 — Унунквадій та 116 — Унунгексій. У 2016 р. періодична система поповнилася ще чотирма елементами, відкритими вченими США, Японії та Росії. Ці елементи: 113 — Унунтрій, 115 — Унунпентій, 117 — Унунсептій та 118 — Унуноктій — верифіковано Міжнародним союзом теоретичної і прикладної хімії (IUPAC) і додано в таблицю Менделєєва, де вони завершили сьомий період таблиці. Їхні назви тимчасові, згодом вони будуть замінені на постійні.

Отже, теорія будови атома пояснила, чому в періодичній системі періодично змінюються властивості елементів, їхніх простих і складних речовин. На її основі вчені відкриватимуть дедалі більше нових хімічних елементів. Знання та застосування явища періодичної зміни властивостей елементів та їхніх сполук на основі уявлень про електронну будову атомів дає змогу керувати виробничими процесами, що відбуваються з речовинами, синтезувати нові хімічні елементи та речовини.

ПІДСУМОВУЄМО ВИВЧЕНЕ

• З погляду теорії будови атома періодичний закон трактується так: властивості хімічних елементів та їхніх сполук перебувають у періодичній залежності від величини зарядів ядер їхніх атомів.

• Під поняттям «періодичність» у хімії розуміють періодичну зміну електронної будови атомів і, відповідно, властивостей хімічних елементів, простих і складних речовин, утворених цими елементами; періодичну зміну радіусів атомів, валентності та ступенів окиснення.

• Енергетичні рівні — віддалі, на яких рухаються електрони з певним запасом енергії відносно ядра атома. Енергетичні рівні складаються з підрівнів, які утворюються орбіталями, що мають однаковий запас енергії.

• Номер енергетичного рівня позначають числом n. Максимальну кількість електронів на енергетичному рівні визначають за формулою N = 2n², тобто максимальна кількість електронів на енергетичному рівні дорівнює подвоєному квадрату номера рівня. Номер періоду в періодичній системі вказує на кількість енергетичних рівнів в атомі хімічного елемента.

• Кожний підрівень складається з певної кількості s-, p-, d-, f-орбіталей. Найменший за енергією підрівень кожного енергетичного рівня містить одну s-орбіталь, другий підрівень — три р-орбіталі, третій — п’ять d-орбіталей, четвертий — сім f-орбіталей.

• Дослідженнями встановлено, що на кожній орбіталі може бути не більше ніж два електрони, які відрізняються напрямком руху електрона навколо власної осі, тобто спіном. Електрони, що рухаються у двох протилежних напрямках навколо власної осі, мають антипаралельні спіни. Їх називають спареними електронами.

• Послідовність заповнення орбіталей електронами визначається за принципом «мінімальної енергії», згідно з яким електрон в атомі розміщується так, щоб його енергія була мінімальною.

• Атом в основному стані має мінімальну енергію. Розподіл енергетичних рівнів і підрівнів елементів 1-4 періодів відбувається відповідно до зростання енергії електронів у такій послідовності: 1s < 2s < 2р < 3s < 3р < 4s < 3d < 4р.

• Для розуміння явища періодичності необхідно мати уявлення про сучасну модель будови атома, особливо будову електронних оболонок атомів.

• Електронні формули, або електронні конфігурації, відображають розподіл електронів в атомі. Вони вказують на розміщення електронів на енергетичних рівнях, де цифрами 1, 2, 3, ..., 7 позначають енергетичний рівень, літерами s-, p-, d-, f- — енергетичні підрівні та форму орбіталей, а цифрою в степені — кількість електронів на підрівні. Наприклад: ₉F 1s²2s²2p⁵.

• Графічні електронні формули відображають структуру електронних оболонок атомів. Орбіталь позначають квадратом (його називають енергетичною коміркою), а електрони — стрілками. Якщо квадрат вільний — на орбіталі відсутній електрон, якщо є одна стрілка — електрон неспарений, якщо дві стрілки, спрямовані в протилежних напрямках, — спарені електрони з антипаралельними спінами.

• Енергетичні рівні заповнюються поступово: спочатку s-підрівень, за ним р-підрівень, що має три орбіталі, за ним d-підрівень, якому властива наявність п'яти орбіталей. Відповідно максимальна кількість електронів на s-підрівні — 2, на p-підрівні — 6 і на d-підрівні — 10.

• s-елементи розміщуються в головних підгрупах (підгрупи А) І та ІІ груп періодичної системи. До них також належать два елементи 1 періоду, тобто Гідроген і Гелій.

• р-елементи — елементи, в атомах яких заповнюється електронами p-підрівень, розміщуються в головних підгрупах ІІІ—VIII груп.

• d-елементи — елементи, в атомах яких заповнюється d-підрівень попереднього енергетичного рівня, і розміщуються вони в побічних підгрупах І—VIII груп.

• У збудженому стані кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні зростає, тому атоми, перебуваючи в цьому стані, проявляють змінні валентність і ступені окиснення.

• Електронна конфігурація атомів пояснює періодичні зміни таких характеристик атома, як радіус, електронегативність, валентність і ступінь окиснення, що визначають хімічні властивості елементів та їхніх сполук.

• У межах одного періоду кількість енергетичних рівнів в атомів елементів не змінюється, але збільшується заряд ядра атома. Унаслідок цього від початку до кінця періоду радіуси атомів незначно зменшуються. Тому в елементів одного малого періоду й у парних рядах великих періодів металічні властивості елементів плавно змінюються на неметалічні.

• В атомів елементів кожного наступного періоду формується новий енергетичний рівень, що спричиняє різке збільшення радіуса атома й, відповідно, зміну властивостей елементів та їхніх сполук.

• Електронегативність елемента характеризується здатністю атома притягувати електрони під час утворення хімічних зв'язків. Зі зростанням заряду ядра атома електронегативність у періодах зростає, а в підгрупах спадає. Найбільшу електронегативність проявляє Флуор.

• Валентність і ступінь окиснення — поняття неоднозначні. Валентність визначається здатністю атомів елементів утворювати хімічні зв'язки, а ступінь окиснення — це умовний заряд атома, якщо припустити, що сполука складається тільки з йонів. Максимальна валентність атомів більшості елементів та їхні ступені окиснення відповідають номеру групи, у якій міститься елемент у періодичній системі. Мінімальний ступінь окиснення (негативний) обчислюють за формулою 8 мінус номер групи, у якій міститься елемент.

• Визначаючи ступінь окиснення в бінарних і складніших сполуках, необхідно пам'ятати правило: усередині однієї молекули сполуки сума позитивних зарядів дорівнює сумі негативних.

• Відкриття періодичного закону спричинило справжню революцію в хімічній науці. На основі наукових прогнозів було відкрито нові хімічні елементи. Так, у 2016 р. в періодичну систему внесено чотири елементи й вони повністю завершили 7 період.

ЗАВДАННЯ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЮ

1. Сформулюйте сучасне визначення періодичного закону.

2. Поясніть, чому за основу класифікації хімічних елементів узято будову атома.

3. Пригадайте склад атомних ядер і поясніть, від чого залежить кількість електронів в електронній оболонці атома.

4. Поясніть, що розуміють під поняттям «періодичність» у хімії.

5. Охарактеризуйте будову енергетичних рівнів атомів.

6. Поясніть, як можна визначити максимальну кількість електронів на енергетичному рівні.

7. Охарактеризуйте s-, p-, d-орбіталі та визначте максимальну кількість електронів на кожній орбіталі.

8. Охарактеризуйте поняття «спін», «антипаралельні спіни».

9. Поясніть послідовність заповнення орбіталей електронами.

11. Поясніть, що відображає електронна формула атома.

12. Напишіть електронні формули атомів елементів 2 періоду та поясніть, які зміни спостерігаються в будові атомів елементів.

13. Поясніть, як, крім електронної формули, можна зобразити структуру електронних оболонок атомів.

14. Охарактеризуйте на основі електронних і графічних електронних формул розміщення s-, p-, d-елементів у періодичній системі.

15. Проаналізуйте відмінності електронних конфігурацій атомів s-, p-, d-елементів (Ферум) 1-4 періодів.

16. Поясніть, що означає принцип «мінімальної енергії».

17. Охарактеризуйте основний та збуджений стани атома на прикладі атомів Сульфуру та Хлору, поясніть валентні стани та ступені окиснення цих елементів у сполуках.

18. Укажіть електронну формулу атома Силіцію в основному стані.

А 1s²2s²2p⁶3s²3p³

Б 1s²2s²2p⁶3s²3p¹

В 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴

Г 1s²2s²2p⁶3s²3p²

19. Укажіть електронну формулу атома Хлору в другому збудженому стані.

А 1s²2s²2p⁶3s²3p³3d²

Б 1s²2s²2p⁶3s¹3p³3d³

В 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵3d⁰

Г 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵

20. Укажіть графічну електронну формулу атома Фосфору в збудженому стані.

21. Поясніть на основі електронних конфігурацій атомів, як змінюється радіус атома: а) у періодах; б) у групах.

22. Поясніть, як змінюються властивості елементів та їхніх простих речовин з накопиченням електронів у періодах і збільшенням радіусів атомів у головних підгрупах.

23. Поясніть на основі електронної будови атомів, як змінюється електронегативність елементів: а) у періодах; б) у групах.

24. Поясніть, чим відрізняються валентність і ступінь окиснення.

25. Визначте валентність і ступені окиснення в сполуках, формули яких такі: НСl, FeS, Mg₃N₂, H₂, H₂S, Cl₂. Поясніть отриманий результат.

26. Визначте, користуючись періодичною системою, максимальну валентність і ступені окиснення елементів: а) Фосфору; б) Хрому; в) Мангану.

27. Визначте за розміщенням у періодичній системі максимальні й мінімальні ступені окиснення неметалічних елементів: а) Силіцію; б) Нітрогену; в) Хлору.

ЦІКАВО ЗНАТИ

• У 1934 р. німецька фізико-хімік Іда Ноддак, проаналізувавши отримані Енріко Фермі дані досліду з бомбардування урану нейтронами, першою висловила припущення про можливість поділу ядра атома. Це припущення підтвердилося через 5 років.

• Голова групи дослідників, які відкрили 113 елемент, японський учений Косуке Моріта повідомив про продовження роботи над відкриттям 119 елемента.

• Понад 10 років велася суперечка за авторство 113 елемента, який було отримано у вересні 2004 р. унаслідок зіштовхування на прискорювачі двох елементів — Zn-30 і Bi-83. Учені із США та Росії оголосили, що створили 113 елемент у процесі синтезу 115 елемента в м. Дубні в лютому 2004 р. і запропонували назвати його Бекерелієм. Однак IUPAC вважав недостатніми докази того, що був створений саме 113 елемент. Упродовж 10 років міжнародні організації вивчали подані обома сторонами матеріали досліджень синтезу 113 елемента

Домашнє завдання:

ü  Опрацювати поданий матеріал, скласти короткий конспект (можна за схеами в додатках);

ü  Опрацювати §1-3 с.7-20

ü  Виконати завдання: 12, 18, 19, 20, 25, 26, 27.

ü  Оформити навчальні проекти з тем (за вибором):

             1. Створення 3D-моделей атомів елементів.

             2. Застосування радіонуклідів у медицині.

             3. Використання радіоактивних ізотопів як індикаторів у тваринництві, археології.

Урок 24                                                                             Дата: 20.03.2020

Тема: Узагальнення знань з теми «Періодичний закон і періодична система хімічних елементів»

І група

1.      Проаналізуйте, як змінюється металічний характер елементів у ряду: Li, Be, В, С, N, О, F. Поясніть причини такої зміни, проілюструйте відповідь електронними формулами зовнішнього енергетичного рівня атомів хіміч­них елементів.

2. Закінчіть рівняння хімічних реакцій:

а)    рубідій оксид + вода;

б)    галій хлорид + арґентум нітрат;

в)    кадмій гідроксид + ортофосфатна кислота;

г)    селен(VІ) оксид + вода.

3. Складіть формули двох оксидів Купруму, в яких Купрум проявляє сту­пінь окиснення +1 і +2. Визначте співвідношення мас елементів в обох ви­падках.

4. Один із передбачених Д. І. Менделєєвим хімічним елементів, що належить до IV періоду, утворює оксид, в якому міститься 34,78% Оксигену. Визнач­те елемент.

ІІ група

1.      Проаналізуйте, як змінюється металічний характер елементів у ряду: Be, Mg, Са, Sr, Ba, Ra. Поясніть причини такої зміни, проілюструйте відповідь електронними формулами зовнішнього енергетичного рівня атомів хіміч­них елементів.

2. Закінчіть рівняння хімічних реакцій:

а)    кальцій + вода;

б)    калій сульфат + барій нітрат;

в)    стронцій оксид + нітратна кислота;

г)    хром(УІ) оксид + вода.

3. Складіть формули двох оксидів Ауруму, в яких Аурум проявляє ступінь окиснення +1 і +3. Визначте співвідношення мас елементів в обох ви­падках.

4. Визначте хімічний елемент, якщо відомо, що його вищий солетворний оксид відповідає формулі RO₃, а з Гідрогеном утворює сполуку, масова частка Гідрогену в якій 5,9 %.

ІІІ група

1.      Проаналізуйте, як змінюється неметалічний характер елементів у ряду: О, S, Se, Те, Ро.

Поясніть причини такої зміни, проілюструйте відповідь електронними фор­мулами зовнішнього енергетичного рівня атомів хімічних елементів.

2. Закінчіть рівняння хімічних реакцій:

а)    рубідій + вода;

б)    індій хлорид + арґентум нітрат;

в)    кадмій оксид + ортофосфатна кислота;

г)    селен(ІУ) оксид + вода.

3. Складіть формули двох оксидів Хрому, в яких Хром проявляє ступінь окис- нення +2 і +3. Визначте співвідношення мас елементів в обох випадках.

4. Оксид тривалентного металу містить 47,1 % Оксигену. Визначте метал.

ІV група

1.      Проаналізуйте, як змінюється неметдлічний характер елементів у ряду: Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl. Поясніть причини такої зміни, проілюструйте від­повідь електронними формулами зовнішнього енергетичного рівня атомів хімічних елементів.

2. Закінчіть рівняння хімічних реакцій:

а)    цезій оксид + карбон діоксид;

б) стронцій хлорид + арґентум нітрат;

в) галій оксид + селенатна кислота;

г) молібден(УІ) оксид + вода.

3. Складіть формули двох оксидів Стануму, в яких Хром проявляє ступінь окиснення +2 і +4. Визначте співвідношення мас елементів в обох випадках.

4. Назвіть елемент за такими даними: розташований у IV групі, масова част­ка Оксигену у вищому оксиді дорівнює 21,23 %.

Урок 26                                                                                    Дата: 27.03.2020

Тема: Хімічний зв'язок: металічний та водневий хімічні зв’язки.

Самостійна робота

Варіант 1

1.      Вкажіть тип хімічного зв’язку в кожній з наведених сполук: СаО, S₈, SiO₂,KCl, CCl₄, O₂, N₂, CO, Na₃N, K₂SO₄

Ковалентний неполярний	Ковалентний полярний	Йонний

2.      Поясніть механізм утворення молекул, складіть формули Льюїса для сполук: брому, бор трифториду, кальцій хлориду, амоній хлориду.

3.      Напишіть структурну формулу натрій гідрогенкарбонату та вкажіть сумарне число електронів, що бере участь в утворення зв’язків, зазначте тип кожного звязку.

Варіант 2

1.Вкажіть тип хімічного зв’язку в кожній з наведених сполук: СО, Al₂S₃, SiO₂,KCl, CH₄, H₂, F₂, NO, Na₃N, Na₂SO₃

Ковалентний неполярний	Ковалентний полярний	Йонний

2.Поясніть механізм утворення молекул, складіть формули Льюїса для сполук: хлору, сірководню, барій сульфіду, фосфор(V)хлориду.

3.Напишіть структурну формулу калій сульфату та вкажіть сумарне число електронів, що бере участь в утворенні зв’язків, зазначте тип кожного зв’язку.

Металічний зв'язок—це багато центровий зв'язок. Який існує у металах та їх сплавах між позитивними йонами та валентними електронами, що є спільними для всіх йонів.

У металів енергія йонізації атомів нижча, ніж у неметалів, тому в них валентні електрони легко відриваються від окремих атомів і стають спільними для всього кристалу.  Згідно теорії вільних електронів у вузлах решітки металів знаходяться позитивно заряджені йони,а в об’ємі перебуває «електронний газ»(електрони). Тому валентні електрони не локалізовані, а між позитивно зарядженими йонами і нелокалізованими електронами існує електростатична взаємодія, яка обумовлює стійкість речовини. 

В основі виникнення металічного зв’язку лежать процеси утворення спільних валентних електронів, які є спільними для всього кристалу.

Металічний зв'язок є не напрямленим, оскільки валентні електрони розподілені по кристалу рівномірно. Стабільність кристалічних ґраток обумовлена електростатичним притяганням йонів і узагальнених електронів, що неперервно рухаються між йонами. Енергія металічного зв’язка у менша за енергію ковалентного зв’язку.

Наявність електронів, що можуть вільно рухатися по об’єму кристалу, обумовлює високі тепло- та електропровідність, ковкість та пластичність.

Водневий зв'язок

Водневий зв'язок—це трицентровий зв'язок, який виникає через атом Гідрогену між двома електронегативними атомами(найчастіше атомами Флуору, Оксигену та Нітрогену. Якщо водневий зв'язок виникає між групами однієї молекули, то він називається внутрішньомолекулярним(у амінокислотах і білках), а якщо між різними молекулами—міжмолекулярним(у воді, спиртах, водних розчинах спиртів, кислот). Утворення водневого зв’язку обумовлено тим, що в полярних молекулах чи йонах  атом Гідрогенумає унікальні властивості: не має електронних оболонок, електронна пара значно зміщена до більш електронегативного атома, має дуже малий розмір.

Водневий зв'язок слабший за йонний і ковалентний, енергія цього зв’язку зростає із збільшенням електронегативності і зменшенням розмірів атомів.

Внаслідок утворення водневого зв’язку утворюються димери, тримери та полімерні структури або складні конфігурації (ажурна структура льоду). Так утворення міжмолекулярного водневого зв’язку призводить до зміни властивостей речовин: підвищується в’язкість, діелектрична стала, температури кипіння і плавлення, теплота пароутворення, хімічна активність(розчин НF-слабка кислота, а її аналог НCl-сильна).

Молекули з внутрішньо молекулярним водневим зв’язком не можуть вступати у міжмолекулярні водневі зв’язки, тому такі речовини більш леткі, менш в’язкі, мають меншу температури плавленої кипіння.

Водневий зв'язок відіграє важливу роль в утворенні структури білків,вуглеводів та нуклеїнових кислот.

Сили Ван-дер-Ваальса

У 1873р голандський вчений І. Ван-дер-Ваальс припустив, що існують сили, що обумовлюють притягання між молекулами. Ці сили включають три складові: диполь-дипольну, індукційну і дисперсійну взаємодію.

Диполь-дипольна взаємодія

При наближенні полярних молекул води орієнтуються так, щоб позитивний бік одного диполю орієнтувався до негативного боку іншого.

Індукційна взаємодія—взаємодія постійних та індукційних диполів, що виникають під дією диполів на неполярні молекули.

Дисперсійна взаємодія обумовлена  виникненням миттєвих диполів, які виникають флуктуації електричної густини.

Із збільшенням сумарної енергії міжмолекулярної взаємодії зростає температура кипіння рідин, теплота їх випаровування, енергія такої взаємодії на 1-2 порядка нижча енергії хімічного зв’язку.

Залежність властивостей речовин від типу хімічного зв’язку і типу кристалічних ґраток.

У звичайному житті ми маємо справу з різними речовинами, які перебувають в різних агрегатних станах. Властивості речовин залежать від природи атомів, типу хімічного зв’язку та типу кристалічної гратки.

     Атоми металічних елементів досить легко віддають електрони, тому у вузлах кристалічної гратки металів перебувають йони металів, у просторі між якими вільно перебувають електрони, що утворюють так званий електронний газ. Розміри всі йонів в металах однакові, тому йони в металах упаковані щільно і утворюють найпростіші кристалічні структури. Металічні структури утворюють як метали, так і деякі сполуки з металічним зв’язком, наприклад нітриди Титану і Хрому.У металічних структурах електрони можуть вільно пересуватися по всьому кристалу і тому обумовлюють зв'язок між всіма позитивними йонами в кристалі. Завдяки такій поведінці електронів метали виявляють добру електро- та теплопровідність. Окремі шари йонів можна без наслідків пересувати один відносно одного, бо у всіх вузлах гратки містяться позитивні йони, що утримуються разом завдяки притяганню до електронного газу. Цим обумовлюється пластичність(ковкість) металів.

    Якщо у вузлах кристалічної гратки розташовані йони, таку гратку називають йонною. Різнойменні йони, з яких складаються кристали, утримуються разом електростатичними силами. Тому структура йонної кристалічної гратки повинна забезпечувати їхню електронейтральність. Навколо кожного йона в кристалічній гратці перебуває певна кількість протилежних йонів. Так, у кристалічній гратці натрій хлориду кожен йон Na⁺  оточений шістьма йонами Cl‾ . аналогічно кожен йон Cl‾  оточений шістьма йонами Na⁺. Йонні кристалічні гратки характерні для речовин з йонним зв’язком.

     Оскільки число зв’язків у йонних кристалах величезне, то всі йони міцно зв’язані між собою. Для того, щоб зруйнувати їх, необхідно нвдати велику кількість енергії. Тому і йонні сполуки за кімнатної температури є твердими, а плавляться і киплять лише при сильному нагріванні. Наприклад, температура плавлення кухонної солі становить 801⁰С. рекордсмен по тугоплавкості серед йонних сполук—MgO , що плавиться при 2800⁰С і кипить при 3600⁰С.

Речовини з йонними кристалічними гратками мають порівняно високу твердість. Вони нелеткі, тому не мають запаху. Але на відміну від металічних структур йонні кристали є крихкими, оскільки навіть невеликий зсув шарів у кристалі наближає однойменно заряджені йони. Відштовхування між якими приводить до розриву йонних зв’язків і появи тріщин  кристалі або навіть до його руйнування.

     Хоча в йонних кристалах є готові носії електричного заряду(катіони і аніони), у твердому стані йонні сполуки не проводять електричний струм, бо всі йони закріплені на своєму місці і не можуть вільно пересуватися по кристалу. Але якщо нагріти і перевести йонну сполуку у рідкий стан(розплавити), то всі йони стають рухливими і тому розплави йонних сполук добре проводять електричний струм. Електричний струм проводять не тільки їхні розплави, але й розчини, багато йонних сполук легко розчиняються у воді.

     У вузлах молекулярних кристалічних ґраток розташовані молекули, що зв’язані між собою слабкими міжмолекулярними силами. Наприклад, лід складається з молекул води, що утримуються разом у кристалічній гратці водневими зв’язками. Йод також існує у вигляді молекулярних кристалів. Вузли кристалічної гратки кристалів йоду зайняті двохатомними молекулами йоду І₂ . хлор  і бром утворюють подібні структури  за більш низьких температур. Таку саму структуру має твердий Карбон(IV) оксид («сухий лід»). Молекулярну структуру має ряд неорганічних сполук (твердий амоніак), більшість органічних сполук (тверді метан, етиловий спирт, бензен, фенол, нафталін тощо). Молекулярні структури можуть утворювати речовини лише з ковалентними зв’язками .

     Окремі молекули, що розташовані у вузлах кристалічної гратки, зв’язані між собою слабкими силами, значно слабкішими, ніж хімічні зв’язки у молекулі. Їх легко зруйнувати, бо ці речовини є крихкими і мають невеликі значення температур плавлення і кипіння. Велике число речовин з молекулярною структурою за звичайних умов перебувають у рідкому або газоподібному стані (хлор, хлороводень, кисень). Деякі з молекулярних речовин при нагріванні сублімуються (йод, вуглекислий газ, нафталін).

     Розчинність таких речовин у воді залежить від типу зв’язку в їх молекулах. Речовини з ковалентним неполярним зв’язком у воді не розчиняються, а більшість речовин з ковалентним полярним розчиняються у воді. Молекули речовин не містять вільних носіїв електричного заряду, тому ні в рідкому, ні в твердому стані молекулярні структури електричний струм не проводять. 

     Атомні кристали мають гратку, побудовану з атомів, що з’єднані між собою міцними ковалентними зв’язками. В таких структурах неможливо виділити структурну одиницю, яку можна називати молекулою. Кожен кристал являє собою одну велику молекулу. Саме тому кристали називаю ще надмолекулярними.

     Всі атоми в атомних структурах міцно зв’язані між собою ковалентними зв’язками. Щоб їх зруйнувати. Необхідна дуже велика кількість енергії. Саме тому речовини з атомною кристалічною граткою мають дуже високі температури плавлення і кипіння. Вони нерозчинні у воді та в інших розчинниках. Атоми в кристалічній гратці мають розташовуватися тільки у чітко визначених місцях і на певній відстані один від одного. Зсув атома зі свого місця приводить до руйнування ковалентного зв’язку, а для цього необхідно багато енергії. Тому речовини з атомною граткою дуже тверді, непластичні і не крихкі.

Прикладом речовини з атомною кристалічною граткою є алмаз—найтвердіша речовина із всіх відомих. Атоми Карбону утворюють чотири одинарні зв’язки, спрямовані до вершин тетраедра, у центрі якого розташовується атом Карбону. Кожен з них зв’язується ще з трьома іншими атомами Карбону. Утворюється тривимірна гратка, складена винятково  з атомів Карбону. Алмаз є найтвердішою речовиною, а температура плавлення становить 3500⁰С.

     Подібну гратку утворюють атоми Силіцію і Оксигену у кварці.

Графіт також має атомну кристалічну гратку, але на відміну від алмазу і кварцу в графіті кожен атом Карбону утворює три ковалентні зв’язки із трьома іншими атомами Карбону, при цьому утворюється плоска «сітка шестикутників». Кожний з шарів, утворених атомами Карбону, характеризується ковалентними зв’язками усередині кожного шару, а шари один з одним зв’язані слабкими зв’язками. Завдяки цьому шари легко зсунути один відносно одного, якщо прикласти навіть невелике зусилля. Цим пояснюються «пишучі» властивості графіту. На відміну від алмазу графіт добре проводить електричний струм. Але електрони можуть пересуватися лише в одному напрямку: уздовж площини шестикутників.

Ознаки порівняння	Типи кристалічних ґраток
	Атомна	Молекулярна	Йонна	Металічна
Типи частинок у вузлах ґраток	Атоми	Молекули	Йони	Атоми та йони металів
Вид хімічного зв’язку між атомами	Ковалентний полярний і неполярний	Ковалентний полярний і неполярний	Йонний	Металічний
Природа хімічних елементів	Різні неметали, однакові атоми неметалів	Різні неметали, однакові атоми неметалів	Типові метали і типові неметали	Метали
Приклади речовин	Кремнезем, алмаз	Хлороводень, йод, хлор	Натрій хлорид, калій фторид	Мідь, натрій, залізо
Фізичні властивості	Тверді, тугоплавкі, нелеткі, не проводять електричний струм, нерозчинні у воді	Леткі, легкоплавкі, переважно розчинні у воді, розчин проводить електричний струм.	Тверді, тугоплавкі, нелеткі, найчастіше добре розчинні у воді, розчин і розплав проводять електричний струм	Пластичні, електро- і теплопровідні

Виконання тренувальних вправ

1.      Складіть формули сполук карбону з : а)Гідрогеном, б) Оксигеном, в)Алюмінієм. Напишіть структурні формули, укажіть тип хімічного зв’язку, визначте тип кристалічних граток цих речовин.

2.      Під дією електричного струму на розплав речовини утворюється Бром і Калій. Визначте вихідну речовину, запишіть для неї формулу Льюїса, назвіть види хімічного зв’язку і тип кристалічної гратки у вихідній речовині та продуктах реакції.

 Домашнє завдання:

ü  Опрацювати  поданий матеріал та скласти короткий конспект;

ü  Опрацювати §5,6  с.29-36, виконати завдання 1-9 с. 37;

ü  Виконати самостійну роботу.

Урок 27                                                                                     Дата: 01.04.2020

Тема: Кристалічний і аморфний стани твердих речовин. Залежність фізичних властивостей речовин від їхньої будови.

Агрегатні стани речовин. Вам уже відомо, що за звичайних умов речовини перебувають у трьох агрегатних станах: рідкому, твердому й газоподібному.

Кожному агрегатному стану властиві рух одних частинок щодо інших і певна впорядкованість цих частинок завдяки силам притягання між ними. За відповідних умов речовини можуть переходити з одного стану в інший, що супроводжується зміною їхньої структури.

Дослідженнями встановлено, що найпоширенішим є твердий стан речовин.

Кристалічний стан речовин. Речовини, перебуваючи у твердому стані, утворюють кристали. У твердих речовинах енергія взаємодії між частинками дуже велика. Завдяки цьому утворюється структура певної форми й об'єму, частинки якої (атоми, йони або молекули) не можуть вільно переміщатися. Інакше кажучи, утворюються кристали з певним типом кристалічних ґраток, де віддалі між частинками дуже малі й приблизно дорівнюють розміру частинки. У кристалах структурні частинки орієнтовані щодо однієї в чітко визначеному порядку. Повторюваність структурних елементів утворює кристалічну структуру речовин.

Залежно від природи частинок, що розміщені у вузлах кристалічних ґраток, і сил взаємодії між ними розрізняють різні їхні типи: молекулярні, атомні, йонні та металічні ґратки.

Пригадайте, які типи кристалічних ґраток вам уже відомі. Дайте коротку характеристику кожної з них.

Ознайомимося докладніше з будовою кристалічних ґраток твердих речовин.

Молекулярні кристалічні ґратки утворюють речовини з ковалентним зв'язком. Це прості речовини, утворені неметалічними елементами (крім Карбону та Силіцію), і складні речовини неорганічної та органічної природи. Вам уже відомо, що у вузлах молекулярних кристалічних ґраток розміщуються молекули з неполярним або полярним ковалентним зв'язком. У кристалічних ґратках молекули утримуються за допомогою міжмолекулярних вандерваальсових сил взаємодії. Вони ж впливають на властивості речовин.

однак це рідина, яка має велику в'язкість і плинність. Інакше аморфні тіла розглядають як «застиглі рідини», що не течуть за звичайних умов.

Аморфні тіла здатні кристалізуватися. Цей процес для різних аморфних тіл відбувається з різною швидкістю. Щоб скло кристалізувалося, потрібно багато часу. Кристалізоване скло стає непрозорим і мутним, крихким, утрачає міцність.

До аморфних твердих тіл належать аморфні метали (металеві стекла). Порівнюючи з властивостями звичайних металів, для них характерні високі стійкість до корозії, в'язкість і міцність.

Застосування речовин з різними типами кристалічних ґраток. З будовою та властивостями речовин пов'язане їхнє застосування. Кристалічні речовини, що утворюють йонні кристалічні ґратки, застосовують як сировину для добування металів, виробництва будівельних матеріалів, медичних препаратів, керамічних виробів, абразивних матеріалів, ювелірних виробів, у лабораторіях тощо.

Властивості та застосування молекулярних сполук теж взаємопов'язані. Наприклад, карбон(IV) оксид у твердому стані відомий як сухий лід. Його використовують для охолодження харчових продуктів у кафе та ресторанах, під час транспортування заморожених продуктів (риби й м'яса), кондитерських виробів. Для очищення поверхонь використовують пелети із сухого льоду, а в театральних постановках — для створення ефекту туману.

Застосування речовин з атомними кристалічними ґратками ґрунтується на їхній твердості. Наприклад, алмаз використовують для різання скла та пластику. З нього виготовляють ювелірні прикраси. Алотропна модифікація алмазу — графіт, якому притаманні високий рівень м'якості та шаруватість будови, широко застосовують для виготовлення олівців; здатність графіту проводити електричний струм і тепло — для виготовлення електродів. Силіцій(IV) оксид — як будівельний матеріал, для виробництва стекол і цементу; кварц та його різновиди — теж у ювелірній справі.

Широкого застосування набули речовини з металічними кристалічними ґратками. Високі електропровідні властивості металів узято за основу виготовлення електропроводів; теплопровідність — предметів домашнього вжитку, побутових виробів; ковкість і легкість — у машино-, літако-, корабле- й приладобудуванні, виготовленні інструментів, у будівництві тощо. Загалом перелік застосування металів з урахуванням їхніх властивостей значно більший.

Використання властивостей аморфних речовин дістало поширення в сучасній техніці. Велику популярність мають металеві сплави. У медицині застосовують аморфні сплави, з яких роблять гвинти та пластини для з'єднання зламаних кісток. Вони міцніші за титанові пластини, але з часом розпадаються й замінюються на кісткову тканину. Аморфні сплави використовують для виготовлення інструментів, пружин і деталей різних механізмів.

Застосовують також і аморфний вуглець, відомий як сажа й деревне вугілля. Сажу використовують для добування гуми, друкарської фарби тощо. Деревне вугілля — як відновник під час виплавлення чавуну та сталі, для виготовлення чорного пороху, у протигазах, у медицині як адсорбент. Унікальні властивості аморфних речовин відкривають нові перспективи в їхньому застосуванні.

Наведені вище приклади науково доводять взаємозв'язок між будовою речовин, їхніми властивостями та застосуванням.

Завдання.

1. Охарактеризуйте механізми утворення кристалічних ґраток: а) молекулярних; б) йонних; в) атомних; г) металічних.

2. Визначте, між якими речовинами відбувається хімічна взаємодія: а) калій та бром; б) магній та сірка; в) цинк і хлор; г) азот і водень; ґ) водень і хлор. Складіть рівняння реакцій та поясніть, який тип кристалічних ґраток мають продукти їхньої взаємодії.

ПІДСУМОВУЄМО ВИВЧЕНЕ

• Тверді речовини перебувають у двох станах: кристалічному й аморфному.

• У кристалічних речовинах енергія взаємодії між частинками дуже велика, що спричиняє структуру кристалу певної форми й об'єму, у якій частинки не можуть вільно переміщатися.

• Кристалічні речовини утворюють молекулярні, атомні, йонні та металічні кристалічні ґратки.

• У вузлах молекулярних кристалічних ґраток розміщені полярні або неполярні молекули. У кристалічних ґратках молекули утримуються за допомогою міжмолекулярних вандерваальсових сил взаємодії.

• Атомні кристалічні ґратки характеризуються тим, що в їхніх вузлах розміщені атоми, сполучені між собою ковалентними зв'язками.

• Йонним сполукам властиві йонні кристалічні ґратки, у вузлах яких містяться позитивно й негативно заряджені йони, що утримуються силами електростатичної взаємодії.

• У вузлах металічних кристалічних ґраток є тільки позитивно заряджені йони, що утворюються внаслідок втрати атомами електронів.

• Тверді речовини, залежно від розміщення структурних частинок у просторі, можуть перебувати в аморфному стані. Їм не властива періодична структура, тому вони не утворюють кристалічних ґраток.

• Аморфними речовинами є скло, віск, пластична сірка, різні пластмаси, природні й синтетичні смоли, деякі гідроксиди.

• Кристалічні й аморфні речовини мають різну будову, що безпосередньо впливає на їхні властивості.

• Речовини з йонними кристалічними ґратками добре розчинні у воді, мають високі температури плавлення та кипіння. Водні розчини й розплави електропровідні.

• Речовини з молекулярними кристалічними ґратками проявляють здатність до сублімації, тобто можуть переходити з твердого стану в газоподібний, минаючи рідкий. Вони леткі, мають невелику твердість, низькі температури плавлення та кипіння, не проводять електричного струму.

• У речовин з молекулярними кристалічними ґратками між молекулами може виникати водневий зв'язок. Завдяки цьому вони менш леткі, ніж речовини з ковалентними неполярними зв'язками, мають трохи більшу твердість, вищі температури плавлення та кипіння.

• Речовини з атомними кристалічними ґратками дуже тверді, мають високі температури плавлення та кипіння, нелеткі, нерозчинні у воді й органічних розчинниках, не проводять електричного струму.

• Металам властиві металічні кристалічні ґратки. Специфіка будови зумовлює їхню твердість (крім ртуті), характерний металічний блиск, електро- й теплопровідність, міцність, ковкість і пластичність.

• В аморфних тіл відсутня температура плавлення, оскільки за нагрівання вони не плавляться, а поступово розм'якшуються; здатні кристалізуватися. Аморфні метали (металеві стекла), порівнюючи з властивостями металів, характеризуються високою стійкістю до корозії, в'язкістю та міцністю.

ЦІКАВО ЗНАТИ

• У 1959 р. англійський фізик Дж. Д. Бернал провів цікаві досліди: він узяв багато маленьких пластилінових кульок однакового розміру, обкачав їх у крейдяній пудрі та спресував у великий ком. Як наслідок, кульки деформувались у многогранники. Виявилося, що при цьому утворювалися переважно п'ятикутні грані, а многогранники мали в середньому 13,3 грані. Отже, якийсь порядок в аморфних речовинах, безумовно, є.

• У 1960 р. в Каліфорнійському технологічному інституті групою вчених під керівництвом професора П. Дювеза (англ. Pol Duwez) було отримано металеве скло Au₇₅Si₂₅. Так розпочалося вивчення металів, що перебувають в аморфному стані. Цей та інші аморфні метали були отримані шляхом екстремально швидкого охолодження.

НАВЧАЛЬНІ ПРОЕКТИ

1. Застосування рідких кристалів.

2. Використання речовин з різними видами хімічних зв'язків у техніці.

3. Значення водневого зв'язку для організації структур біополімерів.

Домашнє завдання:

ü  Опрацювати  поданий матеріал та скласти короткий конспект;

ü  Опрацювати §7  с.38-43, виконати завдання 1-7 с. 43-44

ü  Виконати завдання.

Додаток

Урок 28                                                                                     Дата: 03.04.2020

Тема: Тренувальні вправи.

1. Що таке електронегативність?

2. Які типи хімічного зв’язку вам відомі? Наведіть приклади сполук, що утворені кожним типом хімічного зв’язку.

3. Які механізми утворення ковалентного неполярного, ковалентного полярного та йонного зв’язків? Наведіть приклади.

4. Які типи кристалічних ґраток вам відомі? Чим вони відрізняються одна від одної? Як властивості речовини залежать від її будови?

5. Що таке ступінь окиснення? Як за хімічною формулою сполуки визначити ступені окиснення атомів елементів? Як за ступенями окиснення атомів елементів скласти хімічну формулу сполуки?

3. Виконання вправ

Один учень працює біля дошки.

Вправа 1. Визначте тип хімічного зв’язку в сполуках, хімічні формули яких:

K₂S, N₂, NaCl, SiO₂, NH₃, H₂, CaO, Cl₂, H₂O, SO₂, O₂, KCl, SO₃,

MgCl₂, P₂O₅, Na₂O, Br₂, I₂, KBr, CO, F₂, KF, NO, BaO, NO₂, Nal.

Вправа 2. Користуючись даними таблиці відносних електронегативностей, розрахуйте, який із наведених зв’язків є найбільш полярним:

а) O - H;          б) P - H;                в) C - H;              г)  Cl - H.

Вправа 3. Охарактеризуйте хімічний зв’язок у молекулі хлороводню. Складіть схеми утворення цієї молекули з атомів Гідрогену та Хлору, використавши спрощені та повні електронні формули частинок.

Вправа 4. Складіть електронні схеми утворення таких йонів:

K+, Ca²⁺, Fe³⁺, Br^-, S^2-.

    Вправа 5. Атом елемента має на 9 електронів менше, ніж йон Кальцію Ca +. Назвіть цей елемент, складіть електронні формули його атома.

Вправа 6. Складіть електронну схему утворення однієї формульної одиниці барій хлориду BaCl₂ та кальцій оксиду СаО.

Вправа 7. Визначте і вкажіть у наведених формулах речовин ступені окиснення елементів:

F₂, I₂, K₂S, ZnO, KBr, Fe₂O₃, N₂O₃, Na₂CO₃, LiNO₃,

CsOH, Na₂SO₃, KHCO₃, Sr (OH)₂, Fe₂ (SO₄ )₃, Cr (NO₃ )₃.

4.  Самостійна робота

1. Визначте вид хімічного зв’язку й складіть формули сполук:

а) Силіцію з Хлором;

б) Нітрогену з Гідрогеном;

в) Карбону з Флуором;

г) простої речовини — йоду.

Дайте їм назви.

2. Зобразіть електронні схеми будови:

а) молекул брому й гідроген сульфіду;

б) сполук Фосфору з Гідрогеном і Оксигену з Флуором.

Укажіть тип хімічного зв’язку.

3. Складіть формули водневих сполук елементів 3-го періоду, розташуйте їх в один горизонтальний ряд і поясніть, як змінюється характер зв’язку в цьому ряді зліва направо. 
Чому відбуваються ці зміни?

Домашнє завдання:

ü  Опрацювати §8  с.46-48;

ü  Виконати завдання.

Урок 29                                                                                Дата: 06.04.2020

Тема: Узагальнення знань з теми «Хімічний зв'язок і будова атома»

Тестова робота

1. Хімічний зв'язок під час утворення якого відбувається зміщення спільних електронних пар, називають ковалентним

    а) полярним                                б) неполярним

2. Позитивно зарядженими частинками є:

    а) катіони                                    б) аніони

3. Летка сполука Карбону з Гідрогеном має кристалічні ґратки:

    а) атомні                                      б) йонні               в) молекулярні

4. У молекулі хлору валентність і ступінь окиснення атомів Хлору відповідно дорівнюють

   а) І, +1           б) 0, 0               в) VII, +1           г) I, -1                д) I, 0

5. Найвищий ступінь окиснення атоми Сульфуру мають у сполуках

    а) Na₂SO₃          б) SO₃             в) H₂SO₄             г) SO₂            д) H₂S

6. Процесу окиснення відповідає запис:

       а) 2H⁺¹ + 2е  H₂⁰                      б) Ca^{0 –} 2е  Ca⁺²

7. У молекулі вуглекислого газу СО₂ хімічний зв’язок:

     а) Йонний                                    б) Полярний ковалентний

     в) металічний                               г) Неполярний ковалентний

8. В алмазі кристалічні ґратки:

     а) атомні                    б) йонні              в) молекулярні                        

9. Охарактеризувати за положенням у періодичній системі Натрій.

10. Визначте ступінь окиснення атомів елементів у сполуках:

а) Al(OH)₃              б) P₂O₅               в) H₂SO₃              г) Mg₃(PO₄)₂

11. Розв’яжіть задачу:

Яка маса Алюміній оксиду утвориться внаслідок розкладу 23,4 г алюміній гідроксиду?

12. Допишіть рівняння хімічних реакцій:

а) Zn + H₂SO₃ →                        б) К₂О + H₂О →

в) Na₂О + SO₃ →                               г) Са(ОН)₂ + HCl →

Урок  30                                                                                  Дата: 08.04.2020

Тема: Оборотні та необоротні хімічні процеси. Хімічна рівновага. 

            Принцип Ле Шатальє.

1. Які вам відомі типи хімічних реакцій за кількістю вихідних речовин та продуктів реакції?

2. Чим відрізняються реакції сполучення від реакцій розкладу?

3. Чим відрізняються реакції заміщення та обміну?

4. Яка з реакцій  - сполучення, розкладу, заміщення або обміну – завжди є окисно – відновною?

5. Чим відрізняються екзотермічні реакції від ендотермічних?

6. Чим відрізняються гомогенні реакції від гетерогенних?

7. Наведіть приклади каталітичних реакцій, які ви вивчали в курсі органічної хімії?

За напрямом перебігу реакції поділяють на оборотні й необоротні. Під час вивчення електролітичної дисоціації ви ознайомилися з реакціями електролітів у розчинах, які завершуються повним перетворенням реагентів на продукти.

Пригадайте умови, за яких хімічні реакції відбуваються.

До них належать реакції, що відбуваються з випаданням осаду, виділенням газу, утворенням води або іншої малодисоційованої речовини (води).

Усі попередні реакції взаємодії металів з кислотами, кислот з лугами, металів з неметалами, є необоротними, оскільки з отриманих продуктів не можна добути реагенти. Про такі реакції кажуть, що вони відбуваються в одному напрямі.

Отже, хімічні реакції, що відбуваються в одному напрямі до повного перетворення вихідних речовин у продукти реакції, називають необоротними.

Наприклад, проведемо дослід взаємодії натрій карбонату з розчином оцтової кислоти.

Дослід 1. Взаємодія натрій карбонату з розчином оцтової кислоти. У пробірку насиплемо порошок натрій карбонату й доллємо розчин оцтової кислоти:

Na₂CO₃ + CH₃COOH → CH₃COOH + CO₂↑ + H₂O

       Реакція припиниться тоді, коли один із реагентів витратиться повністю. Добути натрій карбонат і оцтову кислоту з утворених продуктів практично неможливо.

       Отже, ця реакція необоротна, бо під час її перебігу забезпечуються дві умови: виділився газ й утворилась вода.

       Дослід 2. Реакція розкладу амоній хлориду. Насиплемо кристали амоній хлориду масою 2,5-3 г у велику пробірку. Отвір пробірки закриємо корком із скловати й нагріватимемо вміст пробірки. Амоній хлорид розкладається з утворенням амоніаку та гідроген хлориду. Згодом у верхній частині пробірки збирається густий дим, що свідчить про взаємодію утворених продуктів між собою. Продуктом реакції є сіль амоній хлорид.

       Отже, у пробірці одночасно відбуваються дві реакції: пряма — розклад амоній хлориду та зворотна — утворення вихідної речовини.

       Хімічні реакції, які одночасно відбуваються у двох протилежних напрямах (прямому й зворотному), називають оборотними.

       У рівняннях оборотних реакцій замість знака «=» ставлять дві стрілки, спрямовані в протилежних напрямах.

       Оборотною є реакція взаємодії водню з йодом. Відкрийте підручники на ст.50. Утворення молекул гідроген йодиду — це пряма реакція, а розклад утвореного продукту на водень і йод  — зворотна.

         Вивчаючи кристалогідрати, ви ознайомилися з оборотною реакцією, яка відбувається під час сильного нагрівання мідного купоросу. Утворюється безводна сіль купрум(ІІ) сульфат. Зневоднюючись, кристалогідрат змінює забарвлення. Утворена безводна сіль має білий колір. Але якщо до неї додати кілька крапель води, то забарвлення зміниться на попереднє. Пряму й зворотну реакцію подамо таким рівнянням:

CuSO₄ ^. 5H₂O ↔ CuSO₄ + 5H₂O

       Пригадайте, де використовується мідний купорос? (Найбільше поширення мідний купорос отримав у садівництві. Його використовують шляхом обприскування на садових і городніх ділянках для профілактики і позбуття значного переліку хвороб. Також він підходить для боротьби зі шкідниками, як антисептик, що добре справляється з цвіллю та гниллю конструкцій з деревини).

       Оборотні реакції відбуваються в природі. Під час грози температура в зоні електричного розряду становить 2000 °С, унаслідок чого азот і кисень, що містяться в повітрі, взаємодіють між собою. Утворюється нітроген(ІІ) оксид. Однак продукт цієї реакції є нестійкою речовиною й легко розкладається на реагенти. Ці процеси відображає таке рівняння:

N₂ + O₂ ↔ 2NO

Розглянемо швидкість протікання прямої та зворотної реакції.

Спочатку швидкість прямої реакції максимальна. Чому? (бо на початку реакції концентрація вихідних речовин найбільша)

З часом швидкість прямої реакції сповільнюється. Чому? (зменшується концентрація вихідних речовин)

Швидкість зворотної реакції спочатку мінімальна. Чому? (концентрація продуктів реакції мала)

З часом швидкість зворотної  реакції зростає. Чому? (збільшується концентрація продуктів реакції)

Настає такий час, коли швидкість прямої реакції дорівнює швидкості зворотної реакції. Говорять: настає хімічна рівновага.

Хімічна рівновага – стан системи, за якого швидкість прямої реакції дорівнює швидкості зворотної реакції.

Після досягнення стану хімічної рівноваги реакції не припиняються, вони продовжуються, але ніяких змін у реакційній системі непомітно. Тому рівновагу називають динамічною.

Зміщення хімічної рівноваги.

У хімічній промисловості досить велика кількість оборотних реакцій становить основу виробництва промислово важливих речовин. Це виробництво амоніаку, сульфатної та нітратної кислот, поліетилену, переробка жирів. Тому виникає потреба у зміщенні рівноваги в бік утворення продуктів реакції і виникає потреба керувати оборотними реакціями.

Як змусити реакцію відбуватися в тому напрямку,  щоб утворювалися в максимальній кількості ті речовини, які необхідні виробництву? 

Зміщення хімічної рівноваги досягають зміною температури, концентрації реагентів, тиску (для газуватих речовин). Проте минає час і швидкості прямої та зворотної реакцій знову зрівнюються – встановлюється нова хімічна рівновага.

Стан хімічної рівноваги може зберігатися за незмінних умов як завгодно довго, але при зміні умов рівновага зміщується.

У 1882 р. француз Анрі Луї Ле Шательє виявив закономірності впливу зовнішніх умов на рівновагу оборотних реакцій. Він сформулював загальний принцип зміщення хімічної рівноваги, який названий на його честь  принципом  Ле Шательє:  якщо на систему, що перебуває в стані хімічної рівноваги, чиниться який – небудь вплив (змінюється тиск, концентрація або температура), то цей вплив сприяє перебігу тієї з двох протилежних реакцій, що послаблює його.

Спершу вважалося, що принцип Ле Шательє можна застосовувати до простих фізичних і хімічних систем. Подальші дослідження показали можливість застосування принципу Ле Шательє і до таких великих систем, як популяції, екосистеми, і навіть до біосфери. Так, наприклад, принципу Ле Шательє підпорядковується екосистема Світового океану. Його біота поглинає до половини вуглекислого газу атмосфери і тим самим компенсує підвищене надходження антропогенного вуглекислого газу. Але біота суходолу вже виведена зі стану, коли вона підпорядковувалася цьому принципу, і в наш час наземні екосистеми в сумі виділяють більше вуглекислого газу, ніж в доантропогенну еру (більше 2,5 млн років тому)

А як ви думаєте, чи діє принцип Ле Шательє в організмі людини?

Чому, коли ми вживаємо кислі фрукти, соки чи п’ємо мінеральну воду з гідролічно лужними катіонами, при засвоєнні їх у шлунково – кишковому тракті, рН крові не змінюється?

З біології 8 класу вам відомо, що людський організм – це біологічна система, у якій діють всі фізико – хімічні закони природи. Кров людини є буферним розчином, що працює за принципом Ле Шатеьє: при вживанні кислих продуктів дія буферної системи направлена на зниження кислотності, при надходженні лужних катіонів – на зниження лужності. Ця система забезпечує гомеостаз організму людини.

1.Зміна температури: підвищення температури сприяє зсуву рівноваги в бік ендотермічної реакції; зменшення температури сприяє зсуву рівноваги в бік екзотермічної реакції. Якщо в термохімічному рівнянні вказано тепловий ефект, то це вказано тепловий ефект прямої реакції.

Наприклад, N₂ + O₂ ↔ 2NO ∆H ≥ 0. У даному випадку реакція утворення нітроген (ІІ) оксиду є ендотермічною, тоді як зворотна до неї – реакція утворення азоту і кисню з нітроген (ІІ) оксиду – є екзотермічною.

Отже, для зсуву рівноваги в бік екзотермічної реакції треба зменшувати температуру, а для зміщення рівноваги в бік ендотермічної реакції треба збільшувати температуру.

2.Зміна концентрації: збільшення концентрації вихідних речовин сприяє зсуву рівноваги в бік продуктів реакції, зменшення концентрації вихідних речовин сприяє зсуву рівноваги в бік вихідних речовин.

Дослід 3. Досліджуємо реакцію:

FeCl₃ + 3NH₄SCN ↔ Fe(SCN)₃ + 3NH₄Cl

Fe(SCN)₃ забарвлено в криваво – червоний колір, інші речовини – безбарвні чи слабкозабарвлені, тому зміна концентрації Fe(SCN)₃ позначиться на зміні забарвлення розчину. Це дозволяє спостерігати за зсувом рівноваги. До 20 мл дистильованої води додаємо 1,5 мл розчину FeCl₃ і 0,5 мл розчину NH₄SCN. Отриманий розчин налийте у 4 пробірки і додайте: в першу – насичений розчин FeCl₃, у другу - насичений розчин NH₄SCN, у третю – кристалічний NH₄Cl. Четверта пробірка – контроль. Порівнюючи інтенсивність забарвлення з кольором розчину в контрольній пробірці й використовуючи правило Ле Шателье, поясніть зміну забарвлення розчинів.

2. Зміна тиску: впливатиме за умови, що в реакцію вступають гази й об’єми цих газів у процесі реакції змінюються. При підвищенні тиску рівновага зміщується в бік тих речовин, що займають менший об’єм (враховується об’єм лише газів). При зниженні тиску рівновага зміщується в бік речовин, що займають більший об’єм. Якщо об’єми газоподібних речовин в оборотній реакції не змінюються, то зміна тиску не впливає на стан хімічної рівноваги.

N_2(г) + 3H_2(г) ↔ 2NH_3(г)

У реакції відбувається зменшення об’ємів, отже, для зміщення рівноваги в бік амоніаку треба збільшити тиск.

N₂ + O₂ ↔ 2NO

У даній реакції тиск не впливає на рівновагу, тому що не відбувається зміни об’ємів.

Способи зміщення рівноваги у бажаному напрямку, що базуються на принципі Ле Шательє, відіграють неабияку роль у хімічному виробництві, бо дають можливість добувати з меншими затратами різноманітні речовини.

Тренувальна вправа.

1. Як підвищення температури впливає на оборотні реакції?

а) 2SO₃ ↔ 2SO₂ + O₂ – Q                б) 2CO + O₂ ↔ 2CO₂ + Q

2. Як зменшення тиску впливає на оборотні реакції?

а) 2SO₃ ↔ 2SO₂ + O₂ – Q                б) 2CO + O₂ ↔ 2CO₂ + Q

3. Як збільшення концентрації вихідних речовин впливає на зміщення рівноваги в бік вихідних речовин?

а) 2SO₃ ↔ 2SO₂ + O₂ – Q                б) 2CO + O₂ ↔ 2CO₂ + Q

Домашнє завдання:

ü  Опрацювати поданий матеріал, скласти короткий конспект;

ü  Опрацювати §9,10 с. 50-59, виконати завдання 1-5 с.54,59

ü  Виконати тренувальні вправи;

ü  Розв’язати задачу*.

Під час кип’ятіння води в чайнику з’являється карбонатна плівка, яка поступово стає товстішою. Запропонуйте доступний спосіб очищення чайника від кальцій і магній карбонатів за участю реакцій обміну. Напишіть рівняння реакцій. Укажіть тип реакцій щодо напряму перебігу.

Урок 31                                                                               Дата: 13.04.2020

Тема: Гідроліз солей.

 
 
 

Урок 32.                                                                      Дата: 15.04.2020

Тема: Поняття про гальванічний елемент як джерело електричного струму.

       Урок 33                                                              Дата: 22.04.2020

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

Урок  34                                                                   Дата: 27.04.2020

Тема: Тренувальні вправи

Тестові завдання 

1. (ЗНО 2015) Камфора — легкоплавка летка рідина з характерним запахом. Вона є компонентом мазей для розтирань. Укажіть тип кристалічної ґратки камфори:

а) металічні; б) йонні;     в) молекулярні; г) атомні.

2. (ЗНО 2016) У якому рядку записані формули лише йонних сполук?

a) NH₄C1, НС1, H₂S;       б) NaCl, Na₂O, K₂S;            

в) NaF, SiO₂, CH₄;           г) HF, NH₃, KBr.

3. (ЗНО 2017) Укажіть формулу речовини, хімічні зв’язки в якій більш полярні порівняно зі зв’язками в молекулах інших речовин, формули яких наведено:

      a) H₂S;                          б) Н₂О;          в) СН₄;           г) NH₃.

4. Нафтален — летка, з характерним запахом кристалічна речовина. Її температура плавлення близько 80 °С. Укажіть тип кристалічних ґраток:

 а) йонні;               б) атомні;       в) металічні;                г) молекулярні.

5. (ЗНО 2018) У якому рядку записані формули лише йонних сполук?

а) К₂О, KOH, КС1;          б) КС1, СС1₄, СН₄;       

в) Na₂S, SO₃, H₂S;            г) Na₂O, РН₃, HBr.

Окисно-відновні реакції 

Скласти електронний баланс, визначити окисник та відновник, процеси окиснення та відновлення, розставити коефіцієнти:

(ЗНО 2014) KMnO₄ + НС1 = КС1 + МпС1₂ + С1₂ + Н₂О

(ЗНО2015) CuS + HNO₃ =Cu(NO₃)₂+S + NO + H₂O

(ЗНО 2016) NH₃ + OF₂ = N₂ + HF + H₂O

(3HO 2017) PbO₂ + Cr₂ (SO₄ )₃ + H₂O = PbSO₄ + H₂CrO₄

(3HO 2018) SO₂ + KMnO₄ + H₂O = H₂SO₄ + MnSO₄ + K₂SO₄

Задачі на вихід

(ЗНО 2014 Пробне) Обчисліть масу (г) етанолу, потрібного для синтезу етилетаноату масою 176 г, якщо відносний вихід естеру складає 92 %.

(ЗНО 2012 Пробне) Нітруванням бензену масою 156 г одержано нітробензен масою 185,4 г. Обчисліть відносний вихід (%) нітробензену.

(ЗНО 2010 Пробне) Надлишком нітратної кислоти подіяли на амоніак об’ємом 5,6 л (н. у.). Під час хімічного процесу утворилася сіль амонію масою 16 г. Яку масову частку у % це становить від теоретично можливого.

Хімічна рівновага

Як вплине на зміщення хімічної рівноваги збільшення тиску, зменшення температури і збільшення концентрації вихідних речовин у реакції?

4NH₃ + 5О₂ <=> 4NO + 6Н₂О

Домашнє завдання:

ü  Виконати завдання;

ü  Опрацювати §14 с. 73-74.

Урок 35                                                                        Дата: 29.04.2020

Тема: Контрольна робота з теми «Хімічні реакції»

Тестова робота

1. Позначте правильне твердження щодо принципу Ле-Шательє

А збільшення концентрації однієї з речовин у рівноважній системі зміщує рівновагу таким чином, щоб максимально її витратити

Б збільшення концентрації однієї з речовину рівноважній системі зміщує рівновагу таким чином, що її концентрація ще додатково збільшується

В підвищення тиску в рівноважній системі зміщує рівновагу в бік збільшення сумарного об’єму

Г підвищення температури в рівноважній системі зміщує рівновагу в бік екзотермічної реакції

2. Укажіть рівняння оборотних реакцій, рівновагу яких можна зміщувати у бік утворення продуктів реакції за допомогою збільшення тиску

А Н_{2 +} І₂ ↔ 2НІ                                         Б 3О₂↔2О₃

В С₂Н₄ + Н₂ ↔ С₂Н₆                                Г СО+Н₂О ↔ СО₂ +Н₂

3. Укажіть назву речовини, у водному розчині якої колір універсального індикаторного папірця змінився на синій

А натрій хлорид             Б натрій карбонат        

В ферум(ІІІ)хлорид              Г цинк сульфат

4. Позначте речовини, при взаємодії яких утворюється осад

А цинк гідроксид та натрій гідроксид            

Б натрій нітрат та калій хлорид

В кальцій карбонат та нітратна кислота                                

Г натрій хлорид та аргентум нітрат

5. Під час отруєння чадним газом потерпілого потрібно вивести на свіже повітря для знешкодження отруйної дії цієї речовини. Реакція відбувається за схемою 

HHbO₂ + СО↔HHbСO + О_2. 

Визначте за принципом Ле -Шательє, в сторону якого хімічного процесу зміститься хімічна рівновага при збільшенні концентрації кисню.

А   одночасно у двох напрямках                    Б   оборотного            

В   не зміститься взагалі                                 Г   прямого

6. Проаналізуйте твердження. Чи є проміж них правильні.

І. Позитивно заряджений електрод гальванічного елемента називається анод.

ІІ. Під час роботи гальванічного елемента катод розчиняється.

А обидва правильні                                    Б правильне тільки І

В немає правильних                                   Г правильне тільки ІІ

7. Установіть відповідність між явищем, що свідчить про перебіг хімічної реакції та її реагентами

Явище	Реагенти
1 утворення осаду	А натрій хлорид і калій сульфат
2 виділення газоподібної речовини	Б натрій сульфат і барій хлорид
3 утворення малодисоційованої речовини	В ортофосфатна кислота і натрій гідроксид
4 реакція не відбувається	Г калій карбонат і хлорид на кислота
	Д натрій гідроксид і калій хлорид

8. Установіть відповідність між типами і схемами хімічних реакцій

Типи хімічних реакцій 1  розкладу, окисно-відновна 2  сполучення, окисно-відновна 3  розкладу, без зміни ступенів окиснення 4  сполучення, без зміни ступенів окиснення

Схеми хімічних реакцій А  Ca + Cl2 → CaCl2 Б  NH3 → N2 + H2 В  CaCO3 → CaO + CO2 Г  Na + H2O → NaOH + H2 Д  BaO + H2O → Ba(OH)2

9. Запропонуйте способи зміщення рівноваги оборотної реакції

3СuO_{(тв.) +} NH_3(г) ↔3Cu_(тв..)  + N_{2 (г.)} + 3Н₂О _(г.) у напрямку прямої реакції

10. Взаємодією залізі з хлоридною кислотою 200 г  з масовою часткою гідроген хлориду 18,25% добули водень об’ємом 10 л . Обчислити вихід продукту реакції газоподібної речовини.



Урок 36                                                                       Дата: 04.05.2020
Тема: Неметали. Загальна характеристика неметалів.

Урок 37                                                                           Дата: 06.05.2020

Урок 38                                                                   Дата: 12.05.2020

Тема: Окисні та відновні властивості неметалів. Застосування неметалів.

-Де в періодичній системі хімічних елементів Д. І. Менделєєва розміщені неметали?

-Яка будова атомів неметалічних елементів?

-Як змінюються неметалічні властивості по групах і періодах періодичної системи? Чому?

-Чи можна стверджувати, що неметалічних елементів стільки ж, скількі і неметалічних елементів?

-Що таке алотропія?

-Які алотропні модифікації характерні для неметалічних елементів?

-Назвіть неметали — гази, рідини, тверді речовини.

-Що таке сублімація?

-Що таке адсорбція?

На вашу думку, у хімічних реакціях неметали будуть окисниками, відновниками, чи і окисниками, і відновниками водночас?

Так, і окисниками, і відновниками. У хімічних реакціях з металами вони завжди окисники. З неметалами можуть бути і окисниками, і відновниками

 І. Взаємодія неметалів з металами

Водень з металами утворює сполуки, які називаються гідриди. Ступінь окиснення Гідрогену в цих сполуках --   -1.       2К + Н₂ =2КН

Кисень з металами утворює оксиди, пероксиди, надпероксиди та озоніди:

4Li + O₂ =2 Li ₂О літій оксид                                         2Na + O₂ =Na₂O₂ натрій пероксид

К + 0₂ = КО₂ калій надпероксид                                    К + О₃=КО₃ калій озонід

3Fe + 2О₂ = Fe₃O₄ залізна ожарина (змішаний оксид)

Хлор взаємодіє з металами з утворенням хлоридів (аналогічно реагують інші галогени, утворюючи флуориди, броміди та йодіди).

2Fe + ЗС1₂ = 2FeCl₃     ферум (ІІІ) хлорид

Сірка з металами утворює сульфіди. За кімнатної температури із сіркою реагує ртуть, утворюючи меркурій (ІІ) сульфід.   Hg + S = HgS

Азот із більшістю металів реагує при нагріванні з утворенням нітридів     6Li + N₂ =2Li₃N

Фосфор також реагує з металами при нагріванні з утворенням фосфідів.  3Mg + 2Р = Mg₃P₂

Вуглець утворює карбіди з металами.  Са + 2С = СаС₂ кальцій карбід     

                                                                 4А1 + ЗС = А1₄С₃ алюміній карбід

Кремній з металами утворює силіциди.   Mg + Si = Mg₂Si

II. Взаємодія неметалів між собою

Водень реагує з більшістю неметалів, а саме:

·         взаємодія з галогенами:

Н₂ + F₂ = 2HF (флуороводень) — реакція супроводжується вибухом;

Н₂ + С1₂ = 2НС1 (хлороводень) — ініціатором реакції є світло, тому її називають фотохімічною та ланцюговою;

Н₂ + Вг₂ = 2НВг (бромоводень) — реакція відбувається при нагріванні;

Н₂ +І₂ = 2НІ (йодоводень) — реакція відбувається при сильному нагріванні;

·         взаємодія з киснем: 2Н₂ +О₂ =2Н₂О (суміш двох об’ємів водню та одно­го об’єму кисню називається «гримучою»), водень є найбільш екологіч­но чистим видом палива;

·         взаємодія із сіркою Н₂ + S = H₂S (гідроген сульфід, сірководень, розчин сірководню у воді називається сульфідною кислотою);

·         взаємодія з азотом: N₂ +ЗН₂ =2NH₃ (амоніак), реакція каталітична (ка­талізатор Fe);

·         взаємодія з фосфором: Н₂ + Р = РН₃ (фосфін);

·         взаємодія з вуглецем: С + 2Н₂ =СН₄ (метан);

·         взаємодія з кремнієм: Si + 2H₂=SiH₄ (силан).

Кисень:

·         із сіркою S + O₂ = SO₂ сульфур(ІУ) оксид; сірчистий газ;

·         з фосфором: 4Р+ 5О₂ (надлишок) = 2Р₂О₅ (фосфор(У) оксид);

                                  4Р + ЗО₂ (нестача) = 2Р₂О₃ (фосфор(ІІІ) оксид);

·         з азотом N₂ +О₂ (2000 °С) = 2NO нітроген(ІІ) оксид;

·         з вуглецем С + О₂ (надлишок) = СО₂ карбон(ІУ) оксид (вуглекислий газ); 2С + О₂ (нестача) = 2СО карбон(ІІ) оксид (чадний газ);

·         з кремнієм Si + О₂ = SiO₂ .

Хлор:  2Р + ЗС1₂ = 2РС1₃ (фосфор(ІІІ) хлорид) — нестача хлору;

            2Р + 5С1₂ = 2РС1₅ (фосфор(У) хлорид — надлишок хлору;

Сірка:

·         з киснем: S + O₂=SO₂ сульфур(ІУ) оксид;

·         з вуглецем: C + 2S = CS₂ сірковуглець.

Азот:   N₂ + О₂ = 2NO (t = 2000 °С)      N₂ + ЗН₃

Крім того, що неметали реагують з простими речовинами, вони активно вступають у реакції зі складними. Пригадайте, які основні класи неорганіч­них сполук існують. Саме з цими класами речовин ми простежимо, як реагу­ють неметали.

1.      Оксиди

·         Водень відновлює метали з їх оксидів: СиО + Н₂ = Си + Н₂О

·         Вуглець (кокс) аналогічно може відновлювати метали з їх оксидів: FeO + С = Fe + CO

·         Кисень 2СО + О₂ = 2СО₂ (карбон діоксид); 2SO₂ + О₂ = 2SO₃ (сульфур три­оксид).

2.      Кислоти

·         Галогени: С1₂ + 2HBr = 2НС1 + Вг₂

·         Кисень: 2H₂S + 3O₂ (надлишок) = 2H₂O + 2SO₂T;

                          2H₂S + О₂ (нестача) = 2Н₂О + 2S і

·         Сірка: S + 2H₂SO₄(koh4.) = 3SO₂ + 2H₂O;

                        S + 6HNO₃ (конц.) = H₂SO₄ + 6NO₂ + 2Н₂О

·         Фосфор: 2Р + 5H₂SO₄ (конц.) = 5SO₂ + 2Н₃РО₄ + 2Н₂О;

                              Р + 5HNO₃ (конц.) = Н₃РО₄ + 5NO₂ + Н₂О

·         Вуглець: C + 2H₂SO₄(koh4.) = 2SO₂T + СО₂?+2Н₂О;

                            С + 4HNO₃ (конц.) = СО₂? + 4NO₂T +2Н₂О

3.      Луги

·         Галогени: ЗС1₂ + 6К0Н = 5КС1 + КСЮ₃ + ЗН₂О

·         Сірка: 3S + 6К0Н = 2K₂SO₃ + K₂S + ЗН₂

·         Кремній Si + 2К0Н + Н₂О = K₂SiO₃ + 2Н₂Т

4.      Солі

·         Кисень: 2CuS + ЗО₂ = 2CuO + 2SO₂

·         Галогени: С1₂ + 2KBr = 2КС1 + Вг₂

Застосування неметалів.

Водень застосовується як ракетне паливо та як охолоджувач, оскільки має найвищу теплопровідність з усіх газів; як паливо для легкових і вантажних автомобілів. Водневі двигуни не забруднюють навколишнє середовище і виділяють тільки водяну пару. Перспективним напрямком є використання рідкого водню як палива для двигунів нового типу, так званих паливних елементів. У США та в Європі вже існують водневі заправні станції, які забезпечують воднем автомобілі та автобуси, що на ньому працюють. Водень використовується при виробництві метанолу, мила і пластмас, при синтезі амоніаку NH₃, хлороводню НС1, метанолу СН₃ОН, як відновник для отримання деяких металів.

Кисень повітря має надзвичайно важливе значення для процесів горіння. Спалюючи різні види палива, одержують тепло, яке використовують для за­мислення найрізноманітніших потреб, у тому числі для перетворення його на механічну і електричну енергію. За участі кисню повітря згоряє паливо на теплоелектростанціях, пальне у двигунах автомобілів, випалюють металічні руди на заводах кольорової металургії. Використовується для зварювання та різання металів. У медицині його застосовують тому, що він може відшкодовувати дефіцит кисню в тканинах організму при гіпоксії (недостатнього постачання тканин киснем або порушення його засвоєння). Інгаляціями (вдиханням) кисню широко користуються при різних захворюваннях, що супроводжуються гіпоксією (нестачею кисню): при захворюваннях органів дихання (пневмонія, набряк легень тощо), серцево-судинної системи (серцева недостатність, коронарна недостатність, різке зниження артеріального тиску тощо), отруєннях чдним газом, синильною кислотою, задушливими речовинами. В анестезіологічній практиці кисень широко застосовується в суміші з інгаляційними наркотичними анальгетиками. Чистим киснем і сумішшю його з вуглекислотою користуються при ослабленні дихання в післяопераційному періоді, при інтоксикаціях тощо. Широко користуються киснем для так званої гіпербаричної оксигенації — застосування кисню під підвищеним тиском. Чистим киснем користуються для дихання також льотчики при високих польотах, водолази, на підводних човнах тощо. Кисневі подушки застосовують при деяких захворюваннях для полегшення дихання.

Кисень широко застосовується для інтенсифікації хімічних та металургії них процесів. Чистий кисень використовують, зокрема, при виробництві сульфатної і нітратної кислот, синтетичного метилового спирту СН₃ОН та інші хімічних продуктів, а також у тепличному господарстві, для виготовлення кисневих коктейлів, для збільшення маси тварин, для збагачення киснем водного середовища в рибництві.

Окисником для ракетного палива є рідкий кисень, гідроген пероксид, нітратна кислота та інші багаті киснем сполуки.

Фтор використовують як окисник ракетного палива.

Хлор. У техніці хлор застосовується дуже широко. Використовують у виробництві хлорорганічних сполук (наприклад, вінілхлориду, хлоропренової каучуку, дихлоретану та ін.), барвників, лікарських та інших речовин, для відбілювання тканини, паперу, дезінфекції тощо.

Значні його кількості використовують для виробництва хлоридної кислоти НС1, хлорного вапна Са(ОС1)С1. Застосування хлору для знезараження (хлорування) питної води в наш час намагаються обмежити й замінити озонуванням, але на сьогодні воно є основним у більшості країн, у тому числі Україні. У металургії хлор застосовують для хлорування руд для одержання цілого ряду кольорових і рідкісних металів — титану, ніобію, танталу та інших — у вигляді їх хлоридів, з яких потім електролізом одержують чисті метали.

Бром використовують у фотографії (як світлочутлива речовина), медицині (як заспокійливий засіб), виробництві барвників, виробництві зброї (у часи Першої світової війни для виробництва бойових отруйних речовин), у техніці (як потужний окисник ракетного палива, як інсектициди і пестициди), у нафтовидобутку тощо.

Йод. Як антисептик — використовують 5 % спиртовий розчин йоду.

Фотографія, виробництво барвників, освітлення, акумулятори.

Сірка широко застосовується в різних галузях господарства, переважно у хімічній промисловості для виробництва сульфатної кислоти H₂SO₄ (майже половина сірки, що добувають у світі), сірковуглецю CS₂, деяких барвників інших хімічних продуктів. Значні кількості сірки споживає гумова промисловість для вулканізації каучуку, тобто для перетворення каучуку на гуму. Сірку використовують у хімічній промисловості при виробництві фосфатної, хлоридної та інших кислот, у гумовій промисловості, виробництві барвників, димного пороху тощо. Самородну сірку використовують у сільському господаре (інсектициди, мікродобрива, як дезінфекційний засіб у тваринництві).

Азот. Основним напрямком застосування газоподібного азоту є безпосереднє використання його для синтезу сполук Нітрогену через їх надзвичайно широке використання в хімії (неможливо навіть перелічити всі галузі, де дістав застосування речовини, що містять азот). Це індустрія добрив, вибухових речовин, барвників, медикаментів та ін.

Фосфор. У практиці застосовується переважно червоний фосфор, головні чином у сірниковому виробництві. У суміші з товченим склом і клеєм червоний фосфор наносять на бічні поверхні сірникових коробок. До складу голові сірників фосфор не входить.

Вуглець. Деревне вугілля має здатність адсорбувати (поглинати) на свої поверхні різні гази і деякі речовини з розчинів. Адсорбція відбувається поверхнею вугілля, тому воно здатне поглинати (адсорбувати) тим більшу кількість речовин, чим більша його сумарна поверхня, тобто чим більше воно подріб­нене або пористе. Пористість, а разом з тим і адсорбційна здатність деревного вугілля різко збільшується при попередньому нагріванні в струмені водяної пари. При цьому пори вугілля очищаються від смолистих речовин, і його внутрішня поверхня дуже збільшується. Таке вугілля називається активованим. Активоване деревне вугілля широко використовують у цукровому виробництві для очищення цукрового сиропу від домішок, що надають йому жовтого  забарвлення, у спиртовому виробництві для очищення винного спирту від сивушних олій, у деяких виробництвах для вловлювання парів цінних летких речовин — бензину, ефіру, сірковуглецю, бензену тощо з наступним їх видаленням при нагріванні. У Першу світову війну активоване вугілля за пропозицією академіка М. Д. Зелінського було застосовано у протигазах для захисту органів дихання від отруйних газів, зокрема від хлору, який німці застосува­нь з 1915 р. проти французьких військ.

Активоване вугілля як адсорбент застосовується і в сучасних протигазах. Графіт використовується в олівцевій промисловості, але в суміші з глиною, для зменшення його м’якості. Також його використовують як мастило при особливо високих або низьких температурах. Його неймовірно висока температура плавлення дозволяє робити з нього тиглі для заливки металів. Здатність графіту проводити електричний струм також дозволяє виготовляти з нього високоякісні електроди. Алмаз, завдяки винятковій твердості, незамінний абразивний матеріал. Алмазне напилення мають шліфувальні насадки бормашин. Крім цього, ограновані алмази — діаманти — використовуються як дорогоцінне каміння в ювелірних прикрасах. Завдяки рідкісності, високим декоративним якостям і збігу історичних обставин діамант незмінно є найдорожчим  дорогоцінним каменем. У фармакології та медицині широко використовуються різні сполуки Карбону — похідні вугільної кислоти та карбонових кислот, різні гетероцикли, полімери та інші сполуки. Так, карболен (активоване вугілля) застосовується для абсорбції та виведення з організму різних токсинів; графіт (у вигляді мазей) — для лікування шкірних захворювань; радіоактивні ізотопи Карбону — для наукових досліджень (радіовуглецевий аналіз).

Кремній. Силіцій застосовується головним чином для виробництва різних сплавів. Так, залізо з добавкою 4 % силіцію має здатність швидко намагнічуватись і розмагнічуватись. З нього виготовляють електричні трансформатори. Сталь з умістом 15-20 % силіцію є кислотостійкою і йде на виготовлення хімічної апаратури. Сплав міді з 4-5% силіцію застосовується у машинобудуванні. Кремній широко застосовують як напівпровідниковий матеріал в електронній радіотехнічній промисловості. Але для цього він повинен бути найвищої чистоти. Серед штучно одержуваних сполук Силіцію, які застосовуються в практиці слід відмітити карбід Силіцію, або карборунд SiC, який одержують прожарюванням в електропечах діоксиду Силіцію з надлишком коксу:

SiO₂ + ЗС = SiC + 2СО

 Карборунд за своєю твердістю мало поступається алмазу, його використовують як абразивний матеріал для виготовлення точильних та шліфувальних кругів, брусків тощо.

Тренувальні вправи.

1. (ЗНО 2007) Укажіть речовину, з якою водень реагує як окисник:

а)    хлор;   б) азот;           в) натрій;       г) кисень.

2. Позначте співвідношення мас йоду та розчинника в дезінфікуючому засобі «Йод, розчин для зовнішнього застосування спиртовий, 5 % »:

а)    5 до 20;           б) 1 до 19;      в) 1 до 25;      г) 2 до 18.

Домашнє  завдання:

ü  Опрацювати поданий матеріал та скласти короткий конспект;

ü  Опрацювати § 17 с. 88-92, виконати завдання 1-5 с.92;

ü  Виконати тренувальні вправи.

Урок 39                                                                        Дата:13.05.2020

Тема: Тренувальні вправи.

Тестування

1. Алотропія — це здатність:

      а)  твердої речовини поглинати своєю поверхнею гази;

      б)  атомів одного хімічного елемента утворювати декілька простих речовин;

      в)  атомів одного хімічного елемента утворювати декілька складних речовин;

      г)  атомів одного хімічного елемента не утворювати декілька простих речовин.

2. Адсорбція — це здатність:

     а)  твердої речовини поглинати своєю поверхнею гази;

     б)  атомів одного хімічного елемента утворювати декілька простих речовин;

     в)  атомів одного хімічного елемента утворювати декілька складних ре­човин;

     г)  атомів одного хімічного елемента не утворювати декілька простих ре­човин.

3. Неметалічними є хімічні елементи, у яких:

    а)  на зовнішньому енергетичному рівні є 1-2 електрони;

   б)  є здатність лише віддавати електрони під час хімічних реакцій;

   в)  є здатність утворювати прості речовини, які перебувають лише у твердому агрегатному стані;

   г) на зовнішньому енергетичному рівні є 4-7 електрони.

4. Неметалічні властивості по періоду:
а) збільшуються, тому що зменшується кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні;

б)  зменшуються, тому що зменшується кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні;

в) збільшуються, тому що збільшується кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні;

г)  зменшуються, тому що зменшується кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні.

5. Виберіть алотропну модифікацію Фосфору, яка утворена молекулярною   кристалічною ґраткою:

         а) білий фосфор;                       б) червоний фосфор;                в) чорний фосфор;        

         г) всі алотропні модифікації Фосфору.

6. Хлор — це:

           а) темно-бура рідина;                      б) яскраво-жовтий газ;            
           в) жовто-зелений газ;                      г) темно-фіолетові кристали.

7. Виберіть найбільш активну модифікацію Оксигену:

      а) озон;            б) кисень           в) моноклінна               г) всі відповіді правильні

8. Фтор — це:

                          а)  темно-бура рідина                       б) яскраво-жовтий газ         

                          в) жовто-зелений газ                        г) темно-фіолетові кристали

9. До складу природних лікувальних вод входять:

    a) H₂S;                  б) H₂SO₃;                          в) H₂SO₄;                     г) НС1.

10. Атоми Сульфуру утворюють молекулу, формула якої:

           a) S;              б) S₈;                  в) S₂;                  г) S₄.

11. Сірчистий, газ — це:

        a) SO₂;                   б) S0₃;            в) H₂S                  г) H₂SO₃

12. Силіцій не утворює таку кількість сполук, як Карбон, тому що:

              а)  не здатний утворювати силіцій-силіцієві ланцюги;

              б)  має найменший радіус у групі;

              в)  не має чотири електрони на зовнішньому енергетичному рівні;

              г)  всі перераховані вище ознаки.

13. Встановіть послідовність збільшення електронегативності в ряду елементів O-S-Se-Te:

                     а) О;              б) Те;                  в) Se;               г) S.

14. Здатність до адсорбції має:

      а) сірка;           б) фосфор;               в) вугілля                 г) цинк

15. Формула фосфіну:

          а) РН₂                 б) HF                     в) Р                     г) РН₃

16. Найтвердіша алотропна модифікація Карбону:
               а) алмаз;            б) графіт;                      в) карбін;                    г) фулерен.

17. При взаємодії заліза з хлоридною кислотою утворюється:

           а) FeCl₃;                 б) FeCl₂;                        в) FeCl₄;         г) FeCl₂ * FeCl₃

18. Сірка розчинна у:

               а) воді;                    б) сірковуглеці CS₂;                

               в) бензені;              г) оцтовій кислоті.

19. «Гримуча суміш» — це:

                           а) 2V(Н₂)  і 2V(О₂);                          б) 1V(H₂) і 2V(О₂);

                           в) 2V(Н₂) і 1V(О₂);                           г) 1V(Н₂) і 1V(О₂).

20. Формула сірководню:

            a) H₂SO₃;                 б) НС1;                        в) SiC;                     г) H₂S

21.  При взаємодії вуглецю і водню в лабораторії одержують:

        а) метан;                    б) етан;               в) пропан;                 г) бутан.

22. При взаємодії заліза з хлором утворюється:

             a) FeCl₃;                      б) FeCl₂;                   

             в) FeCl₄;                      г) FeCl₂ * FeCl₃

23. Встановіть відповідність між елементом та його алотропною модифікацією.

                   а)  Оксиген                                     1. Пластична, ромбічна

                   б) Сульфур                                    2. Червоний, чорний, білий

                   в) Фосфор                                      3. Не утворює алотропних модифікацій

                   г)  Карбон                                      4. Озон і кисень

                   д) Нітроген                                    5. Алмаз, графіт, карбін

              е)  Силіцій                                          6. Аморфний і кристалічний

Домашнє  завдання:

ü  Опрацювати § 36 с. 185, виконати завдання 1-16 с.185-187;

ü  Виконати тестування.

Урок 40                                                            Дата: 18.05.2020

Тема: Сполуки неметалічних елементів з Гідрогеном.

Неметалічні елементи утворюють сполуки з Гідрогеном. Пригадайте, як ви значити валентність за Гідрогеном.

Неметалічний елемент	Сполука з Гідрогеном	Назва сполуки
О	Н2О	Вода
F	HF	Гідроген флуорид, розчин у воді — плавикова,  або флуоридна кислота
СІ	НСl	Гідроген хлорид, розчин у воді — хлоридна кислота
Вг	НВг	Гідроген бромід, розчин у воді — бромідна кислота
І	НІ	Гідроген йодід, розчин у воді — йодидна кислота
S	H2S	Гідроген сульфід (сірководень),  розчин у воді — сульфідна кислота
N	NH3	Амоніак, розчин у воді — нашатирний спирт,  або аміачна вода
Р	РН3	Фосфін
С	СН4	Метан
Si	SiH4	Силан

Сполуки неметалічних елементів ізГідрогеном складаються з молекул. Атоми в них сполучені ковалентними зв’язками.

Фізичні властивості. Більшість сполук неметалічних елементів із Гідрогеном за звичайних умов є газами, а гідроген фторид HF(за температури нижче 19,5 °С) і вода — рідинами. Усі ці сполуки безбарвні; чимало їхможна виявити за характерним запахом —неприємним, іноді різким.Температури плавлення і кипіння сполукіз Гідрогеном неметалічних елементів кожної групи періодичної системи зростають зізбільшенням відносних молекулярних мас1.

Проте сполуки елементів 2_го періоду вода, амоніак і фтороводень — «випадають»із цієї залежності . Аномально високі температури їх плавлення і кипіння зумовлені існуванням водневих зв’язків між молекулами .

Вам відома аналогічна залежність для алканів СnH2n+2.

Найбільшу розчинність у воді мають сполуки галогенів із Гідрогеном та амоніак.

Метан дуже слабо розчиняється у воді через неполярність молекул СН₄, неможливість утворення ними водневих зв’язків і нездатність до дисоціації.

Розчини сполук галогенів із Гідрогеном іСульфуру з Гідрогеном у воді виявляють властивості кислот. Досить полярні зв’язки Н–Езумовлюють дисоціацію молекул цих сполуку водному розчині з утворенням катіонів

Гідрогену:

HCl↔H⁺ + Cl^–;

H₂S↔H⁺ + HS^–;

HS^–↔H⁺ + S^2–.

Водні розчини HCl, HBr і HI поводяться як сильні однооснoвні кислоти, HF — як кислота середньої сили, а H₂S — як слабка двохоснoвна кислота.

Хлороводень і хлороводнева кислота

Фізичні властивості.

Хлороводень — безбарвний газ із різким запахом, важчий за повітря, добре розчиннийу воді. За температури 20 °С і нормального тиску в 1 л води розчиняється 445 л цього газу. У вологому повітрі гідроген хлорид

«димить» унаслідок утворення дрібних краплинок його водного розчину.

Хлороводень сильно подразнює дихальні шляхи. Тому досліди із цим газом та його концентрованим водним розчином (концентрованою хлоридною кислотою) проводять у витяжній шафі.

Хлоридна кислота

Водний розчин гідрогенхлориду називають хлоридною кислотою.Тривіальна назва цього розчину — соляна кислота. Вона зумовлена тим, що раніше длядобування кислоти використовували природну сіль (натрій хлорид).

Домашнє  завдання:

ü  Опрацювати поданий матеріал та скласти короткий конспект;

ü  Опрацювати § 18 с. 93-98, виконати завдання 1,3 с.98;

Урок 41                                                           Дата: 19.05.2020

Тема: Оксди неметалічних елементів, їх уміст в атмосфері.

Оксиди — це складні речовини, до складу яких обов’язково входить неме- талічний елемент Оксиген зі ступенем окиснення —2.

Урок 42                                                                         Дата: 20.05.2020

Тема: Кислоти. Кислотні дощі. Особливоствзаємодії металів з нітратною і концентрованою сульфатною кислотами.

Силікати — така загальна назва солей силікатних кис­лот. У воді розчи­няються лише силікати лужних металічних елементів. їх називають розчинним склом. Розчинні силікати вступають у реакції йонного обміну з кислотами та розчинними соля­ми інших металічних елементів, якщо продуктом реакції буде силікатна кислота або нерозчинна сіль. Силікатна кислота настільки слабкий електроліт, що силікати реагу­ють навіть з карбонатною кислотою. Ця взаємодія має місце в природі. Так, польовий шпат К₂О • АІ₂О₃ • 6SіО₂, що 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.

Нерозчинні силікати (здебільшого глини) є сирови­ною у виробництві будівельних матеріалів. Розчинний натрій силікат використовують для просочування дере­вини, що захищає її від гниття, та тканини, після чого ті стають негорючими. Розчинне скло застосовують у бу­дівництві — додавання невеликої кількості такого скла до будівельного розчину сприяє прискореному його твердненню.

*Яка сіль утвориться в результаті пропускання карбон (IV) оксиду масою 0,88 г крізь розчин масою 10 г з масовою часткою натрій гідроксиду 20%? Знайдіть масу цієї солі. (2,12 г натрій карбонату)

*Обчисліть масу карбон (IV) оксиду,який можна добути в результаті взаємодії кальцій карбонату масою 7 г з хлоридною кислотою масою 30 г, у якій масова частка хлороводню складає 20%. (3,08 г)

*Яка сіль утвориться в результаті пропускання 2,24 л вуглекислого газу (н.у.) крізь 25 г розчину з масовою часткою натрій гідроксиду 16%?(кисла сіль)

Кислотний дощ — це всі види метеорологічних опадів: дощ, сніг, град, туман, дощ зі снігом, кислотність яких вища від нормальної. Мірою кис­лотності є значення pH (водневий показник). Нормальне pH у чистих до­щах — 5,6.

У нове тисячоріччя людство вступає в умовах екологічної кризи. У XXI сто­літті є три глобальні екологічні проблеми: руйнування озонового шару Землі, що прогресує; потепління її клімату та кислотні дощі. Вони зробили цілком реальною загрозу самознищення людства. Для успішного вирішення плане­тарних екологічних криз і подальшого розвитку людської цивілізації необхід­не розуміння й усвідомлення цих кризових проблем, щоб направити свою ді­яльність на зміну структури суспільного і господарського устрою, формуван­ня екологічного світогляду.

Кислотні опади в кінці XX і на початку XXI ст. стали істотними компонен­тами атмосфери. Вони випадають у країнах Європи, Північної Америки, а та­кож у районах найбільших агломерацій Азії і Латинської Америки. Головна причина кислотних опадів — надходження сполук Сульфуру і Нітрогену в ат­мосферу при спаленні викопного палива в стаціонарних установках і двигу­нах транспорту. Кислотні опади завдають шкоди будівлям, пам’ятникам і ме­талевим конструкціям, викликають дигресію і загибель лісів, знижують уро­жай багатьох сільськогосподарських культур, погіршують родючість ґрунтів, що мають кислу реакцію, і стан водних екосистем.

Джерела кислототвірних викидів: теплові електростанції, автотранспорт, металургійні й хімічні підприємства, авіація.

Однією з причин кислотних опадів є також тваринництво. Справа у великій кількості відходів, що залишають тварини. У гною міститься амоніак, який пе­реробляють бактерії в кислоту, що, випаровуючись, з’єднується з оксидами Ні­трогену, що є в добривах, а це сприяє випаданню кислотних дощів.

Об’єкти впливу: люди, тваринний і рослинний світ, водоймища, ґрунт, бу­дівлі, пам’ятки культури, вироби з металу.

Кислотний дощ утворюється в результаті реакції між водою і такими за­бруднюючими речовинами, як діоксид Сульфуру (SO₂) і різних оксидів Ні­трогену (NO*). Ці речовини викидаються в атмосферу автомобільним тран­спортом, у результаті діяльності металургійних підприємств і електростанцій, а також при спалюванні вугілля і деревини. Вступаючи в реакцію з водою ат­мосфери, вони перетворюються на розчини кислот: сульфатної, сульфітної, нітратної та нітрітної. Потім, разом зі снігом чи дощем, вони випадають на землю.

Природними джерелами надходження діоксиду Сульфуру в атмосферу є го­ловним чином вулкани і лісові пожежі. Тим часом природні надходження в ат­мосферу оксидів Нітрогену пов’язані головним чином з електричними розряда­ми, при яких утворюється NO, згодом — NO₂. Значна частина оксидів Нітро­гену природного походження переробляється в ґрунті мікроорганізмами, тобто включена в біохімічний кругообіг.

Діоксид Сульфуру, що потрапив в атмосферу, зазнає ряд хімічних перетво­рень, що ведуть до утворення кислот. Частково діоксид Сульфуру в результа­ті фотохімічного окиснення перетворюється на триоксид Сульфуру (сірчаний ангідрид) SO₃:

2SO₂ + О₂ → 2SO₃

який реагу → H₂SO₄

Основна частина діоксиду Сульфуру, що викидається у вологому повітрі, утворить аерозоль сульфітної кислоти H₂SO₃:

SO₂+H₂O→H₂SO₃

Сульфітна кислота у вологому повітрі поступово окиснюється до сульфатної:

2H₂SO₃ + О₂ → 2H₂SO₄

Аерозолі сульфатної і сульфітної кислот призводять до конденсації водяної пари атмосфери і стають причиною кислотних опадів (дощі, тумани, сніг). При спалюванні палива утворяться тверді мікрочастинки сульфатів металів (в основному, при спалюванні вугілля), легко розчинні у воді, що осаджуються на ґрунт і рослини, роблячи кислотними роси. Аерозолі сульфатної та сульфітної кислот складають близько 2/3 кислотних опадів, інше припадає на частку аерозолів нітратної та нітрітної кислот, що утворяться при взаємодії діоксиду

Нітрогену з водяною парою атмосфери:

2NO₂ + Н₂О -» HNO₃ + HNO₂

Домашнє  завдання:

ü  Опрацювати поданий матеріал та скласти короткий конспект; зверніть увагу, що властивості окремих груп кислот ви вже вивчали, це є повторення.

ü  Опрацювати § 20-21 с. 104-115, виконати завдання 1 c. 111, 7 с.116;

ü  https://www.youtube.com/watch?time_continue=1&v=2v3ItObDYy4&feature=emb_logo

Урок 43                                                                                                      Дата: 21.05.2020

Тема: Розрахункові задачі. Обчислення кількості речовини, маси або об’єму продукту за рівняннями хімічної реакції, якщо один із реагентів взято в надлишку.

Урок 44                                                                                                      Дата: 22.05.2020

Тема: Тренувальні вправи.

ТЕОРЕТИЧНІ ВІДОМОСТІ

Відносна атомна маса Аr – це відношення маси атома даного елемента до 1/12 маси атома Карбону. Відносна молекулярна маса – це відношення маси молекули до 1/12 маси атома Карбону.

Мr(H₂SO₄) = 2Ar(H) + Ar(S) + 4Ar(O) = 2∙1 + 32 + 4∙16 = 98 

Моль – це кількість речовини, що містить стільки молекул, атомів, іонів, електронів або інших структурних одиниць, скільки атомів міститься в 12 г ізотопу Карбону. ν=  

Молярна маса – величина, що дорівнює відношенню маси речовини до кількості речовини. М(Х)=   Маса: m = ν∙M, m = V/ρ 

Масова частка – це відношення маси даної речовини в системі до маси всієї системи. W(X) =  , де w(X) – масова частка речовини Х; m(X) – маса речовини, m – маса всієї системи. 

Закон Авогадро: в однакових об'ємах різних газів за однакових умов (тиск, температура) міститься однакова кількість молекул. Наслідок із цього закону: 1 моль будь-якого газу, який має однакову кількість молекул, займає однако¬вий об'єм. За нормальних умов (101325 Па, 0^oС) цей об'єм дорівнює 22,4 л і називається молярним об'ємом (V_m)

Молярний об’єм – це фізична величина, що дорівнює відношенню об’єму речовини до його кількості. V_m = ; V_m = 22,4 л/моль V = V_m∙ν; V_m = М/ ρ

Нормальні умови: • температура: 0°С, 273 К • тиск: 1 атм, 760 мм рт. ст., 101325 Па.

Для розв’язування задач на надлишок потрібно: 

1. з’ясувати насамперед, яка саме з вихідних речовин узята у надлишку, бо надлишок не реагуватиме.

2. далі обчислення робити за тією речовиною, яка прореагувала повністю.

Розв'язати  задачі.

1.      Обчисліть масу цинк карбонату, яку необхідно прожарити для одержання цинк оксиду масою 20,25 г

2.      Який об’єм аміаку утвориться з 6 л водню і 4 л азоту? Який газ залишиться у надлишку? Знайдіть об’єм надлишку.

3.      Яку масу сульфатної кислоти можна одержати з 40 г сульфур (VI) оксиду, якщо вихід реакції – 80%.

Домашнє  завдання:

ü  Опрацювати поданий матеріал;

ü  Повторити  § 18-21 с. 93-115,

ü  Розв’язати задачі.

Урок 45                                                               Дата: 25.05.2020

Тема: Узагальнення знань з теми «Неметалічні елементи та їх сполуки».

              Останній урок ІІ семестрі.