8-А

Урок за 13.05

Тема:Оксиди Карбону та карбонатна кислота

Оксиди Карбону

Карбон утворює два оксиди: карбон (II) та (IV) оксиди.

Карбон (II) оксид (карбон монооксид, чадний газ) СО – отруйний безбарвний газ без запаху, легший за повітря, не розчиняється у воді і не реагує з нею.

У промисловості утворюється при спалюванні вуглецю або його органічних сполук за нестачі кисню:

2C + O₂ = 2CO,

відновленням СО₂ розпеченим вугіллям:

CO₂ + C = 2CO,

або при конверсії метану чи вугілля з водяною парою:

CH₄ + H₂O = CO + 3H₂,                   C + H₂O = CO + H₂.

У лабораторії СО одержують дією сульфатної кислоти на НСООН при 100 ⁰С:

HCOOH = CO + H₂O.

Хімічні властивості.

1. За н.у. СО – індиферентний оксид. При 200 ⁰С і тиску 15 мПа реагує з NaOH з утворенням натрій форміату HCOONa:

NaOH + CO = HCOONa.

Це показує, що СО формально є ангідридом мурашиної кислоти НСООН.

2. На повітрі СО горить блакитним полум’ям:

2CO + O₂ = 2CO₂.

3. На світлі реагує з хлором з утворенням фосгену COCl₂ (гр. народжений світлом):

CO + Cl₂  COCl₂.

Це – дихлорангідрид вугільної кислоти H₂CO₃:

COCl₂ + 2H₂O = H₂CO₃ + 2HCl.

Фосген колись використовували як отруйний газ, зараз застосовують у синтезі органічних сполук.

4. При нагріванні відновлює оксиди металів:

4CO + Fe₃O₄ = 4CO₂ + 3Fe.

5. З деякими d-металами (Fe, Co, Ni) утворює карбоніли:

4CO + Ni  = [Ni(CO)₄].

нікель тетракарбоніл

Карбоніли – комплексні сполуки з нейтральною внутрішньою сферою.

Карбон (IV) оксид (вуглекислий газ, карбонатний ангідрид) СО₂ – безбарвний газ, без смаку і запаху, важчий за повітря. Малорозчинний у воді. Твердий СО₂ називають “сухий лід”.

Утворюється в природі при окисненні органічних речовин (гнитті, горінні), виділяється при виверженні вулканів. Карбон (IV) оксид під назвою “лісовий газ” (gas silvestre) вперше описав Ван Гельмонт (Бельгія) у VІ ст., добувши його спалюванням дерева.

У лабораторії СО₂ добувають дією кислот на СаСО₃ в апараті Кіппа:

CaCO₃ + 2HCl = CO₂ + CaCl₂ + H₂O.

У промисловості СО₂ добувають термічним розкладом СаСО₃:

CaCO₃ = CaO + CO₂.

Молекула СО₂ лінійна неполярна, тому вуглекислий газ погано розчинний у воді і полярних розчинниках.

Хімічні властивості.

1.Розчиняється у воді з утворенням слабкої вугільної кислоти:

H₂O + CO₂ D H₂CO₃.

2. Реагує з основними оксидами з утворенням карбонатів:

CaO + CO₂ = CaCO₃.

3. З лугами утворює карбонати і/або гідрогенкарбонати:

2NaOH + CO₂ = Na₂CO₃ + H₂O,                NaOH + CO₂ = NaHCO₃.

Остання реакція відбувається при надлишку СО₂:

Na₂CO₃ + H₂O + CO₂ = 2NaHCO₃.

4. Не підтримує горіння. На цьому ґрунтується його якісне виявлення. Лише активні речовини віднімають Оксиген від вуглекислого газу:

2Mg + CO₂ = 2MgO + C.

5. Бере участь у фотосинтезі:

6CO₂ + 6H₂O = C₆H₁₂O₆ + 6O₂.

Карбонатна кислота. Карбонати

Карбонатна кислота існує лише у водних розчинах. Це – слабка кислота, дисоціює ступінчато:

І ступінь:    Н₂СО₃ ↔ НСО₃^– + Н⁺,

І ступінь:    НСО₃^– ↔ СО₃^2– + Н⁺.

Дисоціація за другим ступенем відбувається дуже незначною мірою.

Як двоосновна кислота утворює два типи солей: середні – карбонати (Na₂CO₃, CaCO₃) і кислі – гідрогенкарбонати (KHCO₃, Ba(HCO₃)₂).

Одержують карбонати дією СО₂ на водні розчини лугів:

CO₂ + Ba(OH)₂ = BaCO₃↓ + H₂O.

Цю реакцію використовують для виявлення вуглекислого газу за помутнінням розчину лугу.

Усі гідрогенкабронати та карбонати лужних металів і амоніаку розчинні у воді.

Хімічні властивості.

1.Розчини карбонатів і гідрогенкабонатів, внаслідок гідролізу створюють лужне середовище (pH > 7):

Na₂CO₃ + Н₂О ↔ NaHCO₃ + NaOН.

Карбонати алюмінію, хрому (ІІІ), феруму (ІІІ) і купруму (ІІ) не існують, оскільки гідролізують необоротно:

CuCO₃ + Н₂О = Cu(OН)₂↓ + СО₂­.

Якщо ж реакційну масу нагріти для видалення слідів води, то відбувається розкладання карбонату на оксид металу і вуглекислий газ:

2Сr(CO₃)₃ = Сr₂O₃ + 6CO₂­.

2. Дією кислот солі карбонатної кислоти розкладаються на вуглекислий газ і воду:

NaHCO₃ + CH₃COOH = CH₃COONa + CO₂­ + H₂O,

CaCO₃ + 2HCl = CaCl₂ + CO₂­ + H₂O.

При цьому спостерігається виділення СО₂ і спінення розчину, що використовують для того, щоб відрізнити карбонати від інших речовин.

3. При нагріванні усі солі карбонатної кислоти (крім солей лужних металів) розкладаються на оксид металу і СО₂:

ВaCO₃ = ВaО + CO₂­,            2Са(HCO₃)₂ = СаСО₃ + CO₂­ + H₂O.

Гідрогенкарбонати лужних металів утворюють середні солі, які не розкладаються при нагріванні:

2NаHCO₃ = Nа₂СО₃ + CO₂­ + H₂O.

Застосування оксигеновмісних сполук Карбону.

Карбон (ІІ) оксид СО використовують у металургії як відновник оксидів металів. Він є складовою газоподібного палива (СО + Н₂ – водяний газ), вихідна речовина при синтезі НСООН через HCOONa.

Вуглекислий газ СО₂ використовують у вогнегасниках і для виготовлення газованої води. Ще у XVIII ст. Дж. Прістлі (Англія) збираючи СО₂ над водою помітив, що частина його розчиняється у ній, надаючи приємного терпкого смаку. Додавши до такої води тільки цукор та ароматизатор одержують сучасні газовані напої. Твердий СО₂ – «сухий лід».

Натрій карбонат Na₂CO₃ (кальцинована сода) у вигляді кристалогідрату Na₂CO₃×10Н₂О (кристалічна сода) використовують у виробництві миючих засобів, скла, натрієвих солей, натрій гідрогенкарбонат NаHCO₃ (питна сода) – у хлібопекарстві, як розпушувач тіста, калій гідрогенкарбонат КHCO₃ (поташ) – при виготовленні скла, у фотографії, доломіт CaCO₃×MgCO₃ і магнезит MgCO₃ – у виробництві цементу та будівельних матеріалів.

Домашнє завдання:

1.З кожного горизонтального рядка викреслити формулу, що належить до іншого класу неорганічних сполук.

 

NaOH	H2CO3	Ca(OH)2
CO2	SiO2	Na2CO3
NaHCO3	H2SO4	HNO3

 

·        Які речовини зайві?

·        До якого класу сполук вони належать?

2.Закінчити рівняння хімічних реакцій:

1.     Са + H₂CO₃        

2.     СО₂ +Н₂О + Ва(ОН)₂

     3.  К₂СО₃ + НNO₃

     4.  Mg (НCO₃)₂

Урок за 12.05

Тема:Прості сполуки Карбону і Силіцію

Карбон – перший елемент IVА підгрупи. Проста речовина існує у формі кількох алотропних модифікацій: алмаз, графіт, карбін.

Алмаз – прозора кристалічна речовина. У кристалічній гратці алмазу (рис. 19.1, а) атомні орбіталі Карбону перебувають у стані sp³-гібридизації і утворюють чотири міцні ковалентні зв’язки. Така будова зумовлює високу твердість і хімічну стійкість алмазу. Алмаз не проводить електричний стум.

При нагріванні до 800 ⁰С в атмосфері кисню алмаз згорає до СО₂. Спаливши алмаз, А. Лавуазьє (Англія) у 1772 р. довів, що алмаз складається з Карбону.

Без доступу повітря утворює іншу алотропну модифікацію Карбону – графіт.

Графіт – сіро-чорна речовина з металічним блиском. Дуже м`який, добре проводить електричний струм, тугоплавкий, хімічно інертний матеріал. У графіту шарувата кристалічна гратка (рис. 19.1, б). Зв’язки між атомами Карбону в межах одного шару міцні, між шарами – слабкі. Гібридизація атомів карбону у молекулі графіту sp².

Карбін – чорна дрібнокристалічна речовина, в природі не існує, її штучно одержують при дегідратації ацетилену НC≡CH при 1000 ⁰С у присутності Cu²⁺. Атоми Карбону перебувають у стані sp-гібридизації. Це – напівпровідник.

Існують α-карбін або поліїн зі структурою –C≡C–C≡C– та β‑карбін (полікумулен), його структура =С=С=С=С=.

Нещодавно відкрита ще одна модифікація Карбону – фулерен – сферичні поверхні, що містять від 60 до 84 атомів Карбону.

Поширення у природі.

У природі у вільному стані Карбон зустрічається у формі алмазу та графіту. Вугілля, сажа, кокс – форми існування графіту.

У мінералах Карбон міститься у складі кальциту СаСО₃, доломіту CaCO₃×MgCO₃ і магнезиті MgCO₃.

Карбон входить до складу живої матерії, як основний структурний елемент усіх органічних речовин.

Фізичні властивості.

У будь-якій алотропній формі вуглець не має смаку і запаху, тугоплавкий і нерозчинний у воді та органічних розчинниках (крім фулеренів).

Графіт у формі вугілля завдяки пористій будові має високу адсорбційну здатність.

Адсорбція – концентрування різних речовин на поверхні поділу фаз (тверда-рідка, тверда-газова, рідка-газова, рідка-рідка).

Речовина, яка утримує на своїй поверхні частинки називається адсорбентом, речовина, яка утримується – адсорбатом.

Найвищу адсорбційну здатність має активоване вугілля, в якому спеціально очищають пори. Активоване вугілля використовують для очистки повітря в протигазах, видалення отруйних речовин з організму людини, очищення води тощо.

Хімічні властивості Карбону розглянемо на прикладі графіту.

За звичайної температури графіт хімічно інертний. При нагріванні реагує з неметалами (H₂, F₂, O₂, N, S), металами, оксидами, кислотами.

І. З простими речовинами:

1.  Безпосередньо реагує лише з фтором (з іншими галогенами не реагує):

C + 2F₂ = CF₄.

2. У реакції з киснем можливе утворення двох оксидів.

При нестачі кисню утворюється карбон (IІ) оксид:

2C + O₂ = 2CO₂,

який згоряє у надлишку кисню:

2CO + O₂ = 2CO.

3. З сіркою реакція відбувається при 1000 ⁰С:

C + 2S = CS₂.

Сірковуглець CS₂ розчиняє багатьох речовин.

4. При дії електричного розряду на суміш графіту та азоту утворюється диціан (CN)₂ або C₂N₂:

2C + N₂ = C₂N₂    (N≡C–C≡N).

Диціан називають псевдогалогеном. При взаємодії з воднем  утворюється ціановодень (водні розчини – синильна кислота):

(CN)₂ + Н₂О = НCN.

Синильна кислота та її солі – ціаніди – сильні отрути.

5. За високої температури або наявності каталізатора (Ni/Pt) реагує з воднем з утворенням вуглеводнів:

C + 2H₂ = CH₄         (600 – 1000⁰C),

2C + H₂ = C₂H₂       (1500 – 2000⁰C),

Ці сполуки розглянуто в розд. Органічна хімія.

6. З кремнієм при нагріванні утворюється карбід силіцію:

C + Si = SiC.

7. З металами при нагріванні утворює карбіди:

3C + 4Al = Al₄C₃,                   C + 3Fe = Fe₃C,             2C + Ca = CaC₂.

Карбіди бувають солеподібні (типу метану (Al₄C₃, Be₂C) і типу ацетилену (CaC₂)), ковалентні (SiC, B₄C₃) і металоподібні (Fe₃C тощо).

При дії води або кислот на карбіди типу метану виділяється метан:

Al₄C₃ + 12H₂O = 4Al(OH)₃ + 3CH₄,          Al₄C₃ + 12HCl = 4AlCl₃ + 3CH₄.

Карбіди типу ацетилену утворюють ацетилен:

CaC₂ + 2H₂O = Ca(OH)₂ + C₂H₂,               CaC₂ + 2HCl = CaCl₂ + C₂H₂.

Ковалентні карбіди – хімічно інертні, дуже тверді речовини.

Металоподібні карбіди – тверді жаростійкі речовини, під дією кислот утворюють метан і водень:

Fe₃C + 6HCl = 3FeCl₂ + CH₄ + H₂.

ІІ. Зі складними речовинами.

1. Окиснюється концентрованою сульфатною або нітратною кислотами при 100 ⁰С до СО₂:

C + 2H₂SO_4к. = CO₂ + 2SO₂ + 2H₂O,

C + 4HNO_3к. = CO₂ + 4NO₂ + 2H₂O.

2. Відновлює оксиди металів і неметалів:

FeO + C = Fe + CO,                SiO₂ + 2C = Si + 2CO.

Іноді при цьому утворюються карбіди:

2Al₂O₃ + 9C = Al₄C₃ + 6CO,            SiO₂ + 3C = SiC + 2CO.

Метод відновлення оксидів вугіллям у металургії називають карботермією (див. Добування металів).

3. Розпечений до червоного кольору вуглець реагує з парою води:

C + H₂O = CO + H₂.

Утворюється водяний газ.

Застосування.

Алмаз застосовують у виготовленні шліфувальних матеріалів, прикрас, для різання скла, виготовлення прикрас – діамантів. Графіт застосовують для виготовлення графітових стержнів олівців, змазок і мастил завдяки легкості його розшарування. Графіт, будучи електропровідним, є хорошим матеріалом для виготовлення електродів.

Кам’яне вугілля використовують як паливо, адсорбент, відновник при виробництві фосфору з фосфориту, чорного пороху, у металургії (карботермія).

Силіцій. Кремній

Силіцій (лат. silex – кремінь) Si – типовий неметал і найближчий електронний аналог Карбону; знаходиться у IVА підгрупі ІІІ періоду Періодичної системи. Електронна структура зовнішнього енергетичного рівня атома Силіцію 3s²3p²3d

У сполуках з Оксигеном і неметалами виявляє ступінь окиснення +4 (рідше +2), у сполуках з Гідрогеном –2. Найстійкіший ступінь окиснення +4. У зв’язку зі зростанням атомного радіуса, порівняно з Карбоном, у Силіцію зменшується міцність міжатомних зв’язків, особливо в гомоатомних ланцюгах. На відміну від Карбону, Силіцій практично не утворює кратних зв’язків.

Відомі аморфний і кристалічний кремній, які відрізняються зовнішнім виглядом і властивостями, проте не є алотропними модифікаціями.

Вперше силіцій добув Й. Берцеліус (Швеція) у 1824 р.

Поширення у природі.

Силіцій – другий за поширенням елемент після Оксигену (27,6 % за масою) у Земній корі.

В природі Силіцій перебуває лише у зв’язаному стані: у вигляді силіцій діоксиду SiO₂ (силікатний ангідрид, кремнезем) і у вигляді солей силікатних кислот – силікатів. Чистий SiO₂ – гірський кришталь, кварц, забарвлений домішками оксидів металів – агат, аметист, яшма.

Найпоширеніші алюмосилікати: біла глина Al₂O₃×2SiO₂×2H₂O, польовий шпат K₂O×Al₂O₃×6SiO₂, слюда K₂O×Al₂O₃×6SiO₂×H₂O.

Багато силікатів у чистому вигляді є дорогоцінними каменями – аквамарин, топаз, ізумруд.

Як Карбон, входячи до складу усіх живих речовин, є найважливішим елементом живої природи, так Силіцій – основний елемент неживої природи. Більшість гірських порід містять сполуки Силіцію: граніт, глини, пісок.

У живій природі Силіцій міститься у діатомових водоростях, хвощах, кремнієвих губках, іноді входить до складу пір’я, шерсті.

Одержання.

Кремній одержують прожарюванням білого піску SiO₂ з магнієм:

SiO₂ + 2Mg = Si + 2MgO.

При цьому утворюється аморфний кремній у вигляді білого порошку. Кристалізацією аморфного кремнію добувають кристалічний кремній з металічним блиском.

У промисловості кристалічний кремній одержують відновленням SiO₂ в електропечах:

SiO₂ + C = Si + CO₂.

Найчистіший кремній добувають за реакціями:

SiCl₄ + 2Zn = Si + 2ZnCl₂,                SiH₄ = Si + 2H₂.

Фізичні властивості.

Аморфний кремній – бурий порошок з т. пл. 1420 ⁰С, неелектропровідний.

Кристалічний кремній – тверда речовина сірого кольору з металічним блиском, тепло- і електропровідний. Напівпровідникові властивості обумовлені будовою кристалу, яка аналогічна алмазу. Проте зв’язки в кристалі значно слабкіші, ніж в алмазу і за н.у. частина з них розірвані, а тому в кристалі є вільні електрони, наявність яких і зумовлює незначну тепло- і електропровідність. При нагріванні розривається більше зв’язків, тому тепло- і електропровідність зростає.

Хімічні властивості.

За н.у. кремній – інертний елемент, за кімнатної температури реагує лише з фтором:

Si + 2F₂ = SiF₂.

При високих температурах реагує практично з усіма неметалами (C, O₂, S, N₂, Cl₂, Br₂) з утворенням відповідних бінарних сполук:

Si + C = SiC,        3Si + 2N₂ = Si₃N₄,                   Si + O₂ = SiO₂,

Si + 2S = SiS₂,               Si + 2Cl₂ = SiCl₄.

Галогеніди кремнію гідролізують у водних розчинах лугів:

6SiF₄ + 12NaOH = 4Na₂SiF₆ + 2Na₂SiO₃ + 6H₂O.

Кремній не реагує з кислотами і водою, розчиняється лише у суміші HF і HNO₃:

3Si + 12HF + 4HNO₃ = 3SiF₄ + 4NO + 8H₂O,

та у розчинах лугів:

Si + 2KOH + H₂O = K₂SiO₃ + 2H₂.

У цих реакціях Силіцій – відновник.

При сплавленні з металами кремній утворює силіциди, виступаючи при цьому окисником:

2Mg + Si = Mg₂Si.

При дії хлоридної кислоти на Mg₂Si утворюється силан:

Mg₂Si + 4HCl = 2MgCl₂ + SiH₄.

Силан SiH₄ – безбарвний отруйний газ, самозаймається на повітрі:

SiH₄ + 2О₂ = SiО₂ + 2Н₂О.

Застосування.

У техніці кремній використовують для виготовлення напівпровідників. Сплав заліза з кремнієм (феросиліцій) використовують у виготовленні деталей заводської жаро- та хімічностійкої апаратури.

Високотвердий сплав кремнію з графітом – карборунд – з кристалічною граткою алмазу використовують для виготовлення наждачного паперу і точильних кругів. Відкрив карборунд випадково Е. Ачесон (США) (1856 – 1931) при спробі добути алмаз шляхом нагрівання вугілля у присутності глини при високій температурі.

Натрій гексафторосилікат Na₂SiF₆ – отруйна речовина, використовують як інсектицид (отрута для боротьби з комахами).

Фторосилікати магнію, цинку, алюмінію використовують у будівництві для створення водонепроникного шару на поверхні будматеріалів.

Домашнє завдання:Здійснити ланцюг перетворень

С⇨СO⇨СO₂⇨СаСO₃⇨Н2СО3

Урок за 19.04

Тема:Нітроген оксиди

Домашнє завдання:опрацювавши параграф в посібникук хімія 8 клас частина №4 заповніть таблицю

	Нітроген (І)оксид	Нітроген (ІІ)оксид	Нітроген (ІІІ)оксид	Нітроген (ІV)оксид	Нітроген (V)оксид
Хімічна формула
Назва
Фізичні властивості
Знаходжень- ня в природі
Добування
Застосування

Урок 15.04

Урок на тему:хімічні властивості,застосування та добування Азоту та Фосфору

Азот і Фосфор як прості речовини:
будова молекул, поширення в природі

        Азот N₂ - єдина проста речовина Нітрогену. В повітрі його об'ємна частка складає 78,09 %. Сполуки Нітрогену в невеликих кількостях містяться в грунті. Разом із Карбоном, Гідрогеном і Оксисеном Нітроген входить до складу багатьох органічних речовин, що містяться в рослинах, мікроорганізмах, тваринах, людині. Серед цих сполук найважливішими для життя є амінокислоти та їхні похідні - білки.

        Будова молекул азоту.

      Молекули азоту складаються з двох атомів Нітрогену, з'єднаних за допомогою трьох електронних пар.

        Молекулярна формула азоту N₂

        Електронна формула молекули азоту  

        Структурна формула   

Зв'язок, утворений трьома електронними парами, називають потрійним. Молекула азоту завдяки потрійному зв'язку є дуже стійкою.

Фосфор: поширення в природі

        Простих речовин Фосфору в природі не існує через їх хімічну активність. Він трапляється в природі лише у вигляді неорганічних і органічних сполук.       

        Найважливішими мінералами, що містять Фосфор, є фосфорит  і апатит  (Х - однозарядний аніон, ним може бути  ).

        Фосфор є одним із біоелементів. Фосфати Кальцію є неорганічною основою кісток і зубів. Фосфор також входить до складу білкових речовин. Органічними сполуками Фосфору є нуклеїнові кислоти, які відповідають за спадковість.

        Масова частка Фосфору в організмі людини становить 1%. Щоденна потреба людини у Фосфорі - майже 1,2 г. Вона задовольняється переважно за рахунок споживання хліба і молока. Найбільше Фосфору міститься в таких продуктах харчування, як м'ясо, риба, квасоля, яйця.

Фізичні властивості Азоту

        Азот - безбарвний газ без запаху і смаку. При охолодженні до -190°С (при тиску 101,3 кПа) він перетворюється на безбарвну рідину, яка при -210°С твердне. Азот має незначну розчинність у воді: у 100 г її розчиняється лише 2,9 мг газу (при 0°С і 101,3 кПа).

 

         Рідкий азот використовується для створення низьких температур, ним охолоджують різні ємкості і обладнання.

 Хімічні властивості азоту

        Азот є речовиною дуже пасивною щодо хімічних перетворень. Це пояснюється особливою стійкістю молекул N₂ , що спричинена потрійним зв'язком між атомами. Азот - типовий неметал, один з найбільш електронегативних елементів в природі, і для нього характерна реакція з металами. При цьому утворюються нітриди металів.

        За звичайної температури азот реагує лише з літієм: 

        З багатьма іншими металами азот реагує при нагріванні. Так, при горінні магнію на повітрі одночасно з оксидом магнію утворюється нітрид магнію:

Серед неметалів лише деякі реагують з азотом, причому за особливих умов. З воднем реакція відбувається при високій температурі (500°С) і тиску, у присутності каталізатора - Fe.

        З киснем азот сполучається за температури електричної дуги, понад 2000 °С, утворюючи оксид нітрогену (ІІ):

        Під час грози навколо блискавки повітря миттєво нагрівається до високих температур, і відбувається реакція між азотом і киснем.

Азот є хімічно пасивним щодо води, кислот, лугів, багатьох інших сполук.

Хімічні властивості Фосфору

        Білий, червоний та чорний фосфор мають практично однакові хімічні властивості, але через різну будову речовини сильно відрізняються за хімічною активністю. Найактивніший є білий фосфор. При нагріванні на повітрі до 50 °С, ударі чи терті він спалахує, а за звичайних умов повільно окиснюється киснем із виділенням енергії у вигляді світла. Зберігають білий фосфор під водою, в якій він не розчиняється і до якої є хімічно інертним. Червоний і чорний фосфор загоряються при підпалюванні. Реакція в разі надлишку кисню відбувається з утворенням фосфору (V) оксиду: 

        Якщо кисню недостатньо, то продуктом реакції є фосфор (ІІІ) оксид. Складіть рівняння цієї реакції.

З воднем фосфор практично не взаємодіє.
        Фосфор реагує з металами з утворенням фосфідів:

      Прості речовини Фосфору мають більшу хімічну активність, ніж азот, хоча мало би бути навпаки (активність неметалів зростає у групах знизу вгору). Причина в тому, що атоми в молекулі N₂ з'єднані потрійним зв'язком, а в простих речовинах Фосфору - слабкішими простими зв'язками.

Застосування азоту

       

      Азот використовують у великих кількостях для добування аміаку (амоніаку). Ним наповнюють електролампи, оскільки азот хімічно інертний і розжарена вольфрамова спіраль в ньому не згоряє. Азотом азотують поверхні стальних виробів, тобто насичують їх поверхню азотом за високої температури. Внаслідок цього в поверхневому шарі утворюються нітриди Феруму, які надають сталі більшої міцності. Така сталь витримує нагрівання до 500 ° С без втрати своєї міцності.
        Рідкий азот використовується для створення низьких температур; ним охолоджують різні ємкості і обладнання.

Застосування фосфору

        На практиці використовують в основному червоний фосфор, оскільки білий є вкрай вогненебезпечним і дуже отруйним. Найбільше фосфору витрачається на виробництво ортофосфорної кислоти, яка є вихідною речовиною для добування фосфорних добрив.

        Червоний фосфор застосовують для виготовлення сірників. З нього, сульфіду стибію (ІІІ) , залізного сурику (природного оксиду феруму (ІІІ) з домішкою кварцу  ) і клею виготовляють суміш, яку наносять на бокову поверхню сірникової коробки. Головки сірників складаються з хлорату калію  , молотого скла, сірки та клею. Під час тертя головки по боковій поверхні сірникової коробки червоний фосфор займається, підпалює головку, а від неї загоряється дерево.

        Одна з реакцій, що відбувається при цьому за участю фосфору, описується схемою:

Домашнє завдання:Здійснити ланцюг перетворень

N₂⇨NO⇨NO₂⇨HNO₃⇨KNO₃
    P⇨P₂O₅⇨H₃PO₄⇨Ba₃(PO₄)₂⇨AlPO₄⇨H₃PO₄

Урок за 14.04

Тема:фізичні властивості простих речовин та алотропні модифікації Фосфору

Домашнє завдання:параграф 41,написати використання різних алотропних модифікацій фосфору

Урок за 12.04

Тема:Елементи підгрупи Нітрогену

4.1 Загальна характеристика елементів V А групи

До елементів V А групи належать Нітроген 7N, Фосфор 15Р, Арсен 33Аs, Стибій 51Sb та Бісмут 83Ві. За аналогією з галогенами та халькогенами для них запропонована загальна назва "пніктогени" (в перекладі з грецької – задушливі, ті, що мають поганий запах, які особливо відноситься до водневих сполук цих елементів). 

В основному стані атоми елементів V А групи  мають електронну конфігурацію зовнішнього шару ns2nр3, з трьома неспареними р-електронами. В ряду N – Р – Аs – Sb – Ві розміри атомів збільшуються, а енергії йонізації зменшуються, що призводить до підсилення металевих властивостей: у вільному вигляді Нітроген та Фосфор – типові неметали, Арсен та Стибій  – металоїди, Бісмут – метал. Зі зростанням радіуса збільшуються і координаційні числа (КЧ) атомів. Для Нітрогену характерні координаційні числа 1–4, для Фосфору зазвичай реалізується КЧ = 4, але в сполуках з галогенами КЧ може досягати 6, Арсен та Стибій проявляють КЧ 4, 6, а бісмут – 7, 8, 9.

Внаслідок невеликого радіуса та високої електронегативності Нітроген відрізняється від інших елементів своєї підгрупи. Відсутність у нього енергетично доступного вакантного d-підрівня призводить до того, що атом Нітрогену може утворювати не більше чотирьох ковалентних зв'язків, в тому числі один зв'язок за донорно-акцепторним механізмом. 

У зв'язку із зростанням радіуса атома і зменшенням перекриття атомних р-орбіталей, міцність одинарних σ-зв'язків у ряду N–Р–Аs–Sb–Ві зменшується. Менша міцність зв'язку N–N порівняно зі зв'язком Р –Р зумовлена малим розміром атомів Нітрогену та виникаючим внаслідок цього сильним міжелектронним відштовхуванням. Міцність кратних зв’язків, навпаки, зменшується із зростанням розміру атомних орбіталей, та, як наслідок, послабленням їх перекриття за π-типом. Таким чином, найміцнішими виявляються кратні (потрійні) зв’язки для Нітрогену. Для Фосфору та Арсену енергетично вигіднішим є утворення одинарних зв'язків.

Елементи V А групи виявляють різні ступені окиснення. Для Нітрогену характерний весь спектр – від -3 до +5 (-3, -2, -1,+1, +2, +3, +4, +5). Для Фосфору негативні ступені окиснення є менш характерними, ніж для Нітрогену. В той же час стійкість сполук з вищим ступенем окиснення збільшується, що пов'язано зі зменшенням електронегативності атома Фосфору, зменшенням енергії йонізації та збільшенням міцності зв'язків. Арсен та Стибій у сполуках мають ступені окиснення -3, +3 та +5, а для Бісмуту найстійкішими є сполуки зі ступенем окиснення +3.

Елементи V А групи в ступені окиснення +3 зберігають неподілену електронну пару, яка зумовлює їх стехіометрію та донорні властивості. 

Завдяки сумарній дії різних факторів (зростанню атомного радіуса, зменшенню рπ-рπ–перекриття, збільшенню ступеня екранування зовнішніх електронів) стійкість та окисювальна здатність сполук Фосфору на наступних за ним елементів підгрупи змінюється немонотонно (вторинна періодичність) – вищий ступінь окиснення є найбільш стійким для Фосфору та Стибію, в той же час сполуки Арсену та особливо Бісмуту зі ступенем окиснення +5 часто є нестійкими чи взагалі не існують. Сполуки Бісмуту(V) – сильні окисники. 

Для кисневих сполук Фосфору та, в меншій мірі, для наступних елементів групи має місце рπ-dπ – перекриття, яке підвищує кратність зв'язку Е–О та збільшує його енергію. Тому сполуки Фосфору практично не виявляють окиснювальних властивостей, на відміну від аналогічних сполук Нітрогену.

4.2 Знаходження у природі

У вигляді простої сполуки – азоту N2 – в природі знаходиться лише Нітроген (його вміст у повітрі складає приблизно 78%). Вміст Нітрогену в земній корі складає 2,5·10-3 мас.%. З природних мінералів промислове значення має чілійська (NaNO3) та калійна (КNO3) селітри.

Фосфор зустрічається у вигляді фосфатів, його вміст у земній корі складає 0,1 мас.%. Найбільш розповсюдженими мінералами є апатити – гідроксоапатит Са5(РО4)3ОН, фторапатит Са5(РО4)2F, а також фосфорит Са3(РО4)2. 

Арсен (1,5·10-4 мас.%), Стибій (2·10-5 мас.%), Бісмут (5·10-6 мас.%) зустрічаються переважно у вигляді сульфідів – аурипігменту Аs2S3, антимоніту або стибійного блиску Sb2S3, бісмутового блиску Ві2S3, арсенопіриту FеАsS, тетрадиміту Ві2Те2S, а також оксигенвмісних сполук, наприклад, скородиту FеАsО4·2Н2О, бісмутової охри Ві2О3 тощо.

4.3 Фізичні властивості та алотропія

За звичайних умов азот N2  – газ без кольору, запаху і смаку, малорозчинний у воді (2,3 мл/100г Н2О при 0°C). Міцний внутрішньомолекулярний зв'язок, невеликий розмір та неполярність молекули N2 є причинами слабкої міжмолекулярної взаємодії, тому азот має низькі температури плавлення та кипіння (-2100С та -1960С відповідно).

Всі інші елементи V А групи за кімнатної температури – тверді речовини, мають декілька алотропних модифікацій. 

Для Фосфору відомі три алотропні видозміни: білий, червоний та чорний.

Білий фосфор – м'яка кристалічна речовина, схожа на віск з неприємним часниковим запахом. Білий фосфор – дуже отруйний, хімічно активний, легко самозаймається на повітрі, тому його зберігають під шаром води, в якій він практично не розчиняється. Добре розчиняється у сірковуглеці СS2 (якщо цим розчином зробити напис на стіні або змочити гніт свічки, то через деякий час, завдяки випаровуванню сірковуглецю, невидимий напис на стіні стане видимим, а свічка самозайметься). Білий фосфор має молекулярну гратку, у вузлах якої знаходяться тетраедричні молекули Р4. Білий фосфор – сильна отрута, при нагріванні до 320оС без доступу повітря перетворюється у червоний фосфор.

Червоний фосфор, на відміну від білого, не є отрутою, не розчиняється у сірковуглеці, не світиться у темряві. Червоний фосфор складається із угрупувань Р8 та Р9, пов'язаних містками з двох атомів фосфору. Червоний фосфор менш активний.

Чорний фосфор – найбільш стійка модифікація, утворюється з білого за нагрівання до 220 оС та за дуже високого тиску (1200 атм.). За зовнішнім виглядом він нагадує графіт та є напівпровідником.

Арсен, стибій та бісмут, як і фосфор, існують у вигляді декількох модифікацій. Жовтий арсен Аs4 за будовою нагадує білий фосфор. При зберіганні він самовільно перетворюється в більш стійку гексагональну форму, що за будовою нагадує чорний фосфор. Вона є найбільш стійкою також для стибію та бісмуту.

У ряду від фосфору до бісмуту зростають координаційні числа, з'являється металевий блиск, зменшується крихкість та збільшується електропровідність.

Домашнє завдання:параграф 41,виконати завдання

10. Напишіть рівняння реакцій, за допомогою яких можна здійснити перетворення:

NH3 → N2 → NO → КNO3 → O2;

Урок за 08.04

Тема:Контрольна робота з теми:Елементи пдгрупи Оксигену

Вашу Контрольну роботу ви можете знайти за посиланням join.naurok.ua

 Код доступу 9111024

Пам'ятайте,що після введення коду у Вас є 1 спроба та 45 хвилин для виконання тесту!

Завдання необхідно виконати до  8 квітня 23:00 

Урок за 07.04

Тема:Підготовка до Контрольної роботи

Домашнє завдання:Скласти кросворд на 10 питаня за темами параграфів36-40 частини №4

Підготуватись до контрольної роботи
Виконане дз за 05.04 та 07.04 надіслати мені на електронну пошту до 20:00

Урок за 05.04
Тема:Розв'язування вправ та задач

Завдання 1. Складіть рівняння реакцій відповідно до схеми (схему зображено на дошці або в картках-завданнях, учні виконують завдання по черзі біля дошки).

Для реакцій 4, 5, 10, 11 — скласти ОВР, реакції 6, 7, 8, 9 написати в іонно-молекулярній формі.

б) NO2  HNO3  NH4NO3  NH3  (NH4)2SO4

Завдання 2. Допишіть рівняння практично здійсненних реакцій (двоє учнів біля дошки, решта — за варіантами в зошитах).

Завдання 3. Обчисліть масу солі, що утворилася, якщо в реакцію вступило 34 г ферум(ІІІ) оксиду й 19,6 г сульфатної кислоти.

Для розв'язку завдання скористайтеся підказкою

1. Складіть рівняння реакції

2.Обчисліть молярні маси всіх речовин у рівнянні крім води

3.Знизу під рівнянням реакції підпишіть молярні маси речовин(під кожною речовиною її молярну масу)

4. Над речовинами зверху у рівнянні реакції підпишіть що відомо із дано, як Х позначте що треба знайти.

5. знайдіть Х

виконані завдання принести на наступний урок

Урок за 01.04

Тема:Значення Сульфатної кислоти

Виконайте завдання

1.закінчити   рівняння реакцій

      SO2  +  H2O →                                    SiO2  + H2O→

       N2O5 + H2O →                                    SO3 + H2O →

       SO3 + H2O →                                      CO2 + H2O →

2.Здійснити перетворення

Na → Na2O → NaOH → NaHSO4

3.Напишіть рівняння реакцій у молекулярній, повній та скороченій йонній формах.

 Na2SO4 + BaCl2 →

СuSO4 + КОН →

Виконані завдання принести на наступний урок

Урок за 25.01

Тема:Якісні реакції на йони лужноземельних металів

Повторити матеріал минулого уроку

Дз: здійснити перетворення

Виконане дз принести на наступний урок

Урок за 21.01

Тема:Сполуки елементів ІІ групи головної підгрупи ПС.

Дз: здійснити перетворення

виконане дз принести на наступний урок

Урок за 20.01

Тема:Порівняльна характеристика елементів ІІ групи головної підгрупи.

Дз: знайти інформацію про будь-який елемент ІІ групи головної підгрупи ПС

виконане дз та надіслати на пошту Scherbinka92@gmail.com 20.01 до 20:00

Урок за 18.01

Тема:Виконання вправ і задач

приклад розв'язання

Напишіть рівняння реакцій, за допомогою яких можна здійснити такі перетворення:

Розв’язання

1. Для одержання магній оксиду магній потрібно спалити в кисні:

2. Магній оксид — це основний оксид, а тому реагує з хлоридною кислотою:

3. Магній гідроксид можна одержати, доливши до розчину магній хлориду розчин лугу:

4. Магній сульфат можна одержати, доливши до одержаного магній гідроксиду розчин сульфатної кислоти:

5. Барій сульфат можна одержати лише при взаємодії магній сульфату з розчинною у воді сіллю Барію, наприклад, барій нітратом чи барій хлоридом:

Дз:виконати ланцюг перетворень

Na2O → NaOH → Na2CO3 → CO2 → BaCO3 → BaO

виконане дз та надіслати на пошту Scherbinka92@gmail.com18.01 до 20:00

Урок за 14.01

Тема:Сполуки Лужних металів,поширеність у природі

Дз:опрацювати параграф,виконати завдання #1 та 3 на фото,або підготуйте інформацію про будь-яку сполуку Натрію чи Калію

Домашнє завдання:виконане дз та надіслати на пошту Scherbinka92@gmail.com14.01 до 20:00

Урок за 13.01. 

Тема:Елементи головної підгрупи І групи ПС.

Перегляньте відео

Домашнє завдання:Виконати вправу.Зразок виконання є на наступному відео

Написати рівняння наступних перетворень:

                        К → КОН → К₂СО₃ → СО₂

Домашнє завдання:виконане дз та надіслати на пошту Scherbinka92@gmail.com13.01 до 20:00

Урок за 11.01

Тема:Хімічні властивості металів. Лабораторний дослід№2
Домашнє завдання:оформити лабораторну роботу та надіслати мені на  

пошту Scherbinka92@gmail.com 11.01 до 20:00

Тестове завдання «Хімічний калейдоскоп»(знайти відповіді на питання у додаткових джерелах)

1)  Метал з найвищою електропровідністю

2) Найважчий  метал

3) Найлегший метал 

4) Найпластичніший  метал

5) Рідкий метал за нормальних умов

6) Найтвердіший метал

7) Найм’якіший метал

8) Кольоровий метал

9) Найбільш тугоплавкий метал

10) «Найчорніший»  метал 

11) Метал – феромагнетик

12) Метал  жовтого кольору 

Хімічні властивості металів. 

Лабораторний дослід№2

Тема:Дослідження хімічних властивостей металів(Вам слід після кожного відео досліду описати свої спостереження та дописати рівняння реакцій)

Мета:дослідити загальні хімічні властивості металів,навчитися складати рівняння реакцій

Обладнання:відео дослідів,зошит

Хід роботи

1)Взаємодія з простими речовинами.                                                                       Найбільш енергійно метали реагують з неметалами ( реакції сполучення).

А) взаємодія з галогенами:

-         Горіння  натрію  з хлором

Na + Cl₂ =  дописати рівняння та урівняти коефіцієнти

-         взаємодія заліза з хлором

Fe + Cl₂ = дописати рівняння та урівняти коефіцієнти

Б) взаємодія з киснем:  Горіння Алюмінію

-         активні метали окиснюються швидко (Na-плавиться, К-вибухає)

-         взаємодія з Алюмінієм

  АІ + O₂ = дописати рівняння та урівняти коефіцієнти

2)Взаємодія з складними речовинами ( реакції  заміщення).

А) взаємодія з водою.

-         взаємодія натрію з водою

 Na  +  H₂O = дописати рівняння та урівняти коефіцієнти

Б) взаємодія з розчинами кислот

Взаємодія металів з розчином  хлоридної кислоти.

Zn +  HCl  = дописати рівняння та урівняти коефіцієнти

Си+  HCl  = дописати рівняння та урівняти коефіцієнти

Sn+  HCl  = дописати рівняння та урівняти коефіцієнти

В) взаємодія з розчинами солей.

-         Різниця в активності дозволяє одним металам витісняти інші з розчинів їх солей.

-         Взаємодія заліза та цинку з розчином купрум сульфату

-         Що спостерігаємо? Які ознаки проходження реакції?

Fe + CuSO₄ = дописати рівняння та урівняти коефіцієнти

-         Zn+ CuSO₄ = дописати рівняння та урівняти коефіцієнти

Оформіть висновок до Лабораторної роботи(Що вивчали,які реакції бачили,які метали взаємодіяли,що досліджували)

Урок за 26.11

Тема:Семінар:Значення окисно-відновних реакцій у природі та техніці

Перегляньте відео

 АЛГОРИТМ  СКЛАДАННЯ ЕЛЕКТРОННОГО БАЛАНСУ

На прикладі розглянемо порядок складання електронного балансу, за допомогою якого можна урівнювати складні окисно-відновні реакції.

1)  У записаному рівнянні реакції визначити ступені окиснення всіх елементів.

2)  Визначити, які елементи в процесі хімічної реакції змінюють ступінь окиснення.

3)  Записати окремо процеси окиснення та відновлення з указівкою кількості електронів, що беруть участь у кожнім процесі.

4)  Визначити окисник і відновник.

5)  Визначити коефіцієнти, на які необхідно помножити рівняння окиснення й відновлення, щоб кількість електронів, відданих відновником і прийнятих окисником, була однаковою.

6)  Просумувати рівняння окиснення й відновлення з урахуванням отриманих коефіцієнтів або розставити відповідні коефіцієнти у вихідному рівнянні.

Оформлення окисно-відновної реакції з електронним балансом повинно виглядати таким чином:

H₂⁺¹S^-2 + O₂⁰ → S⁺⁴O₂^-2 + H₂⁺¹O^-2

Окисник       O₂⁰ +4е→ 2O^-2      НСК     3   відновлення

Відновник     S^-2-6е   →  S⁺⁴       12        2   окиснення

2H₂S + 3O₂ → 2SO₂ + 2H₂O

НСК шукається для кількості прийнятих та відданих електронів

Домашнє завдання:виконане дз та надіслати на пошту Scherbinka92@gmail.com 26.11 до 20:00

 Урівняти методом електронного балансу

CuSO₄ + Fe → FeSO₄ + Cu ;

KCl + F₂ → KF + Cl₂ ;

KMnO₄ + HCl → KCl + MnCl₂ + Cl₂ + H₂O .

Урок за 25.11

Тема:ОВР. Зрівнювання рівнянь методом електронного балансу.

Перегляньте відео. Виконайте завдання

1.          «Допиши речення»

1.Реакції, які відбуваються зі зміною ступеня окиснення називають…2.Число прийнятих або відданих електронів під час окисно-відновної реакції називають…

3. При втраті електронів ступінь окиснення…

4. При отриманні електронів ступінь окиснення…

5. У простих речовин ступінь окиснення дорівнює …

6. Процес втрачання електронів частинкою речовини називають…

7. Процес приєднання електронів частинкою речовини…

8. Частинка речовини, яка отримує електрони  й відновлюється називається…

9. Частинка, яка втрачає електрони й окислюється називається…

2.Визначити ступінь окиснення речовин:

HCIO₂   CuSO₄   Н₂CaCO₃     СІ₂AgNO₃СаHNO₃Mg

3.Напишіть для кожного рівняння який процес відбувається(окиснення чи відновлення) та ким являється елемент(окисником чи відновником)

а) Fe⁺²-1e →     Fe⁺³                        б)Mn⁺⁷+3e  →    Mn⁺⁴

в) Al⁰ – 3ē → Al⁺³;                    г) S⁰ + 2ē → S^–2.

д) Cr⁺² – 1ē → Cr⁺³;                е) S⁺⁶ + 8ē → S^–2.

 Урок за 12.11

Тема: Йонний зв'язок

перегляньте відео

Домашнє завдання:параграф 20 №3

виконане дз та надіслати на пошту Scherbinka92@gmail.com 12.10 до 20:00

Урок за 12.10

Тема: Виконування вправ з еми Періодичний закон та Періодична система

На основі вже вивченого матеріалу виконати завдання та надіслати на пошту Scherbinka92@gmail.com 12.10 до 20:00

1.Дати відповіді на питання

      1  Рік відкриття Періодичного закону?

2 Частина простору навколо ядра, де найімовірніше перебування електрона? 

3 Хто відкрив α-, β- та γ-випромінювання? 

4Що таке період?

5)   Яка підгрупа називається побічною?

6)   Хімічно неподільна частинка речовини? 

7)   Ядра атомів складаються з …

8)   В якому році та ким була запропонована планетарна модель будови атома?

9)   Чому дорівнює номер групи?

10)      Чому дорівнює порядковий номер хімічного елемента?

11)     Графічне зображення періодичного закону – це … 

12)   Автор Періодичного закону? 

13)    Атомні орбіталі можуть мати форму … 

14)  Як називаються хімічні елементи VIII групи головної підгрупи? 

15)   Чому дорівнює номер періоду?

2.Охарактеризуйте за планом елементи № 17,36,78

1.  Представник якої родини
2.         Порядковий номер
3.         Відносна атомна маса
4.         Заряд ядра атома
5.          Кількість електронів
6.          Кількість протонів
7.          Кількість нейтронів
8.          Валентність
9.          Формула вищого оксиду
10.          Формула водневої сполуки 
11.           Електронна формула
12.           Графічне зображенн
13. Кількість електронів на зовнішньому рівні, кількість спарених та неспарених електронів