Хімія 11 - А клас
Хімія 11 - А клас
12 лютого 2024р.
Тема: Обчислення кількості речовини, маси або об'єму продукту за рівнянням реакції, якщо один із реагентів узято в надлишку.
Опрацюйте матеріал підручника п. 29 та сайту.
Задачі, в основі яких лежать обчислення за хімічним рівнянням, якщо одна з речовин узята з надлишком, називаються скорочено «задачі на надлишок». Їх ознака: в умові дано кількості (маси, об’єми, кількості речовини) обох реагентів. Обчислення здійснюють за тією речовиною, яка прореагувала повністю.
Під час розв’язування задач на надлишок потрібно дотримуватись наступного алгоритму:
Прочитайте задачу.
Складіть її стислу умову.
Складіть рівняння хімічної реакції, що відбувається.
Обчисліть молярні маси речовин.
Обчисліть кількості вихідних речовин.
Порівняйте кількості речовин реагентів, що відповідають рівнянню реакції та умові задачі, і визначити вихідну речовину, яка повністю прореагувала та за якою речовиною здійснюють подальші обчислення.
Обчислити кількість продукту реакції за рівнянням реакції.
У задачах, в яких мова йде про взаємодію розчину лугу з розчином багатоосновної кислоти, в залежності від того яка з них у надлишку, продуктами можуть бути кислі та середні солі або їх суміші.
Задача №1
Найефективніший спосіб знешкодження забруднених стічних промислових вод – це їх обробка речовинами, які перетворюють шкідливі домішки у нерозчинні сполуки. При цьому реагент-осаджувач може бути як у надлишку, так і недостачі. Підприємство подає на ділянку водоочищення стічну воду, що містить 3,31 кг плюмбум (II) нітрату. Осадження катіонів плюмбуму проводять додаючи до розчину 1,26 кг натрій карбонату.
Визначте, який реагент і у якій кількості взятий у надлишку. Розрахуйте масу осаду PbCO3, що при цьому утворився.
Дано:
m (Pb(NO3)2) =3,31 кг = 3310 г
m (Na2CO3) =1,27 кг= 1270 г
M (Pb(NO3)2) =331 г/моль
M (Na2CO3) =106 г/моль
M (PbCO3↓) =267 г/моль
Знайти:
n (надл.) =?
m (PbCO3) =?
Розв’язання:
1) Пишемо рівняння реації
Pb(NO3)2 + Na2CO3 → 2 Na2CO3 + PbCO3↓
2) За умовою задачі кількість речовини реагента:
n (Pb(NO3)2) = = 10 моль
n (Na2CO3) = 12 моль
3) За рівнянням реакції:
n (Pb(NO3)2): n (Na2CO3) = 1:1
За умовою задачі:
n (Pb(NO3)2): ν (Na2CO3) = 10:12
Звідси: Na2CO3 – у надлишку. Тому розрахунки проводимо за Pb(NO3)2.
4) З рівняння реакції складаємо пропорцію:
х=10 моль
х= n(PbСO3↓) = 10 моль
m (PbСO3↓) = ν (PbСO3)*M (PbСO3) =10 моль*267 г/моль = 2670 г =2,67 кг
Відповідь: m (PbСO3↓) =2,67 кг.
Задача №2
Німецький хімік Йоганн Рудольф Глаубер відкрив методи добування багатьох солей і кислот. В історії хімії найбільше відомі дві реакції Глаубера: одержання натрій сульфату ("глауберової солі") і хлороводню під час взаємодії кухонної солі з сульфатною кислотою, і синтез "сурм’яного масла". "Сурм’яне масло" – це старовинна назва стибій (III) хлориду SbCI3. Як ви, вважаєте, для чого можна застосовувати дану сполуку?.
Глаубер отримав SbCI3 ("сурм’яне масло") із наступної реакції: 3HgCI2+Sb2S3 = 2SbCI3↑+3HgS. Скільки золотників "сурм’яного масла" (1 золотник=4,266 г) можна добути із 153,32 г HgCI2 і 64,53 г Sb2S3.
Дано:
m (HgCI2) =153,32 г
m (Sb2S3) =64,53 г
M (HgCI2) =272 г/моль
M (Sb2S3) =340 г/моль
Знайти:
1) m (SbCI3) - ?
2) К-ть золотників SbCI3 -?
(якщо 1 золотник=4,266 г)
3) Для чого застосовують SbCI3 - ?
Розв’язання:
1) Пишемо рівняння реації
3HgCI2+Sb2S3 → 2SbCI3↑+3HgS
2) За умовою задачі кількість речовини реагента:
n (HgCI2) = = 0,56 моль
n (Sb2S3) = 0,19 моль
3) За рівнянням реакції:
n (HgCI2): ν (Sb2S3) = 3:1
За умовою задачі:
n (HgCI2): n (Sb2S3) = 0,56:0,19
Розрахунки проводимо за HgCI2.
4) З рівняння реакції складаємо пропорцію:
х=0,38 моль
х= n (SbCI3) =0,38 моль
m (SbCI3) = ν(SbCI3) *M(SbCI3) =0,38 моль * 228,5 г/моль =85,85 г
5) Знаходимо к-ть золотників "сурм’яного масла" (SbCI3), якщо 1 золотник =4,266 г:
1золотник – 4,266 г
у золотників – 85,85 г
у =20,12 золотників
6) Для чого застосовують SbCI3 - ?
У процесі фарбуваня тканин, як протраву; як каталізатор в органічному синтезі; як розчинник (неводний) і т.д..
Відповідь: m (SbCI3) =85,85 г; 20 золотників.
Дом. завд. Опрацювати матеріал підручника п. 29 та сайту розвязати задачу № 1 с. 158.
9 лютого 2024р.
Тема: Особливості взаємодії металів з нітратною та концентрованою сульфатною кислотою.
Опрацюйте матеріал підручника п. 21 та сайту.
1.Фізичні властивості нітратної кислоти
HNO3 - безбарвна рідина з різким подразнюючим запахом, дуже гігроскопічна, летка, важча за воду. Безводна нітратна кислота «димить» на повітрі, так як при кімнатній температурі під дією світла частково розкладається з виділенням NO2 і набуває жовтого забарвлення. Кислота змішується з водою у будь-яких співвідношеннях. Водний розчин з масовою часткою 95-98 % HNO3 називається концентрованим. На практиці використовують водний розчин з масовою часткою 63-65% HNO3, який також називають концентрованим. Нітратна кислота є однією з найсильніших кислот і потребує дуже обережного поводження. (Бесіда з учнями про правила безпеки життєдіяльності при роботі з кислотами, особливо про правила розведення кислот та правила поводження при потраплянні кислоти на одяг та шкіру).
2.Хімічні властивості нітратної кислоти
2.1.Загальні властивості нітратної кислоти:
Нітратна кислота належить до сильних одноосновних неорганічних кислот. У водному розчині дисоціює, взаємодіє з основними і амфотерними оксидами, основами та солями:
Дисоціація: HNO3 ↔ H+ + NO3 -
На світлі або при нагріванні розкладається:
4HNO3 = 4NO2 + 2Н2О + О2
Взаємодія з основними і амфотерними оксидами:
2HNO3 + СаО = Са(NO3)2 + Н2О;
2HNO3 + ZnО = Zn(NO3)2 + Н2О;
Взаємодія з основами і амфотерними основами:
HNO3 + NаОH = NаNO3 + Н2О;
2HNO3 + Zn(ОH)2 = Zn(NO3)2 + Н2О;
Взаємодія з солями:
2HNO3 + Nа2S = 2NаNO3 + Н2S ↑
2.2. Специфічні властивості нітратної кислоти
Нітратна кислота – сильний окисник, тому її реакції з металами значно відрізняються від таких реакцій інших кислот. Нітратна кислота специфічно взаємодіє майже з усіма металами, водень в результаті реакції ніколи не виділяється, а утворюються продукти відновлення Нітрогену, які залежать від активності металу та концентрації кислоти: NO2 (+4); HNO2 (+3); NO(+2); N2O (+1); N2 (0); NН3 (-3); NН4 NO3 (-3)
Загальне рівняння взаємодії нітратної кислоти з металами:
HNO3 + Ме = Ме(NO3)у + Н 2О + NO (або NO2; HNO2 ; N2O; N2; NН3; NН4 NO3 )
А)Взаємодія концентрованої нітратної кислоти з металами
* HNO3конц. на холоді пасивує Al, Fe, Co, Ni, Cr та їхні сплави внаслідок утворення міцних оксидних плівок цих металів; при нормальних умовах також не взаємодіє з Au, Pt.
*концентрована нітратна кислота при взаємодії з активними металами (лужними та лужноземельними) відновлюється до N2O (*при складанні рівнянь електронного балансу в окисно-відновних реакціях іноді доводиться подвоювати коефіцієнти): 10HN+5O3конц. + 4Са0= 4Са+2(NO3)2 + N+12O↑ + 5Н2О
N +5 + 4е - →N +1 ⼁1/2⼁ процес відновлення, окисник
Са0 - 2е- → Са+2 ⼁2/4⼁ процес окиснення, відновник
*у реакції з металами середньої сили (Zn,Cd,Sn, Pb,Cu,Ag,Hg) HNO3 відновлюється до NO2: 4HN+5O3конц. + Сu0 = Сu+2(NO3)2 + 2N+4O 2↑+ 2Н2О
N +5 + 1е - → N +4 ⼁2⼁ процес відновлення, окисник
Сu0 - 2е- → Сu+2 ⼁1 ⼁ процес окиснення, відновник
Б)Взаємодія розбавленої нітратної кислоти з металами *розбавлена HNO3 при дії на активні метали (лужні та лужноземельні) відновлюється до NН4NO3: 10HN+5O3розб. + 4Са0= 4Са+2(NO3)2 + N-3Н4NO3 + 3Н2О
N +5 + 8е - →N -3 ⼁1⼁ процес відновлення, окисник
Са0 - 2е- → Са+2 ⼁4⼁ процес окиснення, відновник
*менш активні метали (Fe, Co, Ni, Sn) відновлюють розбавлену HNO3 до N2O: 30HN+5O3розб. + 8Fe0 = 8Fe+3(NO3)3 +3N+12O↑+ 15Н2О
N +5 + 4е - → N +1 ⼁3/6⼁ процес відновлення, окисник
Fe0 - 3е- → Fe+3 ⼁4/8 ⼁ процес окиснення, відновник
*при дії розбавленої HNO3 на Pb, Cu, Ві виділяється NO:
8HN+5O3розб. + 3Сu0 = 3Сu+2(NO3)2 +2N+2O↑ + 4Н2О
N +5 + 3е - → N +2 ⼁2⼁ процес відновлення, окисник
Сu0 - 2е- → Сu+2 ⼁3 ⼁ процес окиснення, відновник
*розбавлена HNO3 на Ag, Hg, Au, і платинові метали не діє.
В)Метали, які не розчиняються у нітратній кислоті будь-яких концентрацій, розчиняються у суміші концентрованих HNO3 та HCl (1:3) –«царська вода», яка розчиняє золото на платинові метали:
Au + HNO3 + 3HCl = AuCl3 + NO↑ + 2Н2О
2.3.Застосування нітратної кислоти.
Нітратна кислота є одним із найважливіших продуктів хімічної промисловості і виробляється в дуже великих кількостях, використовується:
* у виробництві азотних добрив;
* у кольоровій металургії для розділення металів;
* у хімічній промисловості для виробництва пластмас, вибухових речовин, целулоїду і фотоплівки, штучного волокна, органічних барвників, лікувальних речовин.
Дом. завд. Опрацювати матеріал підручника п. 21та сайту
5 лютого 2024р.
Тема: Карбон, його сполуки.
Опрацюйте матеріал підручника с. 144-145 та сайту.
Карбон — хімічний елемент № 6
. Він розташований у IVА групі Періодичної системи.
На зовнішньому шарі атома Карбону містяться чотири валентних електрони, і до його завершення не вистачає чотирьох електронів. Тому в сполуках з металами для Карбона характерна ступінь окиснення −4, а при взаємодії з більш електронегативними неметаллами він проявляє позитивні ступені окиснення: +2 або +4.
У природі Карбон зустрічається як у вигляді простих речовин, так і у вигляді сполук. У повітрі міститься вуглекислий газ CO2. У земній корі поширені карбонати(наприклад, CaCO3 утворює крейду, мармур, вапняк). Горючі копалини (вугілля, торф, нафта, природний газ) складаються з органічних сполук, головним елементом яких є Карбон.
Карбон належить до життєво важливих елементів, оскільки входить до складу молекул усіх органічних речовин.
Прості речовини
Карбон утворює декілька алотропних видозмін, з яких найбільш відомими є алмаз і графіт.
Алмаз має атомну кристалічну ґратку. Кожен атом Карбону в алмазі зв'язаний чотирма міцними ковалентними зв'язками з сусідніми атомами, розташованими у вершинах тетраедра.
Завдяки такій будові алмаз — найтвердіша з усіх відомих природних речовин. Усі чотири валентних електрони кожного атома Карбону беруть участь в утворенні зв'язків, тому алмаз не проводить електричний струм. Це безбарвна прозора кристалічна речовина, добре заломлює світло.
Графіт теж має атомну кристалічну ґратку, але ґратка графіту є шаруватою. Кожен атом Карбону сполучений міцними ковалентними зв'язками з трьома сусідніми атомами. Утворюються плоскі шари з шестикутників, які між собою слабо зв'язані. Один валентний електрон у атома Карбону залишається вільним.
Графіт є темно-сірою речовиною з металічним блиском, жирний на дотик. На відміну від алмазу, графіт непрозорий, проводить електричний струм і залишає сірий слід на папері. Графіт має дуже високу температуру плавлення (3700 °С).
Алмаз і графіт можуть взаємоперетворюватися. При сильному нагріванні без доступу повітря алмаз чорніє і перетворюється на графіт. Графіт можна перетворити на алмаз при високій температурі і великому тиску.
З найдрібніших частинок графіту складаються сажа, деревне вугілля та кокс. Сажа утворюється при неповному згорянні палива. Деревне вугілля отримують при нагріванні деревини без доступу повітря, а кокс — переробкою кам'яного вугілля.
Деревне вугілля має пористу будову і має здатність поглинати гази і розчинені речовини. Така властивість називається адсорбцією.
Хімічні властивості
Алотропні модифікації Карбону в хімічних реакціях можуть проявляти і окисні, і відновні властивості. Окисні властивості Карбону виражені слабше, ніж у інших неметалів другого періоду (Нітрогену, Оксигену і Флуору).
Взаємодія з металами.
Вуглець реагує з металами при високій температурі з утворенням карбідів.У цій реакції вуглець виступає як окисник.
Взаємодія з воднем.
Реакція відбувається при сильному нагріванні. Утворюється метан. Вуглець — окисник.
Взаємодія з киснем.
Вуглець горить у кисні з утворенням вуглекислого газу і проявляє в цій реакції відновні властивості.
Взаємодія з оксидами металів.
Вуглець здатний відновлювати метали з їх оксидів.
Застосування простих речовин
Алмаз застосовується:
для обробки твердих поверхонь;
для різання скла;
для виготовлення бурів і свердел;
для виготовлення ювелірних прикрас.
Графіт використовується:
при виготовленні олівців;
як тверде мастило в підшипниках;
для виготовлення електродів;
як сповільнювач нейтронів в ядерних реакторах;
для отримання штучних алмазів.
Сажа:
входить до складу друкарської фарби, крему для взуття;
використовується як наповнювач для виробництва гуми.
Вугілля використовується:
в протигазах, промислових і побутових фільтрах;
для очищення цукрового сиропу, спирту, тощо;
в медицині.
Кокс застосовується в металургійній промисловості.
Дом. завд. Опрацювати матеріал підручника с. 144-145 та сайту
2 лютого 2024р.
Тема: Кислоти. Властивості кислотних оксидів. Кислотні дощі.
Опрацюйте матеріал підручника п. 20 та сайту.
Кислоти — це електроліти, які у водному розчині дисоціюють на катіони Гідрогену й аніони кислотного залишку.
ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ КИСЛОТ. Катіони Гідрогену зумовлюють загальні хімічні властивості кислот, кислотні залишки — специфічні.
Про специфічні властивості деяких кислот ви дізналися в попередніх класах. Так специфічною властивістю сульфатної кислоти, а точніше сульфат-аніона, є утворення нерозчинної солі барій сульфату (білого осаду) з катіонами Барію Ва2+. Оскільки зазначені аніони входять до складу сульфатів, то всі розчинні сульфати аналогічно кислоті взаємодіють з електролітами, що містять катіони Барію Ва2+. Специфічна властивість хлоридної кислоти полягає в утворенні білого сирнистого нерозчинного осаду аргентум(І) хлориду з катіонами Аргентуму Ag+. Усі розчинні хлориди взаємодіють з розчином, що містить катіони Аргентуму Ag+.
ПОНЯТТЯ ПРО КИСЛОТНІ ДОЩІ ТА ПРИЧИНИ ЇХ ВИНИКНЕННЯ. Чи доводилося вам спостерігати, як після довгоочікуваного літнього дощу рослини, замість того, щоб рости й плодоносити, жовкнуть, в'януть і навіть гинуть (досить часто це трапляється з огірками)? З великою ймовірністю можна стверджувати, що дощ був не звичайний, а кислотний, саме він і завдав шкоди рослинам. Кислотні дощі пошкоджують листки, руйнують їхні захисні воскові покриви, через що ті стають легкопроникними для комах, шкідливих грибів і мікроорганізмів. Змінюється обмін речовин у клітинах рослин, що сповільнює їх ріст і розвиток, знижуються врожаї. Під дією кислотних опадів істотно прискорюється корозія металів, порушується цілісність лакофарбових покриттів і скла, руйнуються будівлі й пам'ятники архітектури. Окрім рослин, кислотні дощі завдають шкоди тваринам, водоймам і водоростям, збільшують кислотність ґрунтів, погіршуючи їх родючість. Унаслідок контактування з кислотними дощами у людей підвищується ризик захворювання на астму, алергію, онкологічні захворювання.
Кислотні дощі — це всі види опадів (дощ, сніг, град, туман), кислотність яких нижча за 5,5. Хімічний аналіз кислотних дощів показує наявність у них сульфітної, сульфатної, нітритної, нітратної кислот. Поява цих речовин в опадах — наслідок забруднення атмосфери оксидами Сульфуру та Нітрогену.
Оксиди Сульфуру й Нітрогену потрапляють в атмосферу під час переробки нафти, спалювання викопного палива (теплові електростанції) і вуглеводневого пального у двигунах внутрішнього згорання (автомобільний транспорт, літаки), а також разом з викидними газами металургійних і хімічних підприємств. Усе це — джерела кислотних дощів антропогенного походження.
Природними джерелами надходження сульфур(IV) оксиду в атмосферу є виверження вулканів. Природні надходження в атмосферу оксидів Нітрогену відбуваються під час електричних розрядів (блискавок) за схемою:
азот повітря → нітроген(II) оксид → нітроген(IV) оксид.
• Складіть рівняння за даною схемою.
ҐРУНТИ Й КИСЛОТНІ ДОЩІ. Ґрунти теж потерпають від кислотних дощів: знижується родючість ґрунту, змінюється склад ґрунтових мікроорганізмів, погіршується доступність поживних речовин для рослин.
Кислотність ґрунтів — властивість, зумовлена наявністю в ґрунтовому розчині катіонів Гідрогену Н+. Кислотні ґрунти — це ґрунти, рН яких менше від 7, нейтральні — близько 7, а лужні — понад 7.
Як вам відомо, для визначення точного показника кислотності використовують рН-метри, а також спеціальні електронні прилади. Доступним для вас є спосіб визначення кислотності за допомогою універсального індикаторного папірця. Порівнюючи його колір у досліджуваному середовищі зі шкалою (мал. 44 на с. 108), з'ясовують, кислотним, лужним чи нейтральним воно є.
Удома кожен з вас може виготовити індикаторний папір із соку червоноголової капусти чи соку смородини. Зверніться до Інтернету за інформацією, як виготовити такий папір, і випробуйте його на розчинах лимонної кислоти, оцту, мила, прального порошку, а також дощовій чи сніговій воді. Розташуйте випробувані вами розчини за збільшенням водневого показника. Зробіть висновок, як змінюється кислотність ґрунту навколо місця миття машини мийними засобами в домашніх умовах.
ЯК ВИНИКАЮТЬ КИСЛОТНІ ОПАДИ? Кислотний дощ утворюється в атмосфері в результаті реакції між водяною парою й такими забруднювальними речовинами, як сульфур(IV) оксид SO2, сульфур(VI) оксид SO3, нітроген(IV) оксид NO2. Це кислотні оксиди, тому продуктами реакцій з водою є сульфатна, сульфітна, нітратна, нітритна кислоти.
Хімізм розглянутих процесів передають такі рівняння реакцій:
1) Н2О + SO2 = H2SO3 (сульфітна кислота),
2H2SO3+ O2 = 2H2SO4(сульфатна кислота);
2) у результаті фотохімічного окиснення сульфур(ІV) оксид зазнає перетворення за схемою SO2 → SO3:
2SO2+ О2 = 2SO3;
3) Н2О + SO3= H2SO4(сульфатна кислота);
4) несолетворний нітроген(ІІ) оксид у повітрі легко окиснюється до нітроген(IV) оксиду, який є кислотним оксидом двох кислот:
Утворені кислоти в аерозольному вигляді перебувають у хмарах, а разом з опадами потрапляють на землю (мал. 45). Аерозолі сульфітної й сульфатної кислот складають близько 2/3 кислотних опадів, 1/3 — це аерозолі нітритної й нітратної кислот.
Дощова вода, що утворюється в результаті конденсації водяної пари, повинна мати нейтральну реакцію середовища, тобто рН = 7. Проте до складу повітря входить вуглекислий газ (об'ємний вміст близько 0,03 %) і дощова вода, яка розчиняє його з утворенням карбонатної кислоти, ледь підкислюється. Тому рН дощової води дещо нижче цього показника.
Дом. завд. Опрацювати матеріал підручника п. 20 та сайту та виконати тести
Повідомте учням
Код доступу 5200293
Попросіть учнів використати цей код,
відкривши посилання
Тести
1.Який агрегатний стан оксидів: SiO2 , NO2 , SO3:
а)газоподібний,рідкий,твердий б)рідкий в)твердий, газоподібний,рідкий г)твердий
2.Бінарні сполуки будь-якого елемента з Окигеном, ступінь окиснення якого -2
а)Кислоти б)Солі в)Оксиди г)Основи
3.Яку кристалічну гратку має силіцій(ІV) оксиду
а)молекулярна б)металічна в)атомна г)Йонна
4.Оксиди розділяють на:
а)основні б)Солетворні, несолетворні в)амфотерні г)кислотні
5.Оберіть отримання оксидів окисненням бінарних сполук киснем.
а)Zn(OH)2 → ZnO + H2O б)MgCO3 → MgO + CO2 в)ZnS + O2 →ZnO + SO2 г)С + О2 →СО2
6.Парниковий ефект це
а)Процес накопичення оксидів на поверхні землі.
б)Хімічно активний процес перетворення О2→О3
в)Явище в атмосфері Землі, зумовлене тим, що молекули наявних у ній газів перешкоджають сонячним променям, що відбилися від поверхні Землі, повертатись у Космос.
7.Укажіть формулу речовини, яка відіграє важливу роль в утворенні "парникового ефекту"
а)CO б)SiO2 в)CO2 г)NO2
8.Укажіть причину надзвичайної небезпеки для життя карбон(ІІ) оксиду
а)взаємодіє з ферментами й сповільнює біохімічні реакції
б)утворює міцну сполуку з гемоглобіном і блокує газообмін
в) утворює токсини з елементами крові
9.Основними парниковими газами в атмосфері Землі є
а)H2O; CO2; O3; N2O; CH4 б)H2O; CO2; O3
в)Водяна пара, вуглекислий газ, озон, нітроген(І) оксид, метан.
10.Процес фотохімічного окиснення сульфур(ІV) оксид зазнає перетворення за схемою:
а)Н2О + SO3 = Н2SO4 б)2SO2 + О2 = 2SO3; в)SO2 → SO3 г)2H2SO3 + O2 = 2H2SO4
11.рН дощової води повинен дорівнювати...
а)5 б)6 в)7 г)3
12.Особлива властивість якої кислоти й ортофосфатів полягає в утворенні під час реакцій йонного обміну жовтого осаду Аg3РО4
а)Нітратної б)Хлоридної в)Ортофосфатної
29 січня 2024р.
Тема: Оксиди неметалічних елементів, їх уміст в атмосфері.
Опрацюйте матеріал підручника п. 19 та сайту.
Майже всі неметалічні елементи утворюють оксиди
Класифікація оксидів :
1.несолетворні (утворені неметалічними елементами: СO, SiO, NO, N2O)
2.солетворні: основні, атмосферні, кислотні (утворені неметалічним елементом).
Будова оксидів неметалічних елементів :
- складаються з молекул
- кристалічна ґратка - молекулярна,
- ковалентні зв’язки між атомами є полярними, а самі молекули можуть бути полярними і неполярними
Фізичні властивості кислотних оксидів .
між молекулами діють слабкі ван-дер-ваальсовські сили міжмолекулярної взаємодії, що обумовлює те, що кислотні оксиди :
- багато представників мають запах.
- можуть перебувати у твердому, рідкому і газоподібному агрегатному станах :
сполуки SO2, NO2, NO, CO2, CO є газами (перші два мають характерні запахи),
оксид N2O4 — рідина,
оксиди P2O5, SiO2 — тверді речовини.
- Розчиняються у воді : SO2, SO3, NO2, CO2, P2O5 і багато інших оксидів неметалічних елементів (мал. 49 стор 114), взаємодіючи з нею й перетворюючись на кислоти.
- мають низькі температури кипіння або плавлення, - неміцні.
Поширення кислотних оксидів в атмосфері :
Виступи учнів з повідомленнями на тему :
- Поширеність оксидів неметалів а атмосфері
- Фізіологічна дія деяких кислотних оксидів
- Парніковий ефект : причини і наслідки.
Дом. завд. Опрацювати матеріал підручника п. 19 та сайту.
26 січня 2024р.
Тема: Силіцій. Сучасні селікатні матеріали.
Опрацюйте матеріал підручника п. 31 та сайту.
Цемент, бетон, цегла, кераміка, скло — продукція силікатної промисловості. Назва підказує, що до їх виробництва причетний Силіцій, а точніше його сполуки.
Силіцій — другий за поширеністю хімічний елемент земної кори, а силікатні матеріали — одні з найпоширеніших будівельних і конструкційних матеріалів, які використовуються людиною.
Силікатні матеріали це: цегла, скло, граніт, бетон, кераміка, цемент.
Силікати:
Природні: глина, пісок, вапняк, крейда, доломіт, польовий шпат, кремнезем.
Штучні і синтетичні: сульфат натрію, окиси металів, сода, бура, відходи металургійних та хімічних виробництв (шлаки, сланцева зола).
Назва силікат-
ного матеріалу Хімічний склад Застосування Рівняння реакції
Скло сода Na2CО3, вапняк СаСО3 і хімічний посуд, Na2CО3 + SiО2 = Na2SiО3 + CО2↑
пісок SiО2→ спрощеною формулою: лампочки, у СаСО3 + SiO2 = CaSiО3 + СО2↑
Na2О • СаО • 6SiО2 медицині (кварцові
лампи); емаль — це
матеріал, виготовлений
із звичайної скломаси
шляхом додавання до
неї станум(IV) оксиду
Цемент 62-76 % СаО, 20-24 % SiO2, є незамінним зв'язувальним 2(3СаО*SiO2) +6H2O=
4-7 % Al2O3, незначну кількість матеріалом для цегли, 3CaO*2SiO2*3H2O+
Fe2O3 та MgO будівельних блоків 3Cf(OH)2
Глина (кераміка, порцеляна — один із видів виготовляють санітарно-
фаянс, порцеляна) тонкої кераміки, складається в технічні вироби, Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O
основному з SiО2, Al2О3 і К2О; електроізолятори,
Фаянс — керамічний матеріал, предмети побуту і
схожий на порцеляну(різні художні вироби;
співвідношення), покритий тонкою із фаянсу виготовляють
склоподібною плівкою — поливою. облицювальну плитку,
посуд, художні вироби.
Кераміка використовується
у будівництві(цегла, панелі
для стін, плитка для підлоги,
черепиця, труби, глиняний посуд)
Бетон СаО, Al2O3, SiO2 і Fe2O3 будівельна промисловість 1) CaO SiO2 +CO2 +H2O (мости, будинки, гребель) = CaCO3↓ + H2SiO3↓;
2) Ca3SiO5 +H2O = Ca2SiO4 +Ca(OH)2
3) Ca2SiO4 +4H2O = Ca2SiO4 4H2O ↓
Польовий шпат К2О · Аl2О3 · 6SiO2 входить до складу гірської породи граніту, під впливом дощу та снігу, за участю вуглекислого газу, що завжди присутній в атмосфері, повільно руйнується, перетворюючись на глину й пісок.
Цегла сировиною для виготовлення для пристрою фундаменту і цоколя(нижня частина фундамента);
будівельної цегли є глини з будівництва зовнішніх сходів; зведення внутрішньокімнатних
добавками піску, шамоту, а перегородок та стін; будівництва печей, камінів та димоходів;
іноді органічних добавок, будівництва колон, шахт ліфтів, димових труб;
щоб утворювались пори влаштування підвальних приміщень; облицювання зовнішніх
при їх вигорянні. Білу стін будинків
силікатну цеглу виготовляють
без випалювання, звичайним
пресуванням суміші піску і
вапна; після пресування цеглу
обробляють водяною парою
Дом. завд. Опрацювати матеріал підручника п. 31 та сайту.
22 січня 2024р.
Тема: Фосфор. Ортофосфатна кислота.Фосфати.
Опрацюйте матеріал підручника п. 21 та сайту.
Фо́сфор (P) — хімічний елемент 15-ї групи (згідно із застарілою класифікацією — головної підгрупи п'ятої групи) третього періоду періодичної системи хімічних елементів; неметал; атомний номер 15. Атомна маса 30,97376. Один з найпоширеніших елементів земної кори: 0,08-0,09% її маси. У вільному стані не зустрічається через високу хімічну активність. У природі відомий один стабільний ізотоп — 31Р. Відомі оксиди фосфору P2O5, P2O3, пероксид P2O6, карбід РС3. Утворює близько 190 мінералів, найважливішими з яких є апатит Ca5(PO4)3(F, Cl, OH), фосфорит та інші. Фосфор міститься у всіх частинах зелених рослин, ще більше його в плодах і насінні (див. фосфоліпіди). Міститься в тканинах тварин, входить до складу білків та інших найважливіших органічних сполук (аденозинтрифосфат (АТФ), дезоксирибонуклеїнова кислота (ДНК)), є біогенним елементом.
О́ртофосфа́тна кислота́, о́ртофо́сфорна кислота, фосфа́тна кислота[2] — неорганічна сполука, кислота складу Н3PO4, яка утворює ряд солей ортофосфатів (фосфатів). За кімнатної температури є білою кристалічною речовиною, а при нагріванні до 42,35 °C перетворюється на безбарвну в'язку рідину.
Широко застосовується для отримання мінеральних добрив, для створення захисних покриттів, у виробництві косметики та скла.
При нагріванні до 150 °C відбувається міжмолекулярна дегідратація з утворенням пірофосфатної кислоти:
2H3PO4→150oCH4P2O7+H2O
Подальшим нагріванням утворюється трифосфатна кислота H5P3O10.
Збільшення температури при нагріванні у вакуумі призводить до утворення метафосфатної кислоти:
nH3PO4→300oC(HPO3)n+nH2O
У водному розчині ортофосфатна кислота дисоціює ступінчасто:
H3PO4⇄H2PO4−+H+
(K1 = 7,1·10-3)
H2PO4−⇄HPO42−+H+
(K2 = 6,3·10-8)
HPO42−⇄PO43−+H+
(K3 = 4,4·10-13)
Проявляючи кислотні властивості, ортофосфатна кислота реагує з гідроксидами (ступінчасто):
H3PO4+NaOH→NaH2PO4+H2O
NaH2PO4+NaOH→Na2HPO4+H2O
Na2HPO4+NaOH→Na3PO4+H2O
2H3PO4+3Ca(OH)2→Ca3(PO4)2↓ +6H2O
H3PO4(conc.)+Ca(OH)2→CaHPO4↓ +2H2O
Взаємодіє з активними металами із виділенням водню:
2H3PO4+3Mg→Mg3(PO4)2+3H2↑
3H3PO4+4Fe→Fe3(PO4)2↓ +FeHPO4↓ +4H2↑
При взаємодії з оксидом фосфору(V), сполука концентрується з утворенням пірофосфатної кислоти:
8H3PO4+P4O10→80−100oC6H4P2O7
Концентрована ортофосфатна кислота в присутності концентрованої HNO3 здатна утворювати з металами гетерополісполуки, наприклад, фосфоромолібдатну кислоту:
H3PO4+12MoO3→H3[PMo12O40]
Промислова ортофосфорна кислота — це найважливіший напівпродукт для виробництва фосфорних і комплексних добрив (кормових фосфатів для тваринництва) та технічних фосфатів, широко використовується також, для фосфатування металів, виробництва зубних паст, як каталізатор в органічному синтезі. А також для очищення металевих поверхонь і створення антикорозійних покриттів.
Ортофосфорна кислота зареєстрована як харчова добавка Е338. Застосовується як регулятор кислотності у газованих напоях (на кшталт «Кока-кола» та «Пепсі»). Є відомості, що вона призводить до вимивання кальцію з організму людини уже за годину після споживання.
Дом. завд. Опрацювати матеріал підручника п. 21 та сайту.