Хімія

25.09.25

Тема. Хімічний зв’язок і будова речовин.

12.09.25

Тема.Повторення найважливіших питань курсу хімії 8 класу.Склад і властивості основних класів неорганічних сполук. Кислоти.Основи.

Домашнє завдання

1. Опрацювати пар.1. Стаття "Кислоти"

2. Які розчини можна одержати при взаємодії : а) калій гідроксиду з сульфатною кислотою; б) купрум (ІІ) гідроксиду з сульфатною кислотою; в) бісмут (ІІІ) гідроксиду з ортофосфатною кислотою.

3. *Визначте масу натрій гідроксиду, яку необхідно витратити для нейтралізації 0,5 моль хлоридної кислоти.

05.09.25

Тема. Повторення найважливіших питань курсу хімії 8 класу.Склад і властивості основних класів неорганічних сполук. Оксиди. Кислоти.

Домашнє завдання.

1. Опрацювати пар.1 . Оксиди. Кислоти. (стр.5 - 8)

2. Завдання 5, 6 (в,д,е)

АСИНХРОННО

26.05.25 Тема. Підсумковий урок.

Діти, не всі виконали практичну роботу за 12.05.25 та контрольну роботу за 19.05.25.

Чекаю сьогодні до 20:00)

Список боржників 

Практична робота (12.05.25)

1. Дацкевич

2. Коваленко

3. Куниця

4. Самаренко

5. Соколова

6. Тимошенко

7. Тужива

8. Хадієв

Контрольна робота (19.05.25)

1. Бузіна

2. Конотопець

3. Леонович

4. Тимошенко

5. Тужива 

6. Хадієв

АСИНХРОННО

19.05.25 Тема. Контрольна робота. 

1. (1б) Укажіть елемент, який утворює генетичний ланцюжок: Е ➡️ Е2О3 ➡️ Е(ОН)2.

а) Алюміній       б) Магній         в) Карбон          г) Селен.

2. (1б) Укажіть тип хімічної реакції, в результаті якої утворюється сіль і вода.

а) заміщення              б) сполучення               в) нейтралізації               г) розкладу.

3. (1б) Укажіть пару основних оксидів.

а) CО2, СuO               б) MgO,  Na2O                б) ZnO, CaO                      г) P2O5,SiO.

4. (3б) Складіть рівняння реакцій між водою і сульфур(ІV) оксидом. Укажіть загальну суму коефіцієнтів у складеному рівнянні.

5. (3б) Складіть хімічні реакції за схемою:

а) метал + неметал =

б) метал + кислота =

в) основний оксид + кислотний оксид =

г) основа  + кислота =

д) сіль + кислота =

е) сіль(розчинна) + луг =

ж) сіль + сіль =

6. (3б) Складіть рівняння реакцій, за допомогою яких можна здійснити перетворення за схемою: фосфор ➡️ фосфор (V) оксид ➡️ ортофосфатна кислота ➡️ калій ортофосфат ➡️ барій ортофосфат

Контрольну роботу виконати та надіслати сьогодні 19.05.25 до 20:00!

14.04.25 Тема. Розв`язання вправ. Самостійна робота.

Перейдіть за посиланням: https://docs.google.com/document/d/1rlS_HOmofVo5CP6le2m-6Dxe4gLeTvkOo3-azUhAp5A/edit?usp=sharing

28.01.25 Тема. Розв`язування розрахункових задач.

Самостійна робота.

Перейдіть за посиланням:

https://docs.google.com/document/d/1MhUmqaul6BtqV9nTBP61jpkcBMxAnpbOscrwyIsTLiU/edit?usp=sharing

24.12.24.  Тест. Перейди за посиланням: https://vseosvita.ua/test/start/dcc385

до 25.12.24 до 20:00

26.11.24 Тема. Природа хімічного зв’язку. Електронегативність атомів хімічних елементів. Ковалентний зв'язок, його утворення.

Домашнє завдання (26.11.24)

1. Опрацювати пар.17, 18 (інформацію до уроку)

2. Завдання. 

1.Хімічний зв`язок - 

2.Ковалентний зв`язок - 

3.Валентність - 

4.Складіть формули Льюїса для молекул (електронна і графічна): NH3, O2,  CH4,  HBr,  I2, N2.

5*.Складіть графічні електронні формули для електронних оболонок атомів Фтору та Хлору в основному та збудженому стані.

Роботи чекаю до 02.12.24 до 20:00)

Інформація до уроку

Усі відомі хімічні елементи можна розділити на металічні і неметалічні. 

Металічні елементи — атоми яких здатні віддавати електрони.

Неметалічні елементи — атоми яких можуть приймати електрони.

При взаємодії металічного елемента з неметалічним атом першого втрачає електрони, а атом другого їх приймає. 

     Здатність атомів елементів відтягувати до себе спільні електронні пари в хімічних сполуках, називається електронегативністю (ЕН).

Оскільки загальні електронні пари утворюються валентними електронами, то можна сказати, що електронегативність — це здатність атома притягувати до себе валентні електрони від інших атомів.

Зверни увагу!

Чим більша електронегативність, тим сильніше у елемента виражені неметалічні властивості.

Шкала відносної електронегативності Полінга

Абсолютні значення ЕН — незручні для роботи числа. Тому, зазвичай, використовують відносну електронегативність за шкалою Полінга. За одиницю в ній прийнята ЕН Літію.

За шкалою Полінга найбільш електронегативним серед елементів, здатних утворювати сполуки, є Флуор, а найменш електронегативним — Францій. ЕН Францію дорівнює 0,7, а ЕН Флуору — 4.

Як правило, неметалічні елементи мають ЕН більше двох. У металічних значення ЕН менше двох. Деякі елементи (B,Si,Ge,As,Te) зі значеннями електронегативності, близькими до 2, здатні виявляти проміжні властивості.

  Елементи з високою і низькою електронегативністю вважаються активними. З високою — активні неметалічні елементи, з низькою — активні металічні елементи. У перших ЕН близька до 3 — 4, у других — до 1.  

Зміна електронегативності у Періодичній системі

Зі збільшенням порядкового номера елементів ЕН змінюється періодично.

У періоді вона зростає зліва направо при накопиченні електронів на зовнішньому шарі.

У групі вона знижується згори донизу при збільшенні числа електронних шарів і збільшенні атомних радіусів. 

  Найбільшу ЕН у кожному періоді мають найменші атоми, які мають сім зовнішніх електронів — атоми галогенів (інертні гази сполук не утворюють).

 Найменшу ЕН у періоді має найбільший атом з одним зовнішнім електроном — атом лужного елемента.

Зверни увагу!

Значення електронегативності елементів дозволяють визначити

— заряди атомів у сполуці;

— зміщення електронів при утворенні хімічного зв'язку.

При порівнянні ЕН елементів часто використовують ряд електронегативності, розташувавши елементи в порядку зменшення її значення:

F-O-N-Cl-B-rS-C-P-H-Si-Mg-Li-Na

У хімічних формулах сполук, як правило, на першому місці записується елемент з меншою електронегативністю, після нього — елемент з більшою електронегативністю.

Атоми більшості хімічних елементів не можуть існувати поодинці. Виняток становлять інертні елементи, які мають завершені зовнішні рівні: He,Ne,Ar,Kr,Xe,Rn,Uuo.  Молекули цих елементів є одноатомними.

  Атоми всіх інших елементів зв'язуються між собою і утворюють різні прості та складні речовини, число атомів в яких може змінюватися від двох до декількох тисяч. Атоми утримуються разом завдяки наявності хімічного зв'язку.

Хімічний зв'язок — це взаємодія, яка об'єднує атоми у складніші системи — молекули або кристали.

Причини утворення хімічного зв'язку:

1. Нестійкість  атомів з незавершеним  зовнішнім рівнем і прагнення до його заповнення.

2.  Прагнення до мінімуму енергії.

За сучасними даними хімічний зв'язок визначається взаємодією позитивно заряджених ядер і негативно заряджених електронів. Сили відштовхування врівноважуються силами притягування і атоми утримуються разом. Таким чином виникає хімічний зв'язок. Енергія створеної системи (молекули, кристала) нижче суми енергій вихідних атомів. 

При утворенні хімічного зв'язку енергія завжди виділяється.

При утворенні зв'язку відбувається заповнення зовнішніх енергетичних рівнів. Атоми набувають електронну будову найближчого інертного елемента. Для цього атоми неметалічних елементів приєднують електрони, щоб на зовнішньому рівні стало два (у Гідрогену) або вісім електронів (у всіх інших елементів).

 Ковалентний зв'язок

Ковалентний зв'язок утворюється при взаємодії неметалічних елементів. Атоми неметалічних елементів мають високу електронегативність і намагаються заповнити зовнішній електронний шар за рахунок чужих електронів. Два таких атома можуть перейти в стійкий стан, якщо об'єднають свої електрони.

Ковалентний зв'язок — це зв'язок між атомами неметалічних елементів, він утворюється за рахунок спільних електронних пар.

Розглянемо виникнення ковалентного зв'язку в простих речовинах.

1. Утворення молекули водню.

Кожен атом Гідрогену має один електрон. Для переходу в стійкий стан йому необхідний ще один електрон.

При зближенні двох атомів електронні хмари перекриваються. Утворюється спільна електронна пара, яка зв'язує атоми Гідрогену в молекулу. У просторі між двома ядрами спільні електрони бувають частіше, ніж в інших місцях. Там формується область з підвищеною електронною густиною і негативним зарядом. Позитивно заряджені ядра притягуються до неї, і утворюється молекула. При цьому кожен атом отримує завершений зовнішній рівень, що містить два електрони і переходить у стійкий стан. Ковалентний зв'язок з утворенням однієї спільної електронної пари називається одинарним. Спільні електронні пари (ковалентні зв'язки) утворюються за рахунок неспарених електронів, розташованих на зовнішніх енергетичних рівнях атомів, що взаємодіють.

У Гідрогену — один неспарений електрон. Для інших елементів їх число дорівнює  різниці «8 – №» групи.

Неметали VIIА групи (галогени) мають на зовнішньому шарі один неспарений електрон.

У неметалів VIА групи (Оксиген, Сульфур) таких електронів два.

У неметалів VА групи (Нітроген, Фосфор) — три неспарених електрони.

2. Утворення молекули фтору.

Атом Флуору на зовнішньому рівні має сім електронів. Шість з них утворюють пари, а сьомий — неспарений. При сполученні атомів утворюється одна спільна електронна пара, тобто виникає один ковалентний зв'язок. Кожен атом отримує завершений восьмиелектронний зовнішній шар. Зв'язок у молекулі фтору — одинарний. Такі ж одинарні зв'язки існують в молекулах хлору, брому та йоду. Якщо атоми мають кілька неспарених електронів, то утворюються дві або три спільні пари.

3. Утворення молекули кисню.

В атомі Оксигену на зовнішньому рівні — два неспарених електрона. При взаємодії двох атомів Оксигену виникають дві спільні електронні пари. Кожен атом заповнює свій зовнішній рівень до восьми електронів. Зв'язок в молекулі кисню — подвійний.

4. Утворення молекули азоту.

Атом Нітрогену має три неспарених електрони на зовнішньому рівні. У молекулі утворюються три спільні електронні пари. Зв'язок в молекулі азоту — потрійний. Утворення ковалентних зв'язків показують структурні (графічні) формули, в яких спільна електронна пара позначається рискою. Одна риска між атомами позначає одинарний зв'язок, дві риски — подвійний, три риски — потрійний:  H−H,    F−F,     Cl−Cl;     O=O,     N≡N

05.11.24 Тема.  Значення періодичного закону.

Домашнє завдання (05.11.24)

1. Опрацювати пар.12,13 (інформація до уроку)

2. Відповідно до розташування хімічного елемента в періодичній системі дайте характеристику наступним елементам: Li, Мg, N, S. ⏬Зразок. Перейдіть за посиланням: https://docs.google.com/document/d/1mi23vDJp5uJ1XgMCS5WaPwlqKjRuVhDwjdtgIjL-WBU/edit?usp=sharing 

Інформація до уроку

В атомах елементів першого періоду електрони утворюють 1 електронний рівень (електронний шар), в атомах елементів другого периоду — 2 електронні рівні, а в атомах елементів третього періоду — 3 рівні.

Число енергетичних рівнів в атомі хімічного елемента дорівнює номеру періоду, в якому цей елемент знаходиться в періодичній таблиці.(Це фізичний зміст номера періоду).

Приклад: в атомах елементів третього періоду Натрію, Магнію і Хлору електрони розташовуються на трьох електронних рівнях:

Na11)2)8)1;       Mg12)2)8)2;       Cl17)2)8)7.

Найбільший вплив на властивості атомів надають електрони зовнішнього рівню, оскільки вони слабо пов'язані з ядром. Це валентні електрони.

Якщо порівняти число валентних електронів в атомах, то можна зробити висновок про те, що у елементів одного періоду їх число збільшується, а у елементів однієї групи воно однаково і дорівнює номеру цієї групи.

Число валентних електронів для елементів A-груп співпадає з номером групи. (Це фізичний зміст номера A-групи).

Приклад: в атомах елементів VA групи Нітрогену і Фосфору на зовнішніх електронних рівнях знаходиться по 5 електронів:

N7)2)5;       P15)2)8)5.

Подібна закономірність заповнення електронних рівнів спостерігається і для елементів великих періодів. Будова зовнішнього енергетичного рівня повторюється в кожному періоді.

Число електронів на зовнішньому рівні атомів періодично повторюється, тому періодично повторюються властивості хімічних елементів.(Це суть і фізичний зміст періодичного закону).

Металічні властивості простих речовин

Металічні  властивості — здатність атомів віддавати електрони. Саме наявністю вільних електронів пояснюються загальні фізичні властивості металів: висока електропровідність і теплопровідність, характерний металічний блиск, ковкість.

Металічні властивості посилюються в групах зверху вниз.

У кожній головній підгрупі найбільш виражені металічні властивості в елементах сьомого періоду.

У періодах зліва направо відбувається послаблення металічних властивостей.

У кожному періоді найсильніші металічні властивості у елементів IA групи, тобто у елементів лужних металів.

У періодах металічні властивості слабшають, а в групах — посилюються.

Зверни увагу!

Найсильніші металічні властивості проявляє Францій.

Неметалічні властивості простих речовин

Неметалічні властивості є протилежними металічним.

Неметалічні властивості — здатність атомів приймати електрони.

У групі зверху вниз неметалічні властивості слабшають.
Найсильніший неметалічний елемент кожної групи розташовується вгорі (у другому періоді).

Неметалічні властивості в періодах посилюються зліва направо.

У кожному періоді найбільш виражені неметалічні властивості у елементів VIIA групи (у галогенів).

У періодах неметалічні властивості посилюються, а в групах — слабшають.

Зверни увагу!

Найсильніший неметалічні властивості проявляє Флуор.

Сполуки з Гідрогеном.

Сполуки з Гідрогеном утворюють майже всі елементи, але леткі сполуки утворюють лише неметалічні елементи. Такі сполуки є речовинами молекулярної будови . Металічні елементи не здатні утворювати летких сполук із Гідрогеном.

У сполуках з Гідрогеном неметалічні властивості виявляють свою нижчу валентність. Щоб її визначити, треба від 8 відняти номер групи. 

Приклад, 

Хлор, який розміщений у VII групі, у сполуці з Гідрогеном є одновалентним (8-1=7), тому формула цієї сполуки - НСl. 

Елемент V групи Фосфор у сполуці  з Гідрогеном тривалентний (8-5 =3), тому формула сполуки  - РН3