title: Презентация на тему: Фолиевая кислота

text:
Фолиевая кислота
ГОУ СПО ТОМУ № 1 г. Узловая
Выполнила студентка группы 311
             Помыткина Елена
Преподаватель Коновалова Л. В.
Фо́лиевая кислота́ (лат. acidum folicum, фолацин; от лат. folium —лист) — водорастворимый витамин B9 необходимый для роста и развития кровеносной и иммунной систем. Наряду с фолиевой кислотой квитаминам относятся и её производные, в том числе ди-, три-, полиглутаматы и другие. Все такие производные вместе с фолиевой кислотой объединяются под названием фолацин.
Химическая формула
 C19H19N7O6
Структурная формула
Масштабная модель молекулы
 в пространстве
История открытия
В 1931 году исследователь Люси Уиллс сообщила о том, что приём дрожжевого  экстракта помогает вылечить анемию у беременных женщин. Это наблюдение привело исследователей в конце 1930-х годов к идентификации фолиевой кислоты как главного действующего фактора в составе дрожжей. Фолиевая кислота была получена из листьев шпината в 1941 году и впервые синтезирована химическим способом в 1945.
Биологическое значение
Фолиевая кислота необходима для создания и поддержания в здоровом состоянии новых клеток, поэтому её наличие особенно важно в периоды быстрого развития организма — на стадии раннего внутриутробного развития и в раннем детстве.
Биологическое значение
Процесс репликации ДНК требует участия фолиевой кислоты, и нарушение этого процесса увеличивает опасность развития раковых опухолей
Биологическое значение
От нехватки фолиевой кислоты страдает костный мозг, в котором происходит активное деление клеток. Клетки-предшественники красных кровяных телец, образующиеся в костном мозге, при дефиците фолиевой кислоты увеличиваются в размере, образуя так называемые мегалобласты и приводя к мегалобластной анемии.
Суточная норма
Взрослые - 400 мкг
Беременные женщины -  600 мкг
Кормящие женщины - 500 мкг
Дети - 150 до 300 мкг в день
Животные и человек не синтезируют фолиевую кислоту, получая её вместе с пищей, либо благодаря синтезу микрофлорой кишечника.
Фолиевая кислота в значимых количествах содержится в зелёных овощах с листьями, в некоторых цитрусовых, в бобовых, в хлебе из муки грубого помола, дрожжах, печени, входит в состав мёда.
Гиповитаминоз
Развивается редко, в основном при нарушениях усвоения ее организмом.
Симптомы гиповитаминоза: “красный язык”, анемия, апатия, усталость, бессонница, беспокойство, нарушения пищеварения, поседение, замедление роста, затрудненное дыхание, проблемы с памятью, врожденные дефекты потомства.
При дефиците фолиевой кислоты у беременной возрастает вероятность развития токсикозов, депрессий, появляются боли в ногах, развивается анемия беременных.
Гипервитаминоз
Большие дозы фолиевой кислоты иногда вызывают у детей диспепсию, повышение возбудимости ЦНС, могут привести к гипертрофии и гиперплазии эпителиальных клеток почек. Длительное применение больших доз фолиевой кислоты не рекомендуется из-за возможности снижения в крови концентрации витамина В12.
ОБЩИЕ ДАННЫЕ О ДЕЙСТВИЕ ФОЛИЕВОЙ КИСЛОТЫ:
Фолиевая кислота принимает активное участие в процессах регуляции функций органов кроветворения, оказывает антианемическое воздействие при макроцитарной анемии.
Фолиевая кислота влияет на функции кишечника и печени, повышает содержание холина в печени и препятствует ее жировой инфильтрации.
Фолиевая кислота поддерживает иммунную систему, способствую нормальному образованию и функционированию белых кровяных телец.
Фолиевая кислота играет важную роль при беременности. Она регулирует формирование нервных клеток эмбриона, что крайне важно для нормального развития. Ежедневный прием фолиевой кислоты на ранних сроках беременности может предупредить такие дефекты нервного ствола плода, как аненцефалия и расщепление позвоночника (spina bifida) в 75% случаев.
Кроме того, фолиевая кислота предотвращает преждевременные роды, рождение недоношенных детей и преждевременный прорыв околоплодной оболочки.
Фоливевая кислота незаменима для снятия послеродовой депрессии, так что ее по праву можно назвать самым главным “женским” витамином.
В высоких дозах фолиевая кислота обладает эстрогеноподобным действием, она может замедлить наступление менопаузы и ослабить ее симптомы, а у девушек-подростков она может корректировать задержку полового развития.
Спасибо за внимание


title: Презентация на тему: Формирование ответственного отношения школьников к окружающей среде родного края на уроках химии и во внеурочное время

text:
Формирование ответственного отношения школьников к окружающей среде родного края на уроках химии и во внеурочное время.

Работа учителя химии Малеваной  Е. В. МБОУ «СОШ №3                                                                         МО «Ахтубинский район»
Астраханской области.

Проблема твёрдых бытовых отходов требует решения.
            В 20-21 веке человеческая деятельность приобрела планетарный характер. Наше время стало отправным для перехода биосферы в НООСФЕРУ, т. е. в сферу разума.
             К сожалению, торжество разума не всегда подразумевает торжество совести и дальновидности.
             Сегодня население Земли представляет собой общество суперпотребителей. Подсчитано: на каждого из нас в год затрачивается 20 т. сырья, правда, больше 97% при этом идёт… в отходы. Горы отходов  образуются из веществ, которых нет в природе. Они не могут быть вовлечены в БИОЛОГИЧЕСКИЙ КРУГОВОРОТ.

 Информация к размышлению:бумага до полного разложения будет лежать         более 2 лет;консервная банка         90;полиэтиленовый пакет     200 лет; стекло    1000 лет.
Акция:     Вместе любое дело по плечу.

    В нашей школе была проведена акция по уборке бытовых отходов на прилегающих территориях. Совместная полезная  деятельность, способствует формированию экологического мышления, воспитывает неравнодушное отношение к природе, формирует активную жизненную позицию, укрепляет классный коллектив.
       Нам очень хотелось показать, что улучшить среду обитания  необходимо и возможно своими силами. Начать нужно с территории, вокруг своего дома, со своей улицы, навести порядок в своём городе. Ребята на практике выясняли из каких компонентов состоит бытовой мусор.
Информация к размышлению:
            В настоящее время в развитых странах производится от 1 до 3 кг бытовых отходов на душу населения в день, что составляет десятки и сотни миллионов тонн в год, причем, в США, например, это количество увеличивается на 10% каждые 10 лет.
             В России ежегодно производится около 3,8 млрд. тонн всех видов отходов. Количество ТБО составляет 63 млн. тонн/год (в среднем 445 кг на человека). В среднем перерабатывается
           10 % — 15 % мусора.
            Твёрдые бытовые отходы подвергаются переработке только на
           3 % — 4 %,
         промышленные на 35 %.
            В основном мусор свозится на свалки — их в России около 11 тысяч. В них захоронено около 82 млрд. тонн отходов. К сожалению, отлаженной системы массовой переработки мусора в России нет.
      Что из себя представляют пластмассы?
Строение и получение полиэтилена.
Полиэтилен —термопластичный полимер этилена. Является органическим соединением и имеет длинные. Самая распространённая в мире пластмасса.
             Представляет собой воскообразную массу белого цвета (тонкие листы прозрачны и бесцветны). Химически- и морозостоек( изолятор) ,
              не чувствителен к удару (амортизатор),
              при нагревании размягчается (80—120°С),
              при охлаждении застывает,
              адгезия(прилипание) — чрезвычайно низкая.

Общие свойства полиэтилена.
             Устойчив к действию воды, не реагирует с щелочами любой концентрации, с растворами нейтральных, кислых и основных солей, органическими и неорганическими кислотами, даже с концентрированной серной кислотой, но разлагается при действии 50%-ой азотной кислоты при комнатной температуре и под воздействием жидкого и газообразного хлора и фтора.
            При комнатной температуре нерастворим и не набухает ни в одном из известных растворителей. При повышенной температуре (80 °C) растворим в циклогексане и четырёххлористом углероде. Под высоким давлением может быть растворён в перегретой до 180 °C воде.
            Со временем, деструктурирует с образованием поперечных межцепных связей, что приводит к понижению прочности. Термостарение полиэтилена проходит по радикальному механизму, сопровождается выделением альдегидов, кетонов, перекиси водорода и др.
            Полиэтилен низкого давления (ПЭНД), или высокой плотности (HDPE), применяется при строительстве полигонов переработки отходов, накопителей жидких и твёрдых веществ, способных загрязнять почву и грунтовые воды.

Изделия из полиэтилена.
    Полиэтиленовая плёнка (особенно упаковочная, например, пузырчатая упаковка или скотч).
    Тара (бутылки, банки, ящики, канистры, садовые лейки, горшки для рассады)
    Полимерные трубы для канализации, дренажа, водо-, газоснабжения.
    Электроизоляционный материал.
    Полиэтиленовый порошок используется как термоклей.
    Броня (бронепанели в бронежилетах)
    Корпуса для лодок, вездеходов, деталей технической аппаратуры, диэлектрических антенн, предметов домашнего обихода и др.

Утилизация полиэтилена.
            В качестве примеров утилизации ПЭНП можно назвать повторное производство пленки для бытовой и торговой упаковки, пакетов для несыпучего мусора, а также садовой мульчирующей пленки.
            Другой пример массовой продукции из вторичного ПЭВП — ирригационные трубы. Как правило, они изготавливаются из смеси вторичного и первичного полимеров в разных соотношениях.
            Основное преимущество полимерного вторсырья над деревом — его биологическая стойкость: полимеры не подвергаются разрушению микроорганизмами и могут длительное время находиться в воде без угрозы для структуры.
            Наибольшее применение вторичный ПЭВП нашел в производстве емкостей (канистр) методом выдувного формования. Типичная область использования канистр на основе ПЭВП- отходов — упаковка ГСМ и моющих средств.
Строение и получение полиэтилентерефталата.
Полиэтилентерефталат (ПЭТФ, ПЭТ)- термопластик, наиболее распространённый представитель класса полиэфиров, известен под разными фирменными названиями: полиэфир, лавсан или полиэстер.         Полиэтилентерефталат (ПЭТФ) является полимером пара-(тере)фталевой кислоты и этиленгликоля.
Изделия из полиэтилентерефталата.

            ПЭТФ обладает хорошей     термостойкостью в диапазоне температур от - 40 °С до + 200 °С. Небольшое водопоглощение обусловливает высокую стабильность свойств и размеров изделий.  Изделия из ПЭТФ устойчивы к удару и растрескиванию, и могут работать при температуре до + 70 °С. ПЭТФ устойчив к действию разбавленных кислот, масел, спиртов, минеральных солей и большинству органических соединений, за исключением сильных щелочей и некоторых растворителей. ПЭТФ минимально  адсорбирует запахи и проявляет свойства хорошего газового барьера.
Утилизация полиэтилентерефталата.
              Утилизация ПЭТ-бутылок — в Европе вторичная переработка ПЭТ-бутылок поставлена на государственную основу. Для стран СНГ утилизация использованной ПЭТ-тары является экологической проблемой. При сжигании полиэтилентерефталат выделяет большое количество канцерогенов. Более безопасным и намного более выгодным выходом является переработка использованной ПЭТ-тары.
              В Англии на сегодняшний день перерабатывается 70% ПЭТ-бутылок,
               в Германии — 80-85%,
               в Швеции — 90-95% (это самый высокий показатель в Европе).

Утилизация полиэтилентерефталата.
Переработки включает в себя
              механическую утилизацию (дробление) ,
              химическую утилизацию (размельченные части разлагаются на свои составные части). Завершает процесс получения вторичного ПЭТа гранулирование.
              Такой ПЭТ-гранулят находит применение в различных областях — при производстве преформ допускается добавление до 5-10% вторичного сырья, также из него получается неплохое сырье для текстильной промышленности, изготовления черепицы, европоддонов, ваты.
               Из вторичного ПЭТа, после добавки в него стекловолокна, производят абразивные круги для шлифования и полировки.
               Компания Ford отливает крышки моторов для грузовых автомобилей,
                а Toyota — панели, бамперы, двери для автомобилей из полимерных композиций, содержащих переработанный ПЭТ.

            На постсоветской территории ПЭТ-бутылка в массовом порядке не утилизируется. Пока делались только отдельные попытки выпускать из вторичного ПЭТа тротуарную плитку и были разработаны (но не воплощены в жизнь) технологии по производству из переработанного полиэтилентерефталата различных утеплителей и строительных материалов.

Строение и получение полипропилена.

nCH2=CH(CH3)→[-CH2-CH(CH3)-]n
      Пропилен( пропен)                               Полипропилен (ПП)
Полипропилен (ПП) — это термопластичный полимер пропилена (пропена). представляет собой бесцветное кристаллическое вещество, то есть в натуральном виде полупрозрачен, но может легко окрашиваться добавлением соответствующих пигментов и красок. Полипропилен является весьма устойчивым почти во всех отношениях полимером.
Изделия из полипропилена.
             Полипропилен устойчив к высоким температурам (t плавления = 175°С),  характерны высокая ударная прочность (чем выгодно отличается от ПЭ), высокая стойкость к многократным изгибам, твердость, низкая паро- и газопроницаемость;                                   по износостойкости он сравним с полиамидами, вследствие своей неполярной структуры, полипропилен устойчив к действию химикалий.
             Полипропилен устойчив к воздействию спиртов, сложных эфиров и кетонов (например, ацетона) и кислот даже при высокой их концентрации и температуре выше 60 °С. Также полипропилен устойчив к воздействию водных растворов неорганических соединений - солей, кипящей воды и щелочей.
Утилизация полипропилена.
             Основные способы переработки — формование методами экструзии, вакуум- и пневмоформования, экструзионно-выдувного, инжекционно-выдувного, инжекционного, компрессионного формования, литье под давлением.
             Долгое время большинство полимерных материалов сжигалось, закапывалось или утилизировалось на специализированных полигонах, в настоящее время данные виды отходов все чаще перерабатываются.
             Как правило, продуктом утилизации полипропилена являются гранулы, которые затем часто используются при изготовлении разнообразной тары, укладки дорожного покрытия, а также в мебельной или автомобильной промышленности. различных предприятиях.
[-СН2-С(С6Н5)Н-]n
        [-СН2-С(С6Н5)Н-]n
 Полистирол — продукт полимеризации стирола (винилбензола) относится к полимерам класса термопластов. Широкое применение полистирола (ПС) и пластиков на его основе базируется на его невысокой стоимости, простоте переработки и огромном ассортименте различных марок. Наиболее широкое применение (более 60% производства полистирольных пластиков) получили ударопрочные полистиролы, представляющие собой сополимеры стирола с бутадиеновым и бутадиен-стирольным каучуком. В настоящее время созданы и другие многочисленные модификации сополимеров стирола.

Изделия из полистирола.
           Полистирол — жёсткий, хрупкий, аморфный полимер с высокой степенью оптического светопропускания, невысокой механической прочностью.
            Растворяется в ацетоне, толуоле, дихлорэтане, медленнее в бензине. Не растворим в воде. Термопластичный материал. Полистирол легко формуется и окрашивается. Хорошо обрабатывается механическими способами. Хорошо склеивается. Обладает низким влагопоглощением, высокой влагостойкостью и морозостойкостью.
Отходы пластмасс — серьезный источник загрязнения окружающей среды. Отходы  нуждаются в эффективных и рациональных способах утилизации.

 Экологический знак "Перерабатываемый пластик».
 1. полиэтилентерефталат;
2. полиэтилен высокой плотности;
3. поливинилхлорид;
4. полиэтилен низкой плотности;
5. полипропилен;
6. полистирол;
7. другие виды пластика.
                                                        1.            2.            3.           4.            5.           6.             7.
Что может сделать каждый человек?

Не бери лишних целлофановых пакетов и кульков в магазине, если собираешься их сразу выбросить.
Старайся покупать напитки в бутылках, которые можно сдать.
Избегай покупать товары с большим количеством упаковок и обёрток.
Не покупай больше, чем может понадобиться.
Одежду, которую ты не носишь можно отдать нуждающимся.
Не выбрасывай старые игрушки, книги: они могут кому-то понадобиться.
Прежде, чем выкидывать жестяные консервные банки, вымой их и сомни .Старайся аккуратней обращаться со стеклянной тарой, которую можно сдать
Если есть садовый участок, используй пищевые отходы для приготовления удобрений.
Экономь электроэнергию и горючее, если не трудно, пользуйся общественным транспортом.
« Тот, кто хочет  делает больше  чем тот, кто может».


title: Презентация на тему: Фосфор и его соединения

text:
Фосфор и его соединения
Составил:
учитель химии
МОУ «Средняя общеобразовательная
школа №92 с углубленным
изучением отдельных предметов»
Барсуков Д. Б.
г. Кемерово
Строение атома
Символ элемента: P. Атомный номер: 15.Положение в таблице: 3-й период, группа - VA (2)Относительная атомная масса: 30.973761Степени (жирным шрифтом выделена наиболее характерная):
-3,+1,+3,+4,+5Валентности (жирным шрифтом выделена наиболее характерная): I, III, VI,VЭлектроотрицательность: 2,10.Электронная конфигурация: [Ne]3s23р3.
Нахождение в природе
Содержание в земной коре 0,105% по массе, что значительно превосходит содержание, например, азота. В морской воде 0,07 мг/л. В свободном виде в природе фосфор не встречается, но он входит в состав 200 различных минералов. Наиболее известны фосфорит кальция Са 3(РО4 ) 3 , апатиты (фторапатит 3Са3(РО4)3·СаF2, или, Ca5(PO4)3F), монацит ,бирюза. Фосфор входит в состав всех живых организмов.

Физические свойства
Элементарный фосфор в обычных условиях представляет собой несколько устойчивых аллотропических модификаций; вопрос аллотропии фосфора сложен и до конца не решён. Обычно выделяют четыре модификации простого вещества — белый, красный, черный и металлический фосфор.
Красный фосфор, также называемый фиолетовым фосфором, — это более термодинамически стабильная модификация элементарного фосфора. Впервые он был получен в 1847 году в Швеции австрийским химиком А. Шрёттером при нагревании белого фосфора при 500 °С в атмосфере угарного газа (СО) в запаянной стеклянной ампуле.
Красный фосфор имеет формулу Рn и представляет собой полимер со сложной структурой.

Неочищенный белый фосфор обычно называют «жёлтый фосфор». Сильно ядовитое (ПДК в атмосферном воздухе 0,0005 мг/м³), огнеопасное кристаллическое вещество от светло-жёлтого до тёмно-бурого цвета. Удельный вес 1,83 г/см³, плавится при +34 °C, кипит при +280 °C. В воде не растворяется, на воздухе легко окисляется и самовоспламеняется. Горит ослепительным ярко-зеленым пламенем с выделением густого белого дыма — мелких частичек декаоксида тетрафосфора P4O10.

Несмотря на то, что в результате реакции между фосфором и водой (4Р + 6Н2О → РН3 + 3Н3РО2) выделяется ядовитый газ фосфин (РН3), для тушения фосфора используют воду в больших количествах (для снижения температуры очага возгорания и перевода фосфора в твердое состояние) или раствор сульфата меди (медного купороса), после гашения фосфор засыпают влажным песком.).
Белый фосфор представляет собой белое вещество (из-за примесей может иметь желтоватый оттенок) с температурой плавления 44,1 °С. По внешнему виду он очень похож на очищенный воск или парафин, легко режется ножом и деформируется от небольших усилий.
Белый фосфор имеет молекулярное строение; формула P4. Отливаемый в инертной атмосфере в виде палочек (слитков), он сохраняется в отсутствии воздуха под слоем очищенной воды или в специальных инертных средах.
Белый фосфор не только активен химически, но и весьма ядовит (вызывает поражение костей, костного мозга, некроз челюстей). Летальная доза белого фосфора для взрослого мужчины составляет 0,05—0,1 г.
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
Взаимодействие с простыми веществами
Фосфор легко окисляется кислородом:
4P + 5O2 → 2P2O5 (с избытком кислорода),
4P + 3O2 → 2P2O3 (при медленном окислении или при недостатке кислорода).

Взаимодействует со многими простыми веществами — галогенами, серой, некоторыми металлами, проявляя окислительные и восстановительные свойства:
с металлами — окислитель, образует фосфиды:
2P + 3Ca → Ca3P2,
2P + 3Mg → Mg3P2.
фосфиды разлагаются водой и кислотами с образованием фосфина
с неметаллами — восстановитель:
2P + 3S → P2S3,
2P + 3Cl2 → 2PCl3.
Не взаимодействует с водородом. Фосфин можно получить из фосфидов:
Са3Р2 + 6HCl = 3CaCl2 + 2PH3

ФОСФОРНАЯ КИСЛОТА.ФОСФАТЫ
Это твёрдое прозрачное кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде.
Отличительной реакцией ортофосфорной кислоты является реакция с нитратом серебра — образуется жёлтый осадок:
Н3РО4 + 3
AgNO3 = Ag3PO4 + 3HNO3
Соли фосфорной кислоты называются фосфатами. Фосфорная кислота образует одно-, двух- и трехзамещенные соли.
Н3РО4 + NaOH = NaH2PO4 + H2O (дигидрофосфат натрия)
H3PO4 + 2NaOH = Na2HPO4 + 2H2O (гидрофосфат натрия)
H3PO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3H2O (фосфат натрия)
Биологическое значение фосфора
Фосфор присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной кислот, входит в состав нуклеотидов, нуклеиновых кислот, фосфопротеидов, фосфолипидов, коферментов, ферментов. Кости человека состоят из гидроксилапатита 3Са3(РО4)3·Ca(OH)2. В состав зубной эмали входит фторапатит. Основную роль в превращениях соединений фосфора в организме человека и животных играет печень. Обмен фосфорных соединений регулируется гормонами и витамином D. Суточная потребность человека в фосфоре 800—1500 мг. При недостатке фосфора в организме развиваются различные заболевания костей.
Применение фосфора
в сельском хозяйстве
в промышленности
для производства спичек
для получения ядохимикатов
Домашнее задание
Параграф 28, упр. 2,3,5 (письменно)


title: Презентация на тему: Фосфор

text:
фосфор
:

31.08.2016
1

31.08.2016
2

Аллотропные видоизменения фосфора
Белый фосфор
Описание:
Фотография
Кристаллическая решетка
31.08.2016
3

Аллотропные видоизменения фосфора
Белый фосфор
Описание:
Фотография
Кристаллическая решетка
31.08.2016
4

Описание:

Химическая формула
Цвет
Плотность
Кристаллическая решетка
Фотография
Токсичность
Растворимость
Электропроводность
Хемилюминисценция
Аллотропные видоизменения фосфора
Черный фосфор
31.08.2016
5

31.08.2016
6

Опыт, иллюстрирующий превращение красного фосфора в белый

Вата
Белый фосфор

Красный фосфор

31.08.2016
7

Фосфор в природе
Содержание в земной коре
Нахождение в природе
Фосфорит и апатит - Ca3(PO4)2
13-й по распространенности элемент
31.08.2016
8

31.08.2016
9

31.08.2016
P

+15
 2       8     5

1s²
2s2
2p6
3s2
3p3
3d0
Краткая электронная запись -
Валентные возможности -
2s2
2p6
3s2
3p3
lll

, V
______
Строение атома фосфора

1s²
10
Возможные степени окисления фосфора

-3
0
+3
+5
Mg3P2
P
P2O3
H3PO4
Разместите формулы соединений под соответствующей степенью окисления

31.08.2016
11

31.08.2016
12

31.08.2016
13

применение  соединений фосфора

31.08.2016
14

Тест по теме «фосфор»

31.08.2016
15

1

5
7
3
P2O3
P2O7
P2O5
P2O
P(OH)5
H3PO3
H2PO3
H3PO4
H3PO4
HPO3
Ca3P2
P2O3
PH3
P2O3
P2O5
PCl3
H2
HCl
O2
H2O

Источники информации:

31.08.2016
16

1.   Г.Е.Рудзитис, Ф.Г. Фельдман                                             « Химия 9», М «Просвещение»  2009
http://images.yandex.ru/yandsearch?text=&stype=image
3.chemistry.narod.ru/himiya/uch_chem_neorgan06.htm
http://ru.wikipedia.org/wiki/Фосфор
http://images.yandex.ru/yandsearch?text=&rpt=image
6.http://www.udec.ru/udobreniya/fosfornye_udobrenia.php
http://images.yandex.ru/yandsearch?text=H3PO4&rpt=image
8.http://images.yandex.ru/yandsearch?text=cgbxrb&rpt=image


title: Презентация на тему: Фосфор

text:
фосфор
Презентация к уроку химии
в 9 классе
Автор: Кулаева Галина Николаевна
МБОУ СОШ с. Троицкого Моздокского района РСО-Алания
Положение в ПСХЭ Д.И.Менделеева
↑
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓

1s2

Строение атома
2e
5e
8e
р - элемент
 ↑↓
↑
3p3
2p6
↑
2s2
3s2
Р
15
31
+15

№ 15     Z = +15, 15p+ 16 n0 15e-
Открытие  фосфора
Открытие белого фосфора
Белый фосфор был открыт в 1669г. немецким алхимиком Геннингом Брандом.
Красный фосфор -  в 1847г. Шрёттером при нагревании белого до 2500 С в инертном газе.
Фиолетовый фосфор открыл в 1797г. русский учёный Мусин-Пушкин.
В 1934г. проф.Бриджмен, подвергая белый фосфор давлению до 1100 атм. превратил его в чёрный фосфор.

Физические свойства
Характерно явление аллотропии
Белый фосфор
Красный фосфор
Фиолетовый фосфор
Черный фосфор
Белый фосфор – P4
Воскоподобное белое вещество
Имеет чесночный запах
Нерастворим в воде
Хранят под слоем воды
Хорошо растворим в сероуглероде
Летуч
Tпл= 440С
 Молекулярная кристаллическая решётка
Химически активен
 на воздухе самовоспламеняется
в темноте светится
ЯДОВИТ!!!

Красный фосфор
твердое вещество
красно-бурого цвета
не ядовит
нерастворим  в воде и органических растворителях
 атомная кристаллическая решётка
 устойчив
Белый →2600С, без воздуха →Красный

черный фосфор
вещество без запаха
 похож на графит
 жирный на ощупь
нерастворим  в воде и органических растворителях
 атомная кристаллическая решетка
полупроводник
Ткип= 453°С (возгонка)
Тпл = 1000°С (при р=1,8 • 109Па)
 устойчив
Получение фосфора

5С + 3SiO2 + Са3(РО4)2 = 5СО + 3CaSi03 + 2Р (сплавление в электрической печи)

Фосфор как  восстановительВзаимодействие с кислородом.
4Р + 5О2 = 2Р2 О5
(избыток кислорода)

4Р + 3О2 = 2Р2 О3
(недостаток кислорода)
 белый при t = 40°С
 красный при t = 260°С
 черный при t = 400°С
Взаимодействие фосфора с хлором
2Р°+ЗСl2° = 2Р+3Сl3 -1
Хлорид фосфора (III) легко разлагается водой:
РСl3 + ЗН2О = Н3РО3 + ЗНСl
 Взаимодействие с азотной кислотой

Р° + HN +5O3+ Н2О → Н3Р+5O4+ N +2 O

    О:   Р° - 5е- = Р+5           3   восстановитель
      В:   N+5 + 3е- = N+2      5   окислитель

ЗР+ 5HN O3+2Н2О = ЗН3РO4+5N O

Фосфор как окислитель
Взаимодействие с металлами с образованием фосфидов:
Mg0 + P0 = Mg3+2P2-3
О:    Mg0 – 2е- = Mg+2     3   восстановитель
В:    P0  + 3е- = P-3              2   окислитель
3Mg + 2P = Mg3P2

Фосфиды металлов  легко разлагаются с выделением ядовитого газа фосфина РН3

Mg3P2 + 6Н2О = 3Mg(ОН)2 + 2PН3 ↑

 PH3 Фосфин  или фосфористый водород
 Бесцветный газ с запахом чеснока. Очень ядовит. Сгорает с образованием фосфорного ангидрида P2O5.
Чистый фосфин (без примесей) воспламеняется при температуре 150°С,
   сгорает с образованием фосфорной кислоты.
   При наличии примесей дифосфина    Р2Н4
   или газообразного фосфора Р4 может       самопроизвольно воспламеняться на воздухе
Блуждающие огни, также болотные огни, «бесовские огни» (лат. ignis fatum, от ignis — «огонь» и fatum — «судьба») — редкие природные явления, наблюдаемые по ночам на болотах, полях и кладбищах.
Существует несколько гипотез возникновения загадочных огней. По одной из них - это самовозгорание газообразного
фосфористого водорода
образующегося при гниении отмерших растительных и животных организмов
Соединения фосфора
Белый гигроскопический порошок
Кислотный оксид
Твёрдое прозрачное кристаллическое вещество, Хорошо растворимое в воде в любых соотношениях. Как трёхосновная, образует три ряда солей
Нерастворимы, кроме фосфатов щелочных металлов (искл. Li )
Хорошо растворимы в воде
Малорастворимы в воде
Качественная реакция на растворимые фосфаты
3Ag+ + PO43- = Ag3PO4↓
жёлтый осадок
Ортофосфат серебра
Нахождение в природе
Важнейшие Природные соединения
фосфориты

апатиты

Биологическое значение фосфора
Является составной частью тканей организмов человека, животных и растений.
Содержится в костной, нервной ткани, молоке, крови.
АТФ-  аденозинтрифосфорная кислота – основной источник энергии в организме
«Элемент жизни и мысли»
                         (академик А.Е. Ферсман)
Продукты питания богатые фосфором (P)
Указано ориентировочное наличие в 100г продукта:

Круговорот фосфора в природе

Домашнее задание: §32, упр. 2,3,6

Спасибо за урок!
Используемые ресурсы:
ГабриелянО.С. Химия. 9 класс, - М: ДРОФА, 2013, с. 225 – 232
http://im0-tub-ru.yandex.net/i?id=a4850eac30c38d7ec90e8eb0512963fd-112-144&n=33&h=210 горение фосфора
https://www.google.ru/url?sa=i&rct=j&q=&esrc=s&source=images&cd=&ved=0CAcQjRw&url=http%3A%2F%2Fwww.slideshare.net%2Fsivozelezov%2Fss-14577352&ei=oBulVPH-BcvcywOrmYKwCw&bvm=bv.82001339,d.bGQ&psig=AFQjCNFlSF6rMADf-E0cwTPE-2IY53u9cA&ust=1420192897673764
http://yandex.ru/images/search?viewport=wide&text=%D1%84%D0%BE%D1%81%D1%84%D0%BE%D1%80%20%D0%B2%20%D0%BF%D1%80%D0%B8%D1%80%D0%BE%D0%B4%D0%B5&img_url=http%3A%2F%2F900igr.net%2Fdatai%2Fkhimija%2FKrugovorot-sery-i-fosfora%2F0007-003-Krugovorot-sery-i-fosfora.jpg&pos=2&uinfo=sw-1440-sh-900-ww-1423-wh-783-pd-1-wp-16x10_1440x900&rpt=simage&_=1420107688547&pin=1 круговорот фосфора
http://yandex.ru/images/search?viewport=wide&text=%D1%84%D0%BE%D1%81%D1%84%D0%BE%D1%80&img_url=http%3A%2F%2Fupload.wikimedia.org%2Fwikipedia%2Fcommons%2Fthumb%2F8%2F88%2FPhosphComby.jpg%2F250px-PhosphComby.jpg&pos=1&uinfo=sw-1440-sh-900-ww-1423-wh-783-pd-1-wp-16x10_1440x900&rpt=simage&_=1420110088861&pin=1 аллотропные модификации фосфора
http://yandex.ru/clck/jsredir?from=yandex.ru%3Byandsearch%3Bweb%3B%3B&text=&etext=556.k4Mts1z_

http://im2-tub-ru.yandex.net/i?id=d9cf924b56765faa24de45acde9771e7-57-144&n=33&h=210
http://im0-tub-ru.yandex.net/i?id=cb2c2a2cf94aa6ee226ef5aca2a29e9c-43-144&n=33&h=210
http://900igr.net/datai/khimija/Krugovorot-sery-i-fosfora/0007-003-Krugovorot-sery-i-fosfora.jpg
http://im0-tub-ru.yandex.net/i?id=cb2c2a2cf94aa6ee226ef5aca2a29e9c-43-144&n=33&h=210


Презентация на тему: Фосфорная кислота и ее свойства


title: Презентация на тему: Фосфор

text:
Фосфор
Підготувала:
Ліцеїстка II курсу
Біолого – хімічного профілю
Нетішинського НВК
Пацаловська Лілія
Основні відомості
Фосфор (від грец. Phosphoros - світлоносний ; лат. Phosphorus) P, хімічний елемент V групи періодичної системи.
Відомо 10 модифікацій фосфору, з них найважливіші - білий , червоний і чорний фосфор (технічний білий фосфор називають жовтим фосфором ).
Один з найпоширеніших елементів земної кори: 0,08-0,09% її маси. Концентрація у морській воді 0,07 мг/л.
У вільному стані не зустрічається через високу хімічну активність.
Утворює близько 190 мінералів, найважливішими з яких є апатит Ca5(PO4)3(F, Cl, OH), фосфорит та інші.
Алотропні модифікації
Білий фосфор - м’яка, безбарвна кристалічна речовина, схожа на віск.
Має молекулярні кристалічні ґратки, у вузлах яких розміщені тетраедричні молекули P4. Летка, легкоплавка речовина, має характерний запах часнику.
Не розчиняється у воді, але добре розчиняється у сірковуглеці CS2 і бензині. Легкозаймиста речовина, тому зберігають її під водою.
Білий фосфор у темряві на повітрі світиться зеленкувато-жовтим світлом. Це явище називається люмінесценція. Воно спричиняється повільним окисненням білого фосфору. Білий фосфор - надзвичайно отруйна речовина, навіть у малих дозах. 50 мг білого фосфору - смертельні!
При тривалому слабкому нагріванні білий фосфор переходить у червоний.

Алотропні модифікації
Червоний фосфор - порошок червоно-бурого кольору, неотруйний. Має атомні кристалічні ґратки. Не розчиняється у воді і сірковуглеці.
Без запаху, у темряві не світиться.
Встановлено, що червоний фосфор є сумішшю кількох алотропних модифікацій, які відрізняються одна від одної кольором - від яскраво-червоного до фіолетового.
Червоний фосфор легко вбирає вологу, тобто є гігроскопічним.
При нагріванні без доступу повітря випаровується, а при охолодженні його пара перетворюється на білий фосфор.

Алотропні модифікації
Чорний фосфор - речовина, схожа на графіт, масна на дотик, має металічний блиск, не отруйний, виявляє властивості напівпровідників.
Добувають чорний фосфор тривалим нагріванням білого фосфору під великим тиском.

Фосфор
p
31
+15
0

2
8
5
P = 15
e =  15
N = 16
−

1s²

2p⁶
2s²
3s²

3d
0
Поширення у природі
Фосфати
Фосфорити
Застосування фосфору
 Для виробництва добрив та миючих засобів
Червоний фосфор:
у виробництві сірників
Білий фосфор
 як димоутворювальний і запальний засіб
Чорний фосфор
в металургії
Фізичні властивості
Білий фосфор
біла речовина (через домішки може мати жовтуватий відтінок)
легко ріжеться ножем і деформується від невеликих зусиль
має молекулярну будову, формула P 4.
легкорозчинний в органічних розчинниках щільність становить близько 1823 кг / м .
плавиться при 44,1 C.
надзвичайно активний.
отруйний (викликає ураження кісток, кісткового мозку, некроз щелеп, летальна доза білого фосфору для дорослого чоловіка становить 0,05-0,1 м.
Жовтий фосфор
вогненебезпечна кристалічна речовина від світло-жовтого до темно-бурого кольору.
плавиться при +34 C, кипить при +280 C.
у воді не розчиняється, на повітрі легко окислюється і займається
горить сліпучим яскраво-зеленим полум'ям з виділенням густого білого
Фізичні властивості
Червоний фосфор
більш термодинамічно стабільна модифікація елементарного фосфору
має формулу Р n і являє собою полімер зі складною структурою
має відтінки від пурпурно-червоного до фіолетового, а в литому стані - темно-фіолетовий з мідним відтінком металевий блиск
малорозчинний
на повітрі не самозаймається, аж до температури 240-250 С (при переході в білу форму під час сублімації)
розчиняється у воді, а також в бензолі, сірковуглеці й інших
щільність досягає 2400 кг / м
Чорний фосфор
найменш активна форма
має високу (2690 кг / м ) щільність
чорна речовина з металевим блиском, жирна на дотик і дуже схоже на графіт, і з повністю відсутньою розчинністю у воді або органічних розчинниках
проводить електричний струм і має властивості напівпровідника
температура плавлення чорного фосфору 1000 С
Добування
Вільний фосфор отримують з природних фосфатів, прожарюючи їх з коксом і піском:
Ca3(PO4)2 +3SiO2 +5C = 2P +3CaSiO3 +5CO
Хімічні властивості
Для фосфору характерні відновні властивості,  які він виявляє у реакціях з неметалами:

4P+3O2 (нестача)  =     2P2O3
4P+5O2 (надлишок)   =  2P2O5
2P+5Cl2 (надлишок)   =    2PCl5

В реакціях з активними металами фосфор виступає в ролі окисника:

3Mg+2P    =   Mg3P.
Хімічні властивості
Суміш червоного фосфору з бертолетовою сіллю КСl03 займається з вибухом навіть від найменшого тертя або натискання:Суміш червоного фосфору з бертолетовою сіллю КСl03 займається з вибухом навіть від найменшого тертя або натискання:

10KClO3 + 12P(черв.) = 10KCl + 3P4O10

До молекул оксиду вмить приєднуються молекули води й утворюється метафосфорна кислота:

P2O5+H2O=2HPO3

Хімічні властивості
Фосфор реагує з деякими неметалами-окисниками, при цьому можуть утворюватися похідні Фосфору з різним ступенем окиснення:
2P + 3S = P2S3
2P + 5S = P2S5
2P + 3Cl2 = 2PCl3
2P + 5Cl2 = 2PCl5
Фосфор вступає у взаємодію з багатьма активними металами:
3Ca + 2P = Ca3P2
Відходи фосфору знищують за допомогою розчину купрум(ІІ) сульфату:
2P + 5CuSO4 + 8H2O = 2H3PO4 + 5Cu + 5H2SO4
Кругообіг фосфору в природі
Кругообіг фосфору в природі


title: Презентация на тему: Фосфор 1

text:
900igr.net

+5
-3

+5
-3

+5
-3

+5
-3
+1, +2, +3, +4
+3


title: Презентация на тему: Фосфор как простое вещество

text:
560 °C
P4
(P4)n
(P)n
(P)n
?
?
?
?
?
?
?
?
?
?

0
-2
+5
0
0
-2
+3
0
0
-1
+3
0
0
-2
+3
0
0
-3
+2
0
0
-3
+2
0
P4 + 3NaOH + 3H2O = PH3 + 3NaH2PO2
0
-3
+1
0
+2
+5
+5
P + 5KClO3 = 5KCl + 3P2O5
0
-1
+5
+5
-3           0          +3            +5


Презентация на тему: Фосфор_соединение


Презентация на тему: Фосфор. Соединения фосфора


title: Презентация на тему: Фотография

text:
Ag+
Hal-
Ag+
Ag+
Hal
Ag+
e
Ag+
Hal
Ag


Презентация на тему: Фосфор Соединения фосфора


text:
 P  + 15   2, 8, 5

-
 P2O5 + 6NaOH = 2Na3PO4 + 3H2O
Ca3(PO4)2 + SiO2+C = CaSiO3 + P + CO
Ca3(PO4)2 +3SiO2+5C=3CaSiO3+2P+5CO


title: Презентация на тему: Фосфор

text:
       S                         P                                              D
3
CO(NH2)2
(46%  N)


title: Презентация на тему: Фосфор

text:
+5
-3

+5
-3

+5
-3

+5
-3
+1, +2, +3, +4
+3


Презентация на тему: Фосфор, строение, свойства


title: Презентация на тему: Фотометрический анализ

text:
1
10 - 1
400-700
102 - 10

<200
200-400
2
Io
I
(1)
3
204
270,0

293,4
4
5
Io=Il+Ia+Ir  (3),
Io
Il
 (4)
(5)    ,
 (6)
(8)
  (9).
6
 (7)
(11)
(12)
7
(13)
(14)
(15)
(16)
8
9
(17)
10
11
14
11
14


title: Презентация на тему: Фосфор

text:
Фосфор
Виконав:
учень  10-Б класу
Семанін Дмитро
      Фосфор
Білий,складається з молекул P4 , які мають форму тетраєдра . Фосфор має електронну  конфігурацію:  [Ne] 3s23p3. В утворенні молекули приймають   участь  р-орбіталі, вони  утворюють   тільки  б-зв’я зки. При об’анні чотирьох атомів в молекулу , кут зменшується від 90 градусів до 60 градусів,  тому молекула як стиснута пружина.  Цим пояснюється висока реакційна здатність.

    Фосфор за звичайних умов.
За звичайних умов-це білий порошок. Має молекулярну кристалічну гратку. У порошкоподібному стані фосфор самозаймається прямо на повітрі . Білий фосфор добре розчиненій в CS2, ефірі,  але  малорозчинний у воді, тому зберігають його під шаром води.  Легко з’єднується з галогенами, енергічно реагую із сіркою  і багатьма  металами.  Сильні окисники окиснюють його до фосфорної кислоти. Фосфор виділяє  легко відновлювальні метали (золото, срібло, мідь, свинець) з їх солей, та й ще реагує з ними.
Білий фосфор
Білий фосфор отримують відновленням фосфату кальцію вуглецем: Ca3(PO4)2+3SiO2+5C=1/2P4+3CaSiO3+5CO.  Має унікальні властивості-світиться в темряві. Це відбувається через те, що  пари, які постійно над ним, окиснюються з виділенням світла . Білий фосфор дуже отруйний.  Доза 0,1 г  смертельна для людини.
Червоний фосфор.
При нагріванні білого фосфору  у закритій посудині до 260 градусів він перетворюється у червоний фосфор, який менше реакційноздатний  і абсолютно нешкідливий.  Це перетворення відбувається повільно і при нормальній температурі під  дією  світла. Це порошок темно-червоного кольору. Зазвичай червоний фосфор є сумішшю фіолетового з розчином білого у фіолетовому фосфорі. Не світиться в темноті і самозаймається  при температурі більше 400 градусів.  Реагує з галогенами і сіркою при більш високій температурі і не осаджує метали із розчинів їх солей.
Світло-червоний фосфор.
Отримується при кип’ятінні звичайного фосфору  з трибромистим  фосфором. Більш реакційноздатний, ніж  червоний. Він розчиняється в їдкому лузі і осаджує мідь з розчину сульфату міді.  Не отруйний.
Фіолетовий фосфор.
Утворюється із білого фосфору  при нагріванні та  високому тиску (500 атм). Схожий на червоний, але більш однорідний. Він складається з групувань P8 і P9, які укладені в довгі трубчасті структури з п’ятикутним перетином.
Чорний фосфор.
Отримують із білого фосфора нагріванням  при 200 градусах і високому тиску 12000 атм. Нещодавно було знайдено, що білий фосфор можна перетворювати на чорний без використання високого тиску при каталізаторній дії ртуті.  Структура чорного фосфору нагадує  графіт, тільки різниця  в тому, що шари не плоскі, “гофровані”. У кристалах кожний атом зв’язаний  з трьома іншими  атомами. Утворюються нескінченні шари , які складаються з двох площин  паралельних атомів. При нагріванні без доступу кисню  він, як і червоний, переходить у пару, з якої конденсується білий фосфор.
Хімічні властивості.
Фосфор належить до головної підгрупи п’ятої групи  періодичної системи  Менделєєва. Порядковий номер його 15.  Маючи на зовнішній електронній оболонці 5 електронів, атоми фосфору виявляють властивості окисника і, приєднуючи від атомів інших елементів 3 електрони, яких бракує для заповнення зовнішньої оболонки перетворюються в негативно тривалентні іони. Разом з тим атоми фосфору можуть також втрачати свої валентні електрони, перетворюючись при цьому в позитивно заряджені іони.
Взаємодіє з:
З киснем сполучається досить енергійно, особливо білий, виділяючи значну кількість тепла і утворюючи пентоксид фосфору P2O5:
   4P+5O2 =2P2O5.
Фосфор досить легко реагує з іншими неметалами, особливо з хлором, з яким він навіть при невеликому нагріванні енергійно взаємодіє з утворенням безбарвних кристалів пентахлориду фосфоруPCl5:
   2P+5Cl2=2PCl53
При дуже високій температурі фосфор, подібно до азоту, може сполучатися з багатьма металами, утворюючи фосфіди:
   2P+3Ca=Ca3P2.
З воднем фосфор безпосередньо не взаємодіє. Але посереднім шляхом можна одержати сполуки фосфору з воднем. Наприклад, при дії на фосфід кальцію розведеної хлоридної кислоти утворюється фосфін  PH3, який за своїми властивостями нагадує аміак:
-   Ca3P2+6HCl=3CaCl2+2PH3.

Сполуки.
Кислоти:
Отримання.
У вільному стані фосфор одержують шляхом відновлення фосфату кальцію вугілля в присутності діоксиду кремнію :
   Ca3(Po4)2+3SiO2=3CaSiO3+P2O5
    P2O5+5C=2P+5CO
Процес відновлення проводять у спеціальних електричних печах при температурі близько 1500 градусів. Діоксид кремнію додається для зниження температури реакції, витиснення фосфатного ангідриду з фосфату кальцію і видалення з печі твердих продуктів у вигляді розплавленого шлаку  CaSiO3. Одержуваний фосфор  виділяється в пароподібному стані, який потім охолоджують і збирають у приймачі з водою.
Застосування.
У практиці застосовують переважно червоний фосфор. Використовується він головним чином у сірниковому виробництві. В суміші з товченим склом і клеєм червоний фосфор наносять на бокові поверхні сірникових коробок. До складу головок сірників фосфор  не входить. При терті головки сірника об бокову поверхню сірникової коробки запалюється фосфор,який підпалює головку сірника, а від головки запалюється й дерево сірника.
 Біологічна роль.
Елементний фосфор майже не зустрічається в природі. Роль сполук фосфору в природі значно більша: Фосфатний зв’язок поєднує послідовні нуклеотиди в нитках ДНК та РНК.  АТФ  слугує головним енергетичним носієм клітин. Фосфоліпіди формують клітинні мембрани. Міцність кісток  визначаеться наявністю в них фосфатів.
 Дякую за увагу!


Презентация на тему: Фосфор как элемент и вещество


title: Презентация на тему: Фотометрия

text:
700-1500
1500-75000
75000-1000000
400-700

< 200
200-400
5.
4.
3.
2.
1.


title: Презентация на тему: Фторосилікат алюмінія

text:
Топаз
Фторосиликат алюминия
Al2(OH, F)2SiO4.
Он бывает разнообразных цветов и оттенков за счет примесей, чистый топаз бесцветный, но наиболее ценны желтые, розовые и голубые топазы. Топазы выгорают на ярком солнце и могут полностью потерять свой цвет (обесцветиться), особенно чувствительны топазы голубого цвета. Энергия солнечных лучей, восполняя недостатки кристаллической решетки, обесцвечивает кристаллы. Поэтому топазы, найденные на поверхности земли, обычно бесцветны.
Встречаются также топазы полихромные, с переходом от одного цвета к другому (например, от голубого к желтому и коричневатому, опять к голубому и далее к бесцветному). Топазы часто бывают неравномерно окрашены. Химически чистый топаз бесцветен, его окрашивают соединения титана, железа и хрома. Топазы находят в том числе в Украине, где его запасы достаточны и он встречается в виде кристаллов и сплошных массивов, и на территории СНГ (это драгоценный и красивый камень, имеющий только чистые цвета и прозрачные оттенки, сегодня доступен в том или ином виде для большинства украинцев).
Кристаллы топаза отличаются по кристалломорфологии не только на различных месторождениях, но иногда даже на отдельных их участках. Топазы встречаются в виде монокристаллов, друз или зернистых плотных агрегатов. Размер кристаллов может быть различным. Наиболее крупные отмечаются в пустотах, где масса их достигает десятков и даже сотен килограммов.
Кристаллы топаза на гранитной породе
 Шерловая Гора, Забайкалье
Спасибо за внимание!
Презентацию выполнила
Ученица 8-А класса
Ковалёва Кристина


Презентация на тему: Фуллерены и нанотрубки


Презентация на тему: Фуллерены


title: Презентация на тему: фотоматеріали класний керівник року

text:
10 клас
Турбівська ЗОШ І-ІІІ ступенів

2015 р.
Такими ви були в молодшій школі
Випуск 4 клас
5 клас
6 клас
7 клас
8 клас
9 клас
10 клас
Дякую за увагу!


Презентация на тему: Фуллерены – молекулярная форма углерода


Презентация на тему: Фруктоза, аба плодовий цукор


title: Презентация на тему: Фосфор: строение и свойства

text:
0
2
8
5
P+ = 15
n = 16
1S2
2S2
2p6
3S2
3p3
3d0
1S2
2S2
2p6
3S2
3p3
3S1
3d1
P
31
+15
III ;
V

t 2000C
.
.
.
.
.


Презентация на тему: Фтор


title: Презентация на тему: Фосфорные удобрения

text:
ИСТОЧНИКИ СЫРЬЯ ДЛЯ ПРОИЗВОДСТВА
 ФОСФОРНЫХ УДОБРЕНИЙ

АПАТИТЫ
ФОСФОРИТЫ
Лекция 7
 ФОСФОРНЫЕ УДОБРЕНИЯ
ФОСФОРНЫЕ
УДОБРЕНИЯ
СУПЕРФОСФАТ
ПРОСТОЙ

СУПЕРФОСФАТ
ДВОЙНОЙ

СУПЕРФОС
ВОДО-
РАСТВОРИМЫЕ
ФОСФАТЫ

ФОСФОРИТНАЯ
МУКА

ВИВИАНИТ
(БОЛОТНАЯ РУДА)

КОСТНАЯ МУКА
ФОСФАТЫ
НЕРАСТВОРИМЫЕ
В ВОДЕ И СЛАБЫХ
КИСЛОТАХ
ПРЕЦИПИТАТ

 ТОМАСШЛАК

ТЕРМОФОСФАТЫ

ОБЕСФТОРЕННЫЕ
ФОСФАТЫ

ПЛАВЛЕННЫЙ
ФОСФАТ
МАГНИЯ
ФОСФАТЫ
НЕРАСТВОРИМЫЕ
В ВОДЕ
СУПЕРФОСФАТ
ПРОСТОЙ

Са(H2РO4)2
Р2О5 – 16-20%
(5-5,5% Н3РО4,40% гипса)

СУПЕРФОСФАТ
ДВОЙНОЙ

Са(H2РO4)2
Р2О5 – 45%
(до 2,5% Н3РО4)

СУПЕРФОС
38-40% Р2О5
ВОДОРАСТВОРИМЫЕ  ФОСФАТЫ
ФОСФАТЫ НЕРАСТВОРИМЫЕ В ВОДЕ

ПРЕЦИПИТАТ
СаНРО4•2Н2О 20-35% Р2О5

 ТОМАСШЛАК
Са4Р2О9 не менее 14% Р2О5

ТЕРМОФОСФАТЫ
фосфориты, сплавленные
с содой и поташом
18-34% Р2О5

ОБЕСФТОРЕННЫЕ
ФОСФАТЫ
Са3(РО4)2  28-32% Р2О5

ПЛАВЛЕННЫЙ
ФОСФАТ МАГНИЯ
20% Р2О5, 12% МgO

ФОСФОРИТНАЯ
МУКА
25% P2O5 – высший сорт
22% P2O5 – первый сорт
19% P2O5 – второй сорт

ВИВИАНИТ
(БОЛОТНАЯ РУДА)
фосфорнокислая закисная
соль железа
Fe3(PO4)2 • 8H2O – 28% P2O5

КОСТНАЯ МУКА
ФОСФАТЫ НЕРАСТВОРИМЫЕ  В ВОДЕ И СЛАБЫХ КИСЛОТАХ
РАСХОД ПИТАТЕЛЬНОГО ВЕЩЕСТВА ДЛЯ ПОВЫШЕНИЯ
СОДЕРЖАНИЯ ПОДВИЖНОГО ФОСФОРА В ПОЧВЕ НА 1 мг/100г
ОПТИМИЗАЦИЯ ДОЗ ФОСФОРНЫХ УДОБРЕНИЙ


title: Презентация на тему: Фотосинтез

text:
УО «Гродненский торговый колледж» БелкоопсоюзаДисциплина: Общая Биология
Раздел: Биохимия
Лекция №12. ФОТОСИНТЕЗ.
1
ФОТОСИНТЕЗ.
Сущность фотосинтеза
Этапы фотосинтеза
Хемосинтез

2

1. Сущность ФОТОСИНТЕЗА

о2

Н2О

СО2
СО2

С6Н12О6
3
ТИПЫ ПИТАНИЯ
КРУПНЫХ СИСТЕМАТИЧЕСКИХ ГРУПП ЖИВЫХ ОРГАНИЗМОВ
4
Аристотель (384-322 до н.э.)
Аристотель учил:
Растение – это животное, поставленное на голову; органы размножения у него наверху, а голова внизу. С помощью корней, имеющих роль рта, растение извлекает из земли совершенно готовую пищу. Поэтому оно и не выделяет нечистот.
5
Гельмонт ( 1579- 1644).
Голландский естествоиспытатель,  положил начало научному подходу к физиологии растений. В 1889 году в Брюсселе за заслуги в области науки ему воздвигли памятник.
6
Вода или почва?
Вывод:
Пищей растению служит вода.
7
Пристли (1733-1804)
Английский философ-материалист, химик, общественный деятель, открыл в 1774 году кислород.
8
Цель: Найти способ очистки воздуха, испорченного горением.
Вывод:
Растения выделяют кислород.
9
Вот что писал о своем открытии в 1772 году сам Пристли.
«Мне посчастливилось случайно напасть на метод исправления воздуха, который был испорчен горением свечи, и открыть по крайней мере один из  исправителей, которым Природа пользуется для этой цели. Это растительность. Можно было бы себе представить, что поскольку обычный воздух необходим для жизни как растений так и животных, то растения и животные действуют на него одинаково. Признаюсь, что и я так предполагал, когда поместил пучок мяты в стеклянный кувшин, опрокинутый в сосуд с водой, но когда она продолжала расти там несколько месяцев, я убедился, что этот воздух не тушит свечи и не вредит мыши, которую я туда поместил…»
10
Ингенхауз (1730-1799)
Голландец, врач, доктор медицины, провел серию исследований по фотосинтезу и написал книгу, сделавщую его членом Королевского общества и классиком науки.
11
Опыт Ингенхауза
Вывод:
Кислород выделяется только на свету,
12
Сенебье (1742-109)
Вывод:
Растения, используя воду и углекислый газ  на свету выделяет кислород.
13
Майер (1814-1878)Немецкий врач, физиолог и физик.
В 1845 году в работе «Органическое движение в его связи с обменом веществ» сформулировал закон сохранения энергии.
Он писал: « Природа поставила себе задачей перехватить налету  прилетающий на Землю свет и превратить эту подвижнейшую из сил в твердую форму, сложив ее в запас. Для достижения этой цели она покрыла земную кору организмами, которые, живя, поглощают солнечный свет… Этими организмами являются растения.»
14
Вывод:
Фотосинтез – процесс образования органических веществ в зеленых частях растения из углекислого газа и воды на свету, при этом выделяется кислород.
15
Фотосинтез
16
2.ЭТАПЫ ФОТОСИНТЕЗА
Структурные компоненты
хлоропласта:
1-наружная мембрана
2- внутренняя мембрана
3-матрикс
4-граны
5-ламелла
6-тиллакойд
7-строма тиллакойда
17

Световая фаза

а) хлорофилл –––(свет)–––> хлорофилл* + e
б) e + белки-переносчики ––> на наружную поверхность мембраны тилакоида
в) НАДФ+ + 2H+ + 4 e –––> НАДФ·H2

 Фотолиз воды
H2O –––(свет)–––> H+ + OH–
OH– –––> OH– – e –––> OH –––> H2O и O2?
e + хлорофилл* –––> хлорофилл
H+– источник энергии, необходимой для синтеза АТФ из АДФ +ФН

тилакоид
строма
18

    Темновая  фаза

глюкоза С6Н12О6

СО2
крахмал

фиксация углерода
Строма хлоропласта
тилакоид
19

20
ХЕМОСИНТЕЗ
это процесс преобразования энергии химических реакций, в частности энергию реакций окисления неорганических веществ, в энергию синтезируемых органических соединений.
Хемосинтез характерен:
азотфиксирующие и  нитрифицирующие бактерии;
железобактерий и серобактерий
21
В каких органоидах  клетки осуществляется процесс фотосинтеза?
Митохондриях;
Хромопластах;
Рибосомах;
Хлоропластах.
При расщеплении какого соединения выделяется свободный кислород при фотосинтезе?
СО2;
Н2О;
АТФ.
Как называется процесс разложения воды под действием света?
Фосфорилирование;
Ассимиляция;
Фотолиз.

ОТВЕТИМ НА ВОПРОСЫ:
22
В какую фазу фотосинтеза образуются АТФ и НАДФ-Н:
Световую;
Темновую.
Образование каких веществ является результатом темновой фазы фотосинтеза?
Глюкозы;
АТФ;
Н2О;
СО2;
Хлорофилла.
Хемосинтез это –
Образование органических веществ из неорганических за счет энергии света;
Образование органических веществ из неорганических за счет энергии химических реакций.
ОТВЕТИМ НА ВОПРОСЫ:
23
D
В
C
A
A
В

ПРАВИЛЬНЫЕ ОТВЕТЫ:
24
Домашнее задание:
1. §28

25
Спасибо за внимание.
26


Презентация на тему: ФУЛЛЕРЕНЫ И НАНОТРУБКИ


title: Презентация на тему: Галогены

text:
Получение галогенов. Биологическое значение и применение галогенов и их соединений.
Урок на тему:
900igr.net
Цель урока:
 1. Рассмотреть важнейшие методы синтеза галогенов.
 2. Выяснить области применения галогенов и их биологическое значение.
 3. Повысить бытовую химическую грамотность.
 Возможно ли существование галогенов в природе в виде простых веществ?
 В промышленности фтор и хлор получают электролизом расплавов или растворов их солей.
Что такое электролиз?
 Электролиз – это процесс, происходящий при пропускании через раствор или расплав электролита электрического тока.
Процессы, происходящие при электролизе
 При электролизе расплава на катоде (-) разряжаются катионы металла, а на аноде (+) разряжаются анионы кислотного остатка.
Задание
 Рассмотрите рисунок 60 на странице 116.

 Запишите в тетрадь уравнение реакции электролиза расплава хлорида натрия (страница 116) и электролиза раствора хлорида натрия (страница 117).
 В чем сходство в данных процессах, в чем отличие?
Получение хлора в лаборатории
 2KMnO4 + 16HCl → 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2↑ +8H2O
 MnO2 + 4HCl → MnCl2  + + Cl2↑ + 2H2O
Астат
 Этот элемент был предсказан Д.И. Менделеевым под названием экайода и стал вторым (после технеция) синтезированным элементом. Его синтез провели американские ученые Д. Корсон, К. Мак-Кензи и Э. Сегре (1940).

Астат
 В настоящее время известно 24 искусственных изотопа астата. Все они короткоживущие (отсюда и название элемента: по-гречески означает неустойчивый).
 Самый стабильный изотоп - его период полураспада около 8 ч. По своим свойствам астат похож и на йод, и на полоний, свинец - имеет выраженные металлические свойства.
Астат
 Атомы всех изотопов самого тяжелого галогена очень неустойчивы. Их ядра претерпевают быстрый радиоактивный распад, поэтому астата в земной коре чрезвычайно мало (по самым оптимистичным оценкам всего ~30 г), и его свойства остаются малоизученными.

Йод
Йод красой своей гордился,
    Твердым был, но испарился.
 Фиолетовый, как ночь,
  Далеко умчался прочь.

Йод
 Йод был открыт французским химиком Б.Куртуа в 1811 г. Ученый наблюдал появление фиолетовых паров с запахом, похожим на запах хлора, при действии концентрированной серной кислоты на золу морских водорослей.
 Название йод образовано от греческого - цвет фиалки, фиолетовый.

Йод
 Содержание йода - 4×10-5 % от массы земной коры. 61-е место по распространенности. Источником йода служат подземные воды, сопутствующие залежам каменного угля и нефти.
 Йод плохо растворяется в воде, значительно лучше - в спирте и многих других органических растворителях. Спиртовой раствор йода широко применяют для дезинфекции небольших ран на коже.

Йод
 Йод в нашем организме играет выдающуюся роль. Он обеспечивает нормальное функционирование щитовидной железы, от которой зависит, в частности, и способность человека к умственной работе. Микроколичества йода поступают в организм с пищей, питьевой водой, некоторыми продуктами питания (особенно морского происхождения). В Нижегородской области люди страдают от дефицита йода - его слишком мало в питьевой воде. Для того чтобы компенсировать дефицит йода, используют йодированную соль - поваренную соль, к которой в заводских условиях добавлены микроколичества йодида натрия или калия.

Йод
 Для того чтобы обезопасить щитовидную железу от накопления в ней атомов радионуклида 131I, которые образуются при работе ядерного реактора и в результате аварии могут попасть в атмосферу, врачи рекомендуют выпить стакан молока, в который добавлена одна капля медицинской йодной настойки. Объем щитовидной железы очень мал, и этого количества йода достаточно, чтобы насытить ее и на неделю лишить способности дополнительно поглощать поступающий в организм йод. После взрыва на Чернобыльской АЭС в нашей стране, к счастью, ни одной аварии, сопровождающейся выбросом в окружающую среду 131I, не было.

Бром
 Бром разлился океаном,
   Хоть зловонным, но румяным.
   Бил себя он грозно в грудь:
   «Я ведь бром! Не кто-нибудь!..»
Бром от греческого - зловоние.

Бром
  Бром - тяжелая темно-красная жидкость ( ρ = 3,1055 г/см3), образующая желто-бурые пары с резким запахом, способные вызвать поражение дыхательных путей. При попадании жидкого брома на кожу образуются очень болезненные ожоги и трудно заживающие язвы.

Бром
 Бром хранят в склянках с притертыми стеклянными пробками. Работать с бромом можно только под тягой в маске (очках) и резиновых перчатках. При попадании брома на кожу следует быстро промыть пораженное место спиртом, большим количеством воды, а затем многократно 2%-м раствором пищевой соды. При случайном вдыхании паров брома необходимо вдыхать пары 2%-го раствора аммиака, а затем кислород или свежий воздух.
Бром
 Содержание брома в земной коре невелико. На долю брома приходится 1,6×10-4 % от массы земной коры. Своих минералов практически не образует. В небольших количествах содержится в морской воде.
 Источником брома в промышленности служат воды некоторых озер.

Бром
 Физиологическая роль брома в организме незначительна. Все слышали, что врачи назначают «бром» как успокоительное средство. Понятно, что речь идет не о простом веществе бром (бром очень ядовит). Больным прописывают раствор бромида натрия или калия.
 Бромом богаты чечевица, фасоль, стручки гороха. У животных бром обнаружен в крови, спинномозговой жидкости, гипофизе, надпочечниках.

Бром
 Бромид серебра применяют в фотографии.
Бромид натрия добавляют в дубильные растворы для получения более твердой кожи.
 Из прозрачных кристаллов KBr делают линзы, которые великолепно пропускают инфракрасные лучи и применяются в приборах ночного видения.

Бром
 Бромид лития предотвращает коррозию в холодильных установках, обезвоживает минеральные масла, помогает кондиционировать воздух.
 В текстильной отрасли промышленности широко используют броминдиго, с помощью которого получают целую гамму ярких и чистых цветов от синего до красного.

Хлор
На долю хлора приходится 0,017% от массы земной коры. Хлор входит в состав минерала галита (NаCl), сильвина (KCl), сильвинита (NaCl×KCl) и других.
Хлор хвалился:
   «Нет мне равных!
    Галоген я самый главный.
    Зря болтать я не люблю:
    Все на свете отбелю!»
Хлор от греческого - желто-зеленый.

Хлор
 Температура кипения хлора -33,97 °C; хлор - зеленовато-желтый газ с резким запахом, в 2,5 раза тяжелее воздуха; при повышенном давлении переходит в жидкое состояние (желтая жидкость) уже при комнатной температуре, поэтому его удобно транспортировать и хранить в жидком виде в баллонах. Баллоны с хлором выкрашены в зеленый цвет.
 Растворимость хлора в воде мала.
 Раствор, полученный при поглощении 2,5 объемов Cl2 одним объемом воды, называется хлорной водой.

Хлор
 При незначительном содержании газа в воздухе, когда ощущается лишь слабый запах, хлор оказывает обеззараживающее воздействие.
Однако длительное вдыхание воздуха с содержанием хлора выше 0,01 мг/л вызывает сильное раздражение слизистых оболочек дыхательных путей, жжение во рту и кашель, а порой приводит к смерти от удушья.

Хлор
 Хлор относится к группе удушающих веществ. Он был первым боевым отравляющим веществом, примененным немцами во время Первой мировой войны. Действие отравляющих веществ на организм различно. Одни, как хлор, поражают главным образом органы дыхания, другие, как хлорпикрин Cl3CNO2, преимущественно поражают глаза и вызывают сильное слезотечение (слезоточивые отравляющие вещества), некоторые, как иприт (С2Н4Cl)2S и люизит СНCl=СНAsCl2, вызывают нарывы на коже (нарывные отравляющие вещества).
Хлор
 Впервые хлор был использован в медицине. Раствор CaCl(OCl) в воде - хлорная известь - рекомендовался как дезинфицирующее средство врачам и студентам-медикам при работе в моргах.

Хлор
 С помощью соединений, содержащих хлор, легко и быстро отбеливают хлопчатобумажные, льняные ткани и целлюлозу (соответственно в текстильной и бумажной отраслях промышленности). Ведь до появления этих соединений в некоторых европейских, особенно северных, странах весенней порой поля и луга устилали льняными тканями, которые под воздействием солнечных лучей и других природных факторов приобретали необходимую белизну. Для лугового отбеливания ткани из Англии отправляли даже в Голландию, а купцы из французского города Бордо вывозили ткани на африканские побережья.

Хлор
 Суточная потребность взрослого человека в хлоре (2-4 г) обеспечивается за счет пищевых продуктов.
 Особенно богаты хлором хлеб, мясные и молочные продукты. В организме хлор играет большую роль, хлорид-ионы способствуют удержанию тканями воды при водно-солевом обмене.

Хлор
 На высоте 15-25 км над землей находится озоновый слой атмосферы, защищающий живые объекты от жесткого ультрафиолетового излучения. При попадании в атмосферу хлорсодержащие соединения диссоциируют под действием УФ-света с образованием атомов хлора, которые реагируют с озоном:
      . Cl + O3 = .ClO + O2
В 1987 г. 36 государств подписали Монреальский протокол о снижении производства фреонов как самых опасных разрушителей озона. Запуски космических челноков также сильно разрушают озоновый слой. При одном старте «Шаттла» в атмосферу попадает около 200 т хлора.
Один атом хлора в состоянии уничтожить около 100 тыс. молекул озона:
     . Cl + O3 --> . ClO + O2,
     O3 --> O2 + О .,
    .ClO + O .--> . Cl + O2

Фтор
 В земной коре наиболее распространен фтор - 0,065% по массе, 13-е место, в основном встречается в составе двух минералов - плавикового шпата СаF2 и фторапатита 3Са3(PO2)2×CaF2

Фтор
 В периодической системе под № 9 находится элемент, образующий простое вещество с экстремальными свойствами. В мире он известен под двумя именами.
За рубежом его называют флюором, что в переводе с латинского означает «текучий». Это название берет начало от слова «флюорит», т.е. плавиковый шпат. (Этот минерал способен снижать температуру плавления руды.) Флюорит - первое из соединений фтора, которое использовал человек.
В России его называют фтором. Значение фтора в современном мире трудно переоценить, но за ним тянется слава агрессивного, опасного, ядовитого разрушителя.
Фтор - от греческого phthoros - разрушение.

Фтор
 Фтор не зря называют неукротимым. Он образует соединения со всеми химическими элементами. В токе фтора воспламеняются древесина, резина и даже… вода. Такая активность обусловлена особенностями строения атома и молекулы фтора.
Фтор единственный непосредственно реагирует и образует соединения с благородными металлами (золото, платина и др.), а также с инертными газами (кроме гелия, неона и аргона).

Фтор
 Пластмассу тефлон называют органической платиной, перед ней бессильны «царская водка» и расплавленные щелочи, высокие и низкие температуры. В таких соединениях нуждается ракетная, атомная, авиационная техника.
 Фтор - самый сильный окислитель, это свойство позволяет использовать его в качестве окислителя ракетного топлива. Фтор - верный слуга человека во многих отраслях промышленности. Его соединения применяют в оптической и лазерной технике, при изготовлении полупроводниковых приборов и космической аппаратуры, в современных вычислительных устройствах и ядерной энергетике.

Фтор
 Фтор в составе фторапатита входит в состав зубной эмали, которая обеспечивает твердость наших зубов.
 При недостатке фтора защитный слой фторапатита разрушается, и появляется кариес. При избытке фтора наблюдается повышенная хрупкость костей.

Фтор
 Фтор входит в состав полимеров, лекарств, моющих средств, ядохимикатов, красителей, компонентов искусственной крови.
 Еще во время Второй мировой войны были созданы боевые отравляющие вещества нервно-паралитического действия - зарин, зоман, содержащие в своем составе фтор.
 Фториды используются в медицине, растениеводстве и животноводстве. С ними связывают перспективу лечения рака и регулирования наследственности, создание мощных психотропных средств, транквилизаторов, антибиотиков.
Домашнее задание
 §20, записи в тетради
 Подготовиться к проверочной работе по теме «Галогены. Значение галогенов».


title: Презентация на тему: Функции белков

text:
Функции белков
http://prezentacija.biz
Каталитическая функция:

К настоящему времени учеными идентифицировано более 3000 ферментов, почти все они по своей природе являются белками. Основная функция ферментов – управлять скоростью химических реакций в биологических системах.

Транспортная функция:

Белок крови гемоглобин осуществляет перенос кислорода к органам и тканям. Альбумины участвуют в переносе липидов. Ряд других белков могут образовывать комплексы с железом, медью, жирами , витаминами и доставлять их к нужным органам.

Защитная функция:

Защитная функция реализуется белками-антителами, которые вырабатываются иммунной системой организма при попадании в него чужеродных веществ, называемых антигенами (бактерий, вирусов и др.). Защитная функция также реализуется в способности белков крови, в частности фибриногена, образовывать сгусток (сворачиваться). Это защищает организм от потери крови при ранениях.

Питательная функция:

Питательная функция реализуется белками, ответственными за питание плода. Белки грудного молока (казеин), также выполняет эту функцию.

Сократительная функция:

Сокращение мышц осуществляется с участием миофибриляных белков актина и миозина.

Структурная функция:

Белки соединительной ткани, креатин, коллаген, эластин, ретикулин выполняют структурную функцию. Из них состоят покровы тела (кожи, волосы, ногти), сосуды. Белковые комплексы с липидами участвуют в образовании биомембран клеток.

Гормональная функция:

Для регулирования обмена веществ организмом используются различные методы, но одну из главных ролей в этом процессе играют гормоны. Множество гормонов представлены белками или полипептидами.

Ссылки:
http://azbukapitaniya.ru/foodsubst/protein/71-functions.html


title: Презентация на тему: Фтор, хлор

text:
         ..
H    :CI:
       ¨
H   CI
CI2O
HCIO
(CI2O3)
HCIO2
CIO2
-
-
-
(CI2O5)
HCIO3
CI2O7
HCIO4


title: Презентация на тему: галогени

text:
Галогени
До галогенів належать
Флуор F, Хлор СІ, Бром
Вr, Йод І і Астат At.
Це ще одна природна
родина подібних за
властивостями хімічних елементів
Галогени — найактивніші неметали
Ці елементи утворюють прості речовини, які також називаються галогенами. Реагують майже з усіма простими речовинами, крім деяких неметалів. Всі галогени - енергійні окислювачі, тому зустрічаються в природі тільки у вигляді сполук.Вони являють собою типові неметали. За стандартних умов фтор F2 — газ, хлор Сl2 — газ, бром Вr2 — рідина, йод І2 — легкоплавка кристалічна речовина.
 За здатність безпосередньо сполучатись із металами з утворенням типових солей елементи Флуор, Хлор, Бром, Йод називають галогенами, що з грецької буквально означає «солеродні» (ті, що народжують солі).
Загальні властивості галогенів:
Мають різкий запах
Взаємодіють з Н2
Добре розчинні у Н2О ( крім Фтору)
Велика летючість
Висока електронегативність
Всі галогени –токсичні речовини!!!

Фізичні властивості
Історія відкриття
Історія відкриття Флору У 1886 році французький хімік А. Муассан, використовуючи електроліз рідкого фтороводню, охолодженого до температури, - 23°C(у рідині повинен міститися трохи фториду калію, який забезпечує її електропровідність), зміг на аноді отримати першу порцію нового газу. У перших дослідах для отримання фтору Муассан використав дуже дорогий  електролізер, виготовлений з платини і іридію. При цьому кожен грам отриманого фтору " зїдав" до 6 г платини.
Історія відкриття Хлору У 1774 році шведський вчений К. Шееле відкрив хлор, який прийняв за складну речовину і назвав "дефлогістированою соляною кислотою". У 1807 році англійський хімік Гемфрі Деві отримав той же газ. Він дійшов висновку, що отримав новий елемент і назвав його " хлорин"(від " хлорос" – жовто-зелений).У 1812 році Гей-Люсеок дав газу назву хлор.
 Історія відкриття Йоду У 1811 році французький хімік Бернар Куртуа відкрив йод шляхом перегонки маткових розчинів від свого азотнокислого кальцію з сірчаною кислотою. Щоб інші хіміки могли вивчати нову речовину, Б. Куртуа подарував його (правда, дуже невелику кількість) фармацевтичній фірмі в Дижоне.Бернар Куртуа У 1813 році він вивчив цей елемент і дав йому сучасну назву. Назва "йод" походить від грецького слова "йодес" - " фіолетовий" (за кольором).
Історія відкриття Астату У 1869 р Д.І.Менделєєв передбачив його існування і можливість відкриття в майбутньому (як «ека-іод"). Вперше астат був отриманий штучно в 1940 р відкритий Д.Корсоном, К.Маккензі і Е.Сегре (Каліфорнійський університет у Берклі) . Для синтезу ізотопу 211At вони опромінювали вісмут альфа-частками. У 1943-1946 роках ізотопи астату були виявлені у складі природних радіоактивних рядів. Астат є найбільш рідкісним елементом серед усіх, виявлених в природі. У поверхневому шарі земної кори завтовшки 1,6 км міститься всього 70 мг астату.
Будова простої речовини
Молекули усіх галогенів складаються з двох атомів F2   Cl2    Br2    J2.
Зв'язок в молекулах ковалентний неполярний F-F    Cl-Cl    Br-Br    J-J.
утворюють молекулярні неполярні кристалічні решітки
Схожість і відмінність у будові атома
Фтор-F…             +9  )2 )7
Хлор-Cl…            +17)2 )8)7
Бром-Br…          +35)2 )8)8 )7
Иод-J…             +35)2 )8)8 )8 )7
F2  -найбільш реакційноздатний , реакції йдуть на холоді, при нагріванні – навіть з участю Au, Pt.

                            З простими речовинами :
     З металами                                    З неметалами
 2Na  + F2    →  2NaF                            H2  +  F2  → 2HF
  Mo  + 3F2  →   MoF6                               Xe +  2F2 → XeF4

                        З складними речовинами:

                    2H2O   + F2     → 4HF + O2
                    2KCl  +  F2   → Cl2 + 2NaF
                    2KBr   +  F2   → Br2 + 2КF
                    2KI     +  F2   →  I2  +  2КF
Хімічні властивості
Cl2  - сильно реакційноздатний
                                        З простими речовинами:
     З металами                                З неметалами
2Fe + 3Cl2   →  2FeCl3                    H2 +   Cl2  → 2HCl  (tº, hυ)
  Cu  +  Cl2  → Cu Cl2                   2P   +  5Cl2 → 2PCl5 ( tº,  в изб.  Сl2)

                       З складними речовинами:

                     H2O   + Cl2     → HCl+HClO  хлорная вода
                    2NaOH + Cl2 →  NaOCl + NaCl + H2O жавелевая вода
                    2KBr   +  Cl2   → Br2 + 2КCl
                    2KI     +  Cl2   →  I2  +  2КCl
Br2  - реакційноздатний
                                  З простими речовинами:
     З металами                                    З неметалами
2Al + 3Br2   →  2AlBr3                     H2 +  Br2 → 2HCl
  Cu  + Br2   → Cu Br2                          2P  + 5Br2 → 2PBr5

                       З складними речовинами :

                     Br2   + H2O → HBr + HBrO   бромідна вода
                     2KI  + Br2   →  I2  +  2КCl

I2  - хімічно найменш активний
                                      З простими речовинами:
     З металами                                З неметалами
 Hg + I2  →   HgI2                                            H2 +   I2   → 2HCl  (tº)
2Al + 3I2 → 2AlI3                                           2P   +  3Br2 → 2PI3

                       З складними речовинами:

                      I2   + H2O  → HI + HIO
                       I2   + р-р крохмалю → темно-синє забарвлення
Застосування галогенів
Фтор-F2
 1.Для отримання HF.
2 Для отримання фреону.
3 Для одержання речовин у боротьбі
зі шкідниками.
4. Для отримання тефлону.

 5. Підвищує стійкість зубів до карієсу,  Стимулює кровотворення, 6. Репаративні процеси при переломах кісток.  7. Реакції імунітету.  8. Бере участь у зростанні скелета.  9. Попереджає розвиток старечого остеопорозу.
Хлор-Cl2
1 Для отримання медикаментів, пластмас, барвників.
2.Для відбілювання тканин і паперу
3. Для знезараження питної води.
4. Вбиває хвороботворні бактерії.
5. Рідкий хлор викликає серйозні опіки шкіри.
6. Газоподібний хлор має сильну подразнюючу дію, особливо на очі і дихальну систему.

Бром-Br2
1.Для отримання різних ліків, використаних при лікуванні нервових захворювань.
2.Для виготовлення фотопаперу.
3. NaBr і KBr – одні з кращих засобів проти безсоння і втоми.
4. LiBr - запобігає корозії в холодильних установках, зневоднює мінеральні масла, допомагає кондиціонувати повітря.
5. NaBr додають в дубильні розчини.
6. Потреба в Br 2 у органів практично всіх живих істот.

Йод- I2
      Використовують в медицині для боротьби з захворюваннями щитоподібної залози та отримання йодной настоянки (5-10% р-ну йоду в спирті).
      Знаходиться у морськаій воді , морських водоростях. Антисептичний засіб.Відіграє величезну роль у людському організмі.Нестача в організмі йоду призводить до гормональних порушень.


Презентация на тему: Галогены


Презентация на тему: Функции белков


title: Презентация на тему: Фосфор «Светоносный»

text:
N2O       NO
N2O5

HNO3
Na3PO4


title: Презентация на тему: Галогены 8 класс

text:
F                                                      Cl

Br                           I


Презентация на тему: Фуллерены. Квазикристаллы. Использование кристаллов


Презентация на тему: Галогены 11 класс


title: Презентация на тему: Галогены и их соединения

text:
900igr.net
      HF               HCl             HBr                 HI
      HF                HCl                     HBr                     HI

  Na F
    KCl
KBr
NaI


title: Презентация на тему: Галогены

text:
I
III
II
VIII
IV
V
VI
VII
II
I
III
VII
VI
V
IV
2
1
3
4
5
6
7
10
Li
3
6,939
K
19
39.102
Na
11
22,9898
Cu
29
63.546
5
10 .811
Ne
10
20,18
Be
4
9,012
Ca
20
40,08
Ag
47
107.868
Ra
88
[226]
La
57
138.81
Al
13
26,9815
  O
8
15.996
N
7
14.0067
Ge
32
72.59
C
6
12,011
 F
9
18.9984
Br
35
79.904
H
1
1.00797
Se
34
78.96
I
53
126.904
Cl
17
35,453
As
33
74.9216
He
2
4,003
Ar
18
39,948
Xe
54
131,3
Kr
36
83,8
Te
52
127.60
Fe
26
55.847
Mg
12
24,312
S
16
32,064
P
15
30,9738
Si
14
28,086
Ti
22
47.90
Mo
42
95.94
43
99
 V
23
50.942
Cr
24
51.996
Mn
25
54.938
21
44.956
Ga
31
69.72
 Re
75
186.2
Rh
45
102.905
Ir
77
192.2
Ru
44
101.07
Os
76
190.2
 Pt
78
195.09
Pd
46
106.4
At
85
210
Rn
86
[222]
Mt
109
[266 ]
Hs
108
[265 ]
Ba
56
137.34
Sr
38
87.62
Rb
37
85.47
In
49
114.82
Cs
55
132.905
Fr
87
[223]
9
8
Zn
30
65.37
W
74
183.85
Po
84
208.982
Zr
40
91.224
Nb
41
92.906
Ta
73
180.9479
Cd
48
112.41
Sb
51
121.75
Hf
72
178.49
Sn
50
118.71
Pb
82
207.2
Bi
83
208.98
Co
27
58.933
Ni
28
58.71
Y
39
88.9059
Au
79
196.966
Tl
81
204.383
Hg
80
200.59
Ac
89
227.028
Bh
107
[262]
Sg
106
[263]
Db
105
[262]
Rf
104
[261]
I
III
II
VIII
IV
V
VI
VII
II
I
III
VII
VI
V
IV
2
1
3
4
5
6
7
9
8
10
[He] 2s2 2p5
3,98
I
III
II
VIII
IV
V
VI
VII
II
I
III
VII
VI
V
IV
2
1
3
4
5
6
7
9
8
10
[Ne] 3s2 3p5
3.16
I
III
II
VIII
IV
V
VI
VII
II
I
III
VII
VI
V
IV
2
1
3
4
5
6
7
9
8
10
[Ar] 3d10 4s2 4p5
2,96
7, 5, 3, 1, -1
I
III
II
VIII
IV
V
VI
VII
II
I
III
VII
VI
V
IV
2
1
3
4
5
6
7
9
8
10
[Kr] 4d10 5s2 5p5
2,66
7, 5, 3, 1, -1
I
III
II
VIII
IV
V
VI
VII
II
I
III
VII
VI
V
IV
2
1
3
4
5
6
7
9
8
10
[Xe] 4f14 5d10 6s2 6p5
2,2
     Na + Cl2 =      NaCl S +     F2 = SF6     Fe +    Br2=      FeBr3     P +      Cl2 =     PCl5     NaI + Cl2 =      NaCl + I2     F2 +    H2O =     HF + O2     NaBr + Cl2 =     NaCl + Br2     KOH +    Cl2 =     KCl + KClO3 +      H2O
2
2
2
4
2
3
5
3
2
2
2
2
2
2
3
2
3
5
2
6
Xe  + 2F2  =
H2  +  F2   =
2Au + 3Cl2 =
2NaCl + 2H2 O =
2NaI  + Cl2 =
2H2 O + 2F2 =
2NaOH + H2 +Cl2
2NaCl + I2
XeF4
4 HF + O2
2HF
2AuCl3


Презентация на тему: Фізичні й хімічні явища. Хімічні реакції та явища, що їх супроводжують. Хімічні властивості речовин


Презентация на тему: Галогени


title: Презентация на тему: ГАЛОГЕНЫ

text:
Prezentacii.com
I
III
II
VIII
IV
V
VI
VII
II
I
III
VII
VI
V
IV
2
1
3
4
5
6
7
10
Li
3
6,939
K
19
39.102
Na
11
22,9898
Cu
29
63.546
5
10 .811
Ne
10
20,18
Be
4
9,012
Ca
20
40,08
Ag
47
107.868
Ra
88
[226]
La
57
138.81
Al
13
26,9815
  O
8
15.996
N
7
14.0067
Ge
32
72.59
C
6
12,011
 F
9
18.9984
Br
35
79.904
H
1
1.00797
Se
34
78.96
I
53
126.904
Cl
17
35,453
As
33
74.9216
He
2
4,003
Ar
18
39,948
Xe
54
131,3
Kr
36
83,8
Te
52
127.60
Fe
26
55.847
Mg
12
24,312
S
16
32,064
P
15
30,9738
Si
14
28,086
Ti
22
47.90
Mo
42
95.94
43
99
 V
23
50.942
Cr
24
51.996
Mn
25
54.938
21
44.956
Ga
31
69.72
 Re
75
186.2
Rh
45
102.905
Ir
77
192.2
Ru
44
101.07
Os
76
190.2
 Pt
78
195.09
Pd
46
106.4
At
85
210
Rn
86
[222]
Mt
109
[266 ]
Hs
108
[265 ]
Ba
56
137.34
Sr
38
87.62
Rb
37
85.47
In
49
114.82
Cs
55
132.905
Fr
87
[223]
9
8
Zn
30
65.37
W
74
183.85
Po
84
208.982
Zr
40
91.224
Nb
41
92.906
Ta
73
180.9479
Cd
48
112.41
Sb
51
121.75
Hf
72
178.49
Sn
50
118.71
Pb
82
207.2
Bi
83
208.98
Co
27
58.933
Ni
28
58.71
Y
39
88.9059
Au
79
196.966
Tl
81
204.383
Hg
80
200.59
Ac
89
227.028
Bh
107
[262]
Sg
106
[263]
Db
105
[262]
Rf
104
[261]
I
III
II
VIII
IV
V
VI
VII
II
I
III
VII
VI
V
IV
2
1
3
4
5
6
7
9
8
10
[He] 2s2 2p5
3,98
I
III
II
VIII
IV
V
VI
VII
II
I
III
VII
VI
V
IV
2
1
3
4
5
6
7
9
8
10
[Ne] 3s2 3p5
3.16
I
III
II
VIII
IV
V
VI
VII
II
I
III
VII
VI
V
IV
2
1
3
4
5
6
7
9
8
10
[Ar] 3d10 4s2 4p5
2,96
7, 5, 3, 1, -1
I
III
II
VIII
IV
V
VI
VII
II
I
III
VII
VI
V
IV
2
1
3
4
5
6
7
9
8
10
[Kr] 4d10 5s2 5p5
2,66
7, 5, 3, 1, -1
I
III
II
VIII
IV
V
VI
VII
II
I
III
VII
VI
V
IV
2
1
3
4
5
6
7
9
8
10
[Xe] 4f14 5d10 6s2 6p5
2,2
     Na + Cl2 =      NaCl S +     F2 = SF6     Fe +    Br2=      FeBr3     P +      Cl2 =     PCl5     NaI + Cl2 =      NaCl + I2     F2 +    H2O =     HF + O2     NaBr + Cl2 =     NaCl + Br2     KOH +    Cl2 =     KCl + KClO3 +      H2O
2
2
2
4
2
3
5
3
2
2
2
2
2
2
3
2
3
5
2
6
Xe  + 2F2  =
H2  +  F2   =
2Au + 3Cl2 =
2NaCl + 2H2 O =
2NaI  + Cl2 =
2H2 O + 2F2 =
2NaOH + H2 +Cl2
2NaCl + I2
XeF4
4 HF + O2
2HF
2AuCl3


title: Презентация на тему: Галогены химия

text:
900igr.net

F
Cl
Br
I
At
17
Cl
7 2
35,453
3s23p5


title: Презентация на тему: ГАЛОГЕНЫ


title: Презентация на тему: Галогены

text:
Hal

VIIA

Hal

Hal

Hal

Hal

Hal

Hal

Hal

Hal

Hal

Hal

Hal

Hal

Hal

Hal

Hal

Hal

Hal

Hal

Hal

Hal

Hal

VIIA

Hal

VIIA

Hal

Hal

Hal

Hal

Hal

Hal

Hal

Hal


Презентация на тему: Галогены и здоровье человека


Презентация на тему: Галогены 9 класс


title: Презентация на тему: ФОСФОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

text:
V
?
+3, +5,  -3
4P0 + 5O02 = 2P+52O-25
3Ca0 + 2P0 = Ca+23P-32
2P0 + 3S0 = P+32S-23
6P + 5KCLO3  =  5KCL + 3P2O5
H3PO4
2H3PO4+3Mg =Mg3(PO4)2+3H2
H3PO4
2H3PO4+3CaO=Ca3(PO4)2+3H2O
H3PO4
H3PO4+ NaOH=NaH2PO4+ H2O
H3PO4
H3PO4+2NaOH=Na2HPO4+2H2O
H3PO4
+3, +5,  -3
-2
3,5
2,2
+5
+
+
+
2,1
-2
-2
-2
3,5
-2
3,5
2,2
+5
+
+
+
2,1
-2
-2
-2
3,5
-2
3,5
2,2
+5
+
+
+
2,1
-2
-2
-2
3,5


title: Презентация на тему: Галогены – значит «солероды»

text:
F
-1, 0
Cl
+7, +5, +3, +1, 0,-1
Br
I
At

Hal2
+1 -1
HHal


title: Презентация на тему: ГАЛОГЕНЫ И ИХ СОЕДИНЕНИЯ


title: Презентация на тему: Галогены

text:
  F
 Cl
 At
 Br
   I
Ar
18
39,948
36
83,80
Xe
54
131,30
1
2
4
5
6
3
7
I
II
III
IV
V
VI
VII
VIII
Na
11
22,9898
12
24,312
Al
13
26,9815
Cl
17
35,453
Si
14
28,086
P
15
30,9738
S
17
32,064
19
39,102
20
40,08
1
1,00797
2
4.0026
Li
3
6.939
4
9,0122
F
9
18,9984
8
15,9994
N
7
14,0067
6
12,01115
5
10,811
10
20,183
Sc
21
44,956
Ti
22
47,90
V
23
50,942
Cr
24
51,996
25
44,956
26
55,847
Fe
27
58,9332
28
58,71
Ni
30
65,37
Zn
29
63,546
Ge
32
72,59
Ga
31
26,9815
Br
35
79,904
Se
34
78,96
As
33
74,9216
Sr
38
87,62
Rb
37
85,47
Y
39
88,905
44
101,07
Ru
45
102,905
Rh
46
106,4
Pd
43
[99]
42
95,94
41
92,906
Nb
40
91,22
Zr
48
112,40
47
107,868
Ag
In
49
114,82
Sb
51
121,75
Sn
50
118,69
52
78,96
I
53
126,9044
56
137.34
Cs
55
132,905
La
57
138,81
*
72
178.49
Hf
73
180,948
74
183.85
W
75
186,2
Re
76
190,2
77
192,2
Ir
78
195,09
80
200,59
Hg
79
196,967
81
204,37
84
[210]
83
208,980
Pb
82
207,19
At
85
210
Rn
86
[222]
88
[226]
Fr
87
[223]
89
138,81
**
107
[262]
Bh
106
[263]
Sg
104
[261]
Rf
105
[262]
Db
108
[265]
Hs
109
[266]
RO4
RH
R2O7
RO3
RH2
R2O5
RH3
RO2
RH4
R2O3
RO
           +9 ) )
                 2  7
          +17 ) ) )
		        2 8 7

           +35 ) ) ) )
                    2  8 18  7

                 +53  ) ) ) ) )
                      2 8  18 18 7
F2
Cl2
Br2
I2
At
          2 NaI + 2 H2SO4  = I2  + SO2 + Na2 SO4  + 2 H2 O

3,3

3,7

2,5

1,9

1,7
I
III
II
VIII
IV
V
VI
VII
II
I
III
VII
VI
V
IV
2
1
3
4
5
6
7
9
8
10
[He] 2s2 2p5
F2
I
III
II
VIII
IV
V
VI
VII
II
I
III
VII
VI
V
IV
2
1
3
4
5
6
7
9
8
10
[Ne] 3s2 3p5
3,16
Cl2
I
III
II
VIII
IV
V
VI
VII
II
I
III
VII
VI
V
IV
2
1
3
4
5
6
7
9
8
10
[Ar] 3d10 4s2 4p5
2,96
7, 5, 3, 1, -1
Br2
I
III
II
VIII
IV
V
VI
VII
II
I
III
VII
VI
V
IV
2
1
3
4
5
6
7
9
8
10
[Kr] 4d10 5s2 5p5
2,66
7, 5, 3, 1, -1
I2
I
III
II
VIII
IV
V
VI
VII
II
I
III
VII
VI
V
IV
2
1
3
4
5
6
7
9
8
10
[Xe] 4f14 5d10 6s2 6p5
2,2
At2
F2
At2
I2
Br2
Cl2
F2
 F2
Cl2

 Cl2
Br2
 Br2
I2
 I2
I
II
III
IV
?
I
II
III
IV
AgNO3
AgCl
AgBr
AgI
AgF
AgNO3 + MeCl
AgNO3 + MeBr
AgNO3 + MeI
AgNO3 + MeF
AgCl       + MeNO3
AgBr      + MeNO3
AgI    +  MeNO3
AgF   +  MeNO3
Xe  + 2F2  =
H2  +  F2   =
2Au + 3Cl2 =
2NaCl + 2H2 O =
2NaI  + Cl2 =
2H2 O + 2F2 =
2NaOH + H2 +Cl2
2NaCl + I2
XeF4
4 HF + O2
2HF
2AuCl3


title: Презентация на тему: Галогены в организме человека

text:
Pulse para editar el formato del texto de título
Pulse para editar los formatos del texto del esquema
Segundo nivel del esquema
Tercer nivel del esquema
Cuarto nivel del esquema
Quinto nivel del esquema
Sexto nivel del esquema
Séptimo nivel del esquema
Octavo nivel del esquema
Noveno nivel del esquema
 I
Br

http://schoolchemistry.by.ru/
http://www.chem.isu.ru/
http://www.xumuk.ru/
http://www.womenfolk.ru/dietyi-i-pitanie/
http://www.ukrhealth.com/
http://www.tryphonov.ru/
http://himia.ucoz.ru/


title: Презентация на тему: "Галогены"

text:
F

Cl

3s23p5

Br

4s24p5

I

5s25p5

At

6s26p5
+9
2  7
))
+85
2  8  18 32 18 7
))))))
+17
 2   8   7
)))
+35
2   8  18  7
))))
+53
2  8  18 18 7
)))))
18,998
9
35,453
17
79,9
35
126,9
53
-1
0

F

Cl

Br

I

At
+9
2  7
))
+85
2  8  18 32 18 7
))))))
+17
 2   8   7
)))
+35
2   8  18  7
))))
+53
2  8  18 18 7
)))))
-1
0
HCl
HF
HBr
HI
HCl
HF
HBr
HI
S
d
1
2
3
-1
 HCl   NaCl   MgCl2
+1
HClO
+3
HClO2
S
d
1
2
3
-1
 HCl   NaCl   MgCl2
+1
HClO
+3
HClO2
+5
HClO3
+7
HClO4
-1
-1
-1
-1
-1
0
+1
-1
-1
0
0
t


text:
2KI  + Cl2  =  2KCl  +  I2
NaCl  + AgNO3  =  AgCl  +  NaNO3

NaBr  + AgNO3  =  AgBr  +  NaNO3

KI  + AgNO3  =  AgI  +  KNO3


Презентация на тему: Где прячутся взрывчатые вещества


title: Презентация на тему: Галогены 9 класс


Презентация на тему: Газообразные вещества


title: Презентация на тему: Где используется кислород?

text:
I
II
III
IV
V
VI
VII
VIII
1
2
3
4


Презентация на тему: Газовые законы


title: Презентация на тему: ГАЛОГЕНЫ. ИХ РОЛЬ В НАШЕЙ ЖИЗНИ

text:
F
Cl
Br
I
At
17
Cl
7 2
35,453
3s23p5


title: Презентация на тему: Генетическая связь между классами неорганических веществ

text:
Powerpoint Templates
CaO, CO2 , MgO, C, H2CO3, Ca, NaCl, Ca(OH)2, NaOH, CaCO3, H2SO4.
1. Ca, CaO, Ca(OH)2, CaCO3,
2. C, CO2 , H2CO3, CaCO3,
2Ca +  O2 = 2 CaO
CaO + H2O = Ca(OH)2
Ca(OH)2  + H2CO3 = CaCO3  + 2H2O
C +  O2 =  CO2
 CO2 + H2O = H2CO3
Ca(OH)2  + H2CO3 = CaCO3  + 2H2O


title: Презентация на тему: Генетическая связь

text:
900igr.net
CuO
+
2
HCl
=
CuCl2
+
H2O
6
Na
+
2
H3PO4
=
2
Na3PO4
+
3
H2
Al2O3
+
6
HNO3
=
2
Al(NO3)3
+
3
H2O
30
Na
Na2O
NaOH
Na2SO4
S
SO3
H2SO4
Na2SO4


title: Презентация на тему: Газы

text:
900igr.net
2
4,002602
31
1s2
4,5
0
0
10
20,1797
[He] 2s2 2p6
0,0
0
n/a
18
39,948
71
3s2 3p6
0,0
0
0
36
83,8
88
3d10 4s2 4p6
3,0
0
2
54
131,29
108
4d10 5s2 5p6
2,6
0
0, +1, +2, +4, +6, +8
86
222,0176
214
4f14 5d10 6s2 6p6
n/a
0


text:
A13-2009-1
A13-2009-2
A13-2009-3
A13-2009-4
B5-2009-1
B5-2009-2
B5-2009-3
A13-2009-1
A13-2009-2
A13-2009-3
A13-2009-4
B5-2009-1
B5-2009-2
B5-2009-3
A13-2009-1
A13-2009-2
A13-2009-3
A13-2009-4
B5-2009-1
B5-2009-2
B5-2009-3


title: Презентация на тему: Генетическая связь между классами неорганических соединений

text:
MgO
CO2
SO3
Na2SO4
HCI
H2SO4
LiOH
NaOH
KOH
H2S
KCI
MgSO4

CO2
SO3
HCI
H2SO4
LiOH
NaOH
KOH
KCI
MgSO4
HxRy


title: Презентация на тему: Галогены. Общая характеристика галогенов

text:
IV
V
VI
VII
VIII
           He
             C
              N
             O
             F
            Ne
             Si
              P
              S
             CI
            Ar
Ti
V
Cr
   Mn
Fe
             Ge
             As
             Se
             Br
             Kr
Zr
Nb
Mo
    Tc
 Ru
             Sn
             Sb
              Te
              I
              Xe
Hf
Ta
W
   Re
Os
            Pb
              Bi
             Po
              At
             Rn
IV
V
VI
VII
VIII
           He
             C
              N
             O
             F
            Ne
             Si
              P
              S
             CI
            Ar
Ti
V
Cr
   Mn
Fe
             Ge
             As
             Se
             Br
             Kr
Zr
Nb
Mo
    Tc
 Ru
             Sn
             Sb
              Te
              I
              Xe
Hf
Ta
W
   Re
Os
            Pb
              Bi
             Po
              At
             Rn
IV
V
VI
VII
VIII
           He
             C
              N
             O
             F
            Ne
             Si
              P
              S
             CI
            Ar
Ti
V
Cr
   Mn
Fe
             Ge
             As
             Se
             Br
             Kr
Zr
Nb
Mo
    Tc
 Ru
             Sn
             Sb
              Te
              I
              Xe
Hf
Ta
W
   Re
Os
            Pb
              Bi
             Po
              At
             Rn
IV
V
VI
VII
VIII
           He
             C
              N
             O
             F
            Ne
             Si
              P
              S
             CI
            Ar
Ti
V
Cr
   Mn
Fe
             Ge
             As
             Se
             Br
             Kr
Zr
Nb
Mo
    Tc
 Ru
             Sn
             Sb
              Te
              I
              Xe
Hf
Ta
W
   Re
Os
            Pb
              Bi
             Po
              At
             Rn
VII
             F
             CI

             Br

              I

              At
VII
             F
             CI

             Br

              I

              At
VII
             F
             CI

             Br

              I

              At
VII
             F
             CI

             Br

              I

              At

  HF   HCI  HBr  HI


title: Презентация на тему: Генетическая связь между неорганическими соединениями

text:
  Al2O3, Cu(NO3)2, H2SO4,CO2,
  Ca(OH)2, Na2O, H2CO3, Mg, K2O,
  NaCl, KNO3, H2SiO3, MgO,   Na2SO4,N2O5, NaOH, Ca, ZnCl2,
  CaSiO3, Cl2O7, HCL, AL(OH)3, C,
  ZnSO4, AL2(SO4)3, B2O3, H2SO3,
  Mg(OH)2, SiO2.
Ca         CaO           Ca(OH)2           CaSO4
C           CO2           H2CO3             CaCO3
Al          AL2O3       AL(OH)3            ALCL3
S           SO2           SO3                   H2SO3
Mg         MgO          M g(OH)2          MgSO4


title: Презентация на тему: Генетическая связь между классами веществ

text:
900igr.net
1
2
3
4
5
6
Ca              CaO                 Ca(OH)2                CaCl2
1
2
3
4
5
6
C2H6          C2H4                C2H2                      C6H6
Na, MgCl2, P2O5, NaOH, P,
MgO, H3PO4, Na2O, Na3PO4
Li
CO2
Sr(NO3)2
Ca3(PO4)2
1)                                 2)                              3)                             4)                               5)

   CH3-CH3
       C2H4
CnH2n-2
FeO
X1
X2
Ca
X1
X2
CaSO4


Презентация на тему: Генетическая связь неорганических соединений


Презентация на тему: Урок – игра: «Генетическая связь между классами веществ»


title: Презентация на тему: Генетическая связь веществ

text:
Na+SO42- + Ba2+Cl- = BaSO4 + NaCl
Ba + SO4 = BaSO4


title: Презентация на тему: Генетическая связь между классами органических веществ

text:
C2H4O
X1
KMnO4, H2O
X2
Al2O3, 400 °
X3
5
4
3
2
1
0
5
25
1
2
3
4
10
6
8
9
11
15
17
19
18
14
5
12
16
13
20
24
21
22
23
7
26
27
28
29
37
30
31
32
33
34
35
36
25
3
4
9
17
19
12
26
27
34
35
36
25
1
2
3
4
10
9
5
24
22
23
8
10
6
7
27
28
29
37
30
31
32
33
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
3
4
5
6
11
12
13
14
15
16
17
18
4
5
7
8
9
10
19
20
21
22
23
24
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
21
22
23
24
0,3-0,5 % PdCl2,
10-25% CuCl2
1
KMnO4, H2O, t°
Ag(NH3)2OH
Zn
Na
KMnO4, H2SO4, t


Презентация на тему: ГАЗ


Презентация на тему: «Генетические цепочки»


title: Презентация на тему: Гальванические элементы.

text:
Гальванические элементы.

Подготовил: Мещеринов М.В
Группа: 16МТ1бп
Гальванические элементы как источники электрической энергии обладают существенными преимуществами: они могут быть различных размеров и форм, не имеют макроскопически подвижных, подверженных износу частей, относительно легки и автономны, мало чувствительны к вибрации и колебаниям температуры, работают бесшумно, хорошо регулируются. Их КПД довольно высок (до 90%), так как превращение химической энергии в электрическую совершается в них без промежуточной тепловой стадии, а электродные процессы в некоторых случаях близки к обратимым.
Типы гальванических элементов.
Гальванические элементы, применяемые на практике для получения электрической энергии, делятся на первичные и вторичные.
Первичные элементы не могут быть возвращены в рабочее состояние после того, как их наполнитель (активное вещество) был уже однажды израсходован. В этом случае говорят, что элемент истощен. У таких элементов нельзя или по меньшей мере неэкономично обращать электродный процесс, пропуская ток в обратном направлении. Этот тип обычно называют просто элементом.
Вторичные элементы или аккумуляторы можно регенерировать после истощения, если пропустить через них ток в обратном направлении (зарядить), потому что процессы генерации тока, происходящие на их электродах, с хорошим приближением электрохимически обращаемы. Принципиального же различия между первичными и вторичными элементами нет.
Основными требованиями к гальваническим элементам являются следующие: большой срок службы, высокие плотность тока и напряжение на клеммах. Желательно также, чтобы они обладали высоким КПД, использовали дешевые активные вещества, имели малые размеры и вес, были просты по устройству и долговечны.
Основные параметры гальванических элементов
Электродвижущая сила - разность потенциалов между электродами гальванического элемента когда между электродами и раствором существует равновесие и через элемент не проходит ток. Значение ЭДС не зависит ни от размеров элемента, ни от его внутреннего сопротивления, а является лишь функцией состава электродов и концентрации электролита.
Напряжение на клеммах - разность потенциалов между полюсами в процессе прохождения тока, когда полюса соединены между собой через сопротивление. Напряжение на клеммах меньше, чем эдс, причем различие между ними тем меньше, чем меньше внутреннее сопротивление элемента по сравнению с внешним и чем меньше поляризованы электроды.
Внутреннее сопротивление - выраженное в Омах сопротивление электродов и находящегося между ними раствора электролита.
Мощность элемента - это количество электрической энергии, получаемое за секунду, равное напряжению на клеммах, умноженному на силу тока, которую без ущерба может дать элемент. Максимальная сила тока, которую можно получить от элемента, определяется этой мощностью, деленной на напряжение на клеммах.
Емкость элемента - выраженное в кулонах или ампер-часах количество электричества, которое элемент способен отдать при соответствующих условиях. У аккумуляторов следует отличать разрядную емкость от зарядной. Обычно емкость выражают через электрическую энергию и в большинстве случаев измеряют ватт-часах или киловатт-часах. Емкость элемента данного типа тем больше, чем большее количество электрохимически активных веществ, которые превращают химическую энергию в электрическую, он содержит и чем меньше плотность генерируемого тока.
Существенным недостатком гальванических элементов является саморазряд - расходование ими электрохимически активных веществ при отсутствии внешнего тока. Причиной этого может быть- например, растворение металла электродов вследствие образования так называемых локальных элементов, или протекание процесса, генерирующего ток, "непосредственным химическим" путем, или же недостаточная изолирующая способность диэлектрических деталей элемента.


title: Презентация на тему: Генетические связи между классами неорганических веществ

text:
H Cl
H3 PO4
HBr
SO2
CO2
K2O

H I
H2SO4
NaCl
SO2
KOH
CaO
SO2
HCl
H3PO4

H2O
K2O

CuSO4


title: Презентация на тему: Генетические связи между важнейшими классами неорганических соединений


title: Презентация на тему: Галогены, их нахождение в природе, свойства и применение

text:
Отгадай ребус

Ga  At   Li   Os   Ge   Es   Ni  (Ы)

Запишите русские названия символов элементов  и из первых букв узнаете ключевое слово нашей темы сегодняшнего урока

Урок на тему: «Галогены, их нахождение в природе, свойства и применение»

Обучающая : Дать общую характеристику галогенов, рассмотреть их свойства, нахождение в природе и применение.
Развивающая : развитие познавательного интереса и умений делать выводы;
Воспитательная : воспитывать у учащихся внимание, инициативу, воспитание культуры умственного труда.
Цели урока:

  «Для тех, кто мало знает и этого много,
   а для тех, кто хочет знать много и этого мало»
                                                Л.Зорина

Девиз урока:

 		Галогены (от греч. halos - соль и genes - образующий) - элементы главной подгруппы VII группы периодической системы: фтор, хлор, бром, йод, астат. Все элементы данной подгруппы - ярко выраженные неметаллы. В свободном состоянии галогены образуют вещества, состоящие из двухатомных молекул F2, Cl2, Br2, I2.
		Содержание в земной коре: фтор - 0,028%, хлор - 0,19%, бром - 0,0006%, йод - 0,000006%, астат - следы

АСТАТ

   Этот элемент был предсказан Д.И.Менделеевым под названием экайода и стал вторым (после технеция) синтезированным элементом. Его синтез провели американские ученые Д.Корсон, К.Мак-Кензи и Э.Сегре (1940) по ядерной реакции:

фтор

 Фтор – от греческого phthoros –
  разрушение.
    Фтор был открыт в 1866 году
 французским химиком  Анри
  Муассаном.
     В 1906 г. за выделение,
  изучение фтора и его
  соединений Анри Муассон был
  удостоен Нобелевской премии.
ХЛОР

      Хлор хвалился:
	«Нет мне равных!Галоген я самый главный.Зря болтать я не люблю:Все на свете отбелю!»

    Хлор от греческого                       – желто -зеленый.

    В 1774 г. шведский химик К.Шееле при
    нагревании с концентрированной соляной
    кислотой минерала пиролюзита MnО2
     получил  хлор.
БРОМ
 Бром разлился океаном,    Хоть зловонным, но румяным.Бил себя он грозно в грудь:      «Я ведь бром! Не кто-нибудь!..»

	Бром от греческого                    – зловоние.
		В 1825 г. французский химик А.Ж.Балар выделил бром из золы морских водорослей, действуя на них концентрированной серной кислотой и пиролюзитом (MnO2).
		Бром – тяжелая темно-красная жидкость (ρ = 3,1055 г/см3), образующая желто-бурые пары с резким запахом, способные вызвать поражение дыхательных путей.   При попадании жидкого брома на кожу образуются очень болезненные ожоги и трудно заживающие  язвы.

ЙОД

Йод красой своей гордился,Твердым был, но испарился.Фиолетовый, как ночь,Далеко умчался прочь.

	Йод был открыт французским химиком Б.Куртуа в 1811 г. Ученый наблюдал появление фиолетовых паров с запахом, похожим на запах хлора, при действии концентрированной серной кислоты на золу морских водорослей. Название йод образовано от греческого
                           – цвет фиалки, фиолетовый.

 Физические свойства               галогенов
а) C увеличением атомной массы уменьшается неметаллический характер элементов.

б) С увеличением атомной массы окраска становится более темной.

в) С увеличением атомной массы возрастает температура плавления и кипения

  Ядовиты !
ФТОР – ГАЗ(Н.У.)
      СВЕТЛО-ЗЕЛЕНЫЙ
 Резкий раздражающий запах
Хлор- газ (н.у.)
        Жёлто-зелёный
Резкий удушающий запах
Бром- Жидкость(н.у)
  Тёмно-бурый
Запах резкий зловонный
Иод – твёрдое вещество
    Цвет фиолетовый с металлическим блеском
    Запах резкий
    Возгоняется , т.е переходит в газ, минуя жидкое  состояние
Нахождение в природе
Хлор Cl2
Бром Br2
Йод I2
МИНЕРАЛЬНОЕ СОЕДИНЕНИЕ ФТОРА

Нахождение в природе

   Важнейшие минералы фтора — это флюорит (плавиковый шпат) СaF2  , а также фторапатит 3Са3(РО4)2· СaF2 и криолит Na3AlF6.
Биологическое значение             галогенов

Нервные клетки                                     железы( обмен  веществ)

                    F
 Зубная эмаль                            кости
                                                                                мышцы

          Поступает в организм с солью

 рост волос                                  обмен веществ

            CL
      пищеварение
   ( желудочный сок)                  плазма крови

Придает бодрость, силу

Поступает в организм:
Хлеб, яйца, молоко, вода, морская капуста, морской воздух при дыхании, лекарства.

             J
   гормоны
Щитовидная железа
Пищеварение
аппетит
мускульное
возбуждение

работа
мозга
темперамент
биение сердца

                                 ЦНС(возбуждение
                                                            и торможение)

                        Br

Содержится в морских водорослях ,при дыхании морским воздухом ,лекарства

Фтор-F2
1.Для получения  HF
2 Для получения фреона
3 Для получения веществ, иcполь. в борьбе с вредителями с/х
4. Для получения тефлона
Бром-Br2
1.Для получения различных лекарств, исполь. при лечении нервных заболеваний
2.Для изготовления фотобумаги.
Хлор-Cl2
1 Для получения медикаментов, пластмасс, красителей.
2.Для отбеливания тканей и бумаги
3. Для обеззараживания питьевой воды.
Иод-J2
Используют в медицине для борьбы с заболеваниями щитовидной железы  и получения иодной настойки (5-10% р-ра иода в спирте)
 Применение      галогенов
Викторина
«Угадай-ка!»
***
Парадокс? Противоречье?Разрушитель зубы лечит!Подсказал науке слон:«Кариесу ... заслон!»
                    ***

***
Хлорофилл не любит…Это ведь отнюдь не вздор.Слов стечение роковое,В ... гибнет все живое.

***

***
Мне сегодня … помог:
Я спокоен, словно йог.
Помни, боевой народ:Первый лекарь – это ...Раны мажь, не ойкай,... настойкой.
***

***
Мечта познать его пуста.Он сам – сплошная тайна.Секунды счет ведет ...И, исчезая, тает.
***

1. Отсутствие какого элемента в организме человека вызывает заболевание щитовидной железы?

2. В переводе с греческого его название означает «желто-зеленый».

	 Кроссворд «Галогены»
По вертикали: 1. Агрегатное состояние первых двух представителей галогенов при нормальных условиях. 2. Самый тяжелый галоген, полученный искусственно в 1940 г. с помощью ядерной реакции. Обнаружен в природе в 1943 г. По свойствам близок к йоду. 3. Наиболее характерное свойство галогенов – присоединение электрона, отдаваемого металлами, поэтому о них говорят: «Галогены – сильные ...» 4. Самый химически активный галоген. Впервые получен в 1886 г. А.Муассаном (Франция). 5. Переход из твердого состояния непосредственно в пар, способный превращаться в твердое тело, минуя стадию жидкого состояния. Легко осуществляется для йода. Используется для очистки веществ. 6. Количество электронов на внешнем энергетическом уровне в атомах галогенов. 7. Значение слова «бром» в переводе с греческого языка на русский. 8. Название солей, которые получаются в результате взаимодействия хлора с металлами; соли хлороводородной кислоты.
Ответы на кроссворд «галогены» По вертикали:

Газы      2. Астат      3. Окислители

4. Фтор         5. Возгонка         6. Семь

7. Зловоние         8. Хлориды

Группа семь аборигены:Солероды – галогены.Окислительный народ – Эти F, Cl, Br и I !

В клетках 9 и 17Два преступника томятся.
Главный электронный вор,
Разрушитель фтор – флюор,
С водородом заодноВлезет запросто в окно.

Ядовит зеленый Хлор,Замышляет страшный ор.Он побег готовит в ролиСамой безобидной соли.

Жидкий и зловонный БромПритаился за бугром.Вот сейчас петлю накинетНа Алкены и Алкины…

И хитер в разбойный родФиолетовый Йод.Твердый только до поры,На глазах уйдет в пары.Посмотри, каков нахал:Перепортил весь крахмал!
Заключение
Домашнее задание : §18
Спасибо за урок!
 Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М., Высшая школа, 1988,с.253-296. Спицын В.И., Мартыненко Л.И. Неорганическая химия. Часть I. М.,МГУ, 1991, с.49-78. Коттон Ф., Уилкинсон Дж. Современная неорганическая химия. М., МИР, 1969, т.2, с.220-238, 719-452. Турова Н.Я. Справочные таблицы по неорганической химии. М., Химия, 1997, с.6-11. Семинары по неорганической химии. I семестр. Учебное пособие. М., Химфак МГУ, 1996, с.21-25. Практикум по неорганической химии. Под ред.В.П.Зломанова. Издание 3-е, М., МГУ, 1994.
Список литературы