title: Презентация на тему: Фенолы (10 класс)

text:
Студент − это не сосуд, который надо наполнить, а факел, который надо зажечьЛ. Арцимович
Фенолы
Номенклатура

Способы получения фенола
Сплавлением натриевой соли бензолсульфокислоты с гидроксидом натрия
PhSO3Na + NaOH  PhONa + NaHSO3

Способы получения фенола
Гидролиз галогенсодержащих бензолов
Способы получения фенола
Из солей диазония
[Ph-N+N]Cl + Н2О  PhOH + N2 + НCl
Из бензола
C6H6 + N2O  PhOH + N2

Способы получения фенола
Кумольный метод

Кислотность

Свойства фенолов

Реакция Вильямсона

Образование сложных эфиров

Свойства фенолов
Фенольные соединения взаимодействуют с хлоридом железа (III) и образуют характерные цветные комплексы (качественная реакция)
Свойства фенолов
фенол окрашивает в красно-фиолетовый цвет, крезол - в синий, резорцин - в темно-фиолетовый
ФенолыЭлектрофильное замещение в ароматическом ядре
Галогенирование

Галогенирование

Нитрование

Сульфирование

Ипсо-замещение сульфогруппы

Нитрозирование

С-алкилирование и С-ацилирование

Синтез фенолфталеина

Перегруппировка Фриса

Перегруппировка Кляйзена
Сочетание с солями диазония

Реакция Кольбе-Шмитта

Фенолформальдегидные смолы

Бисфенол А
Реакция Реимера-Тимана

Формилирование по Вильсмайеру

Окисление

Окисление
Пространственно затрудненных фенолов до феноксильных (ароксильных) радикалов осуществляется под действием гексацианоферрата (III) калия в бинарной системе бензол-вода, диоксида свинца PbO2, оксида серебра или другого одноэлектронного окислителя в индифферентной среде, а также электрохимически
Антиоксиданты

Хиноловые эфиры

Восстановление

Защита функциональных групп в органическом синтезе
Использование защитных групп в синтезе
В многостадийном синтезе, как правило, приходится иметь дело с полифункциональными соединениями
Использование защитных групп в синтезе
Многие из функциональных групп должны сохраниться в неизменном виде в целевом соединении
Цель защиты функциональных групп в синтезе – предотвращение их превращений в условиях проведения реакций
Использование защитных групп в синтезе
При этом возникают проблемы:1) Не все функциональные группы совместимы в одной молекуле(нельзя получить магний- или литийорганическое соединение, содержащее в молекуле карбонильную функцию и т.д.)

Использование защитных групп в синтезе

Эфир -аминокислоты неустойчив - легко образует дикетопиперазин наряду с полимером
Использование защитных групп в синтезе
При этом возникают проблемы:
2) Один и тот же реагент может взаимодействовать с разными функциональными группами

Использование защитных групп в синтезе
В рассмотренных ситуациях используют избирательную блокаду тех или иных функциональных групп, создавая так называемые защитные группы, маскирующие данную функцию
Использование защитных групп в синтезе
Реакция Кневенагеля между ванилином и малоновой кислотой осложняется другими реакциями, связанными с наличием фенольной ОН-группы
С6Н5СНО + СН2(СООС2Н5)2 С6Н5СН=С(СООС2Н5)2 + Н2О
Использование защитных групп в синтезе
ОН-группу ванилина блокируют, "защищают"
Использование защитных групп в синтезе
Задача использования защитных групп включает два момента: создание защитной группы и удаление, после проведения необходимых изменений в молекуле
Одну и ту же функциональную группу можно защитить различными способами
Способы создания и удаления защитных групп для спиртов

Использование защитных групп в синтезе
Конкретную защитную группу выбирают с учетом реагентов и условий реакции так, чтобы в этих условиях защитная группа не разрушалась
Использование защитных групп в синтезе
Группа ТНР устойчива в щелочных условиях (рН 6-12), но неустойчива к водным растворам кислот и к кислотам Льюиса
ТНР группа относительно устойчива к действию нуклеофилов и металлоорганических соединений, к гидридам, гидрированию и действию окислителей
Использование защитных групп в синтезе
Одной из наиболее популярных защитных групп для спиртов является трет-бутилдиметилсилильная (TBDMS) группа
Использование защитных групп в синтезе
Эфиры спиртов с этой группой устойчивы к действию многих реагентов, причем защитная группа легко удаляется в условиях, не затрагивающих другие функциональные группы
TBDMS защита приблизительно в 104 раз более устойчива к гидролизу, чем триметилсилильная (TMS) защита
Использование защитных групп в синтезе
Сейчас выработаны определенные стратегии, позволяющие использовать защиту различных групп в процессе данного синтеза
Защитные группы в органической химии, ред. Дж.МакОми, М., Мир, 1976
P.G.M.Wuts, T.W.Green, Protective Groups in Organic Synthesis, 3nd ed., Wiley, N.-Y., 1999
Использование защитных групп в синтезе
В настоящее время выделяют две основные стратегические линии при использовании защитных групп: а) принцип «ортогональной стабильности»б) принцип "модулированной лабильности"
Использование защитных групп в синтезе
Эти принципы относятся к тем случаям, когда в процессе синтеза одновременно используются несколько различных защитных групп
Принцип ортогональной стабильности
Требует, чтобы каждая из используемых защитных групп удалялась в таких условиях, в которых остальные защитные группы остаются без изменений (в качестве примера можно привести сочетание тетрагидропиранильной, бензоильной и бензильной групп)
Принцип ортогональной стабильности

Принцип ортогональной стабильности
При таком подходе данную защитную группу можно удалить на любой стадии синтеза
Принцип модулированной лабильности
Принцип модулированной лабильности подразумевает, что все используемые защитные группы удаляются в сходных условиях, но с различной легкостью
Принцип модулированной лабильности
При этом наименее кислотно-чувствительную метоксиметильную защитную группу нельзя удалить, не затронув остальные защитные группы
Использование защитных групп в синтезе
В настоящее время в арсенале химика-синтетика имеется большое число различных защитных групп
Однако, синтез надо стремиться планировать так, чтобы обойтись либо совсем без защитных групп, либо свести их применение к минимуму
Использование защитных групп в синтезе
"The best protecting group is no protecting group"("Самая лучшая защитная группа - отсутствие защитной группы")
Использование защитных групп в синтезе
Использование защитных групп в синтезе требует дополнительных операций (удлиняет и удорожает синтез)
Применение защитных групп, как правило, отрицательно сказывается на выходе целевого продукта
Защитные группы(некоторые примеры)
Гидроксильная группа
Один из способов защиты гидроксильной группы
Гидроксильная группа
Способ защиты
Образование сложных эфиров RCOOR’
Действуют R’COCl и пиридин
Защита устойчива к электрофилам, окислению
Удаление защитной группы NH3 и MeOH
Амины RNH2
Амиды RNHCOR’, Уретаны RNHCOOR’, Фталимиды
Действуют R’COCl, Хлорформиаты R’OC(O)Cl, Фталевый ангидрид
Защита устойчива к электрофилам
Удаление защитной группы HO--H2O или H+-H2O, для R’= CH2Ph: H2(кат.) или HBr, для R’= t-Bu: H+, NH2NH2
Аминогруппа
Защитная группа

Снятие защиты
Аминогруппа
Бензилоксикарбонильная группа
Альдегиды RCHO
Ацеталь RCH(OR’)2 (1,3-диоксолан)
Действуют R’OH, H+или HOCH2CH2OH, H+
Защита устойчива к нуклеофилам, основаниям, восстановителям
Удаление защитной группы H+, H2O

Кетоны R2CO
Кеталь R2C(OR’)2  1,3-диоксолан
Действуют R’OH, H+или HOCH2CH2OH, H+
Защита устойчива к нуклеофилам, основаниям, восстановителям
Удаление защитной группы H+, H2O
Кислоты RCOOH
Сложные эфиры: RCOOMe, RCOOEtRCOOCH2Ph, RCOOBu-t, RCOOCH2CCl3
Действуют CH2N2, EtOH и H+PhCH2OH и H+  H+ и t-BuOH, СCl3CH2OH
Защита устойчива к слабым основаниям, электрофилам
Удаление защитной группы HO- и H2O, H2(кат.) или HBr, H+, Zn и MeOH
Фенолы ArOH
Простые метиловые эфиры или метоксиметиловые эфиры
Действуют Me2SO4 и K2CO3, MeOCH2Cl и основание
Защита устойчива к основаниям и слабым электрофилам
Удаление защитной группы HI и HBr или BBr3, CH3COOH-H2O
Тиолы RSH
Защитная группа AcSR
Действуют RSH+AcCl+основание
Защита устойчива к электрофилам
Удаление защитной группы HO--H2O
Защита положений ароматического кольца
ArNH2 + NaNO2 + 2 HCl  ArN+NCl- + NaCl + 2 H2O

Пример


Презентация на тему: Ферромагнитная жидкость – «умная» жидкость


Презентация на тему: Ферменты и гормоны


Презентация на тему: Ферменты. Роль и функции


title: Презентация на тему: Ферромагнитные жидкости

text:
2,52
1,71
1,47
2,50
1,53
1,47
2,50
1,27
1,97
2,77
2,25
1,23
3,35
1,08
3,10


Презентация на тему: ФИЗИЧЕСКИЕ И ХИМИЧЕСКИЕ ЯВЛЕНИЯ


Презентация на тему: Феромагнетики


Презентация на тему: Ферменты и гормоны. 10-11 класс.


title: Презентация на тему: фенолы

text:
1.
2.
3.
4.
5.


Презентация на тему: Фитонциды - химическое оружие растений


title: Презентация на тему: Фиолетовый проказник

text:
4,1
4,6
127, 0
11,3
3,7
45,0


title: Презентация на тему: Ферменты: общее положение

text:
Ферменты – это белки, выполняющие роль биологических катализаторов.
Говоря простым, ненаучным языком, ферменты – это ускорители химических реакций в живом организме. Без них все реакции, которые обеспечивают нашу нормальную жизнедеятельность, хоть и протекали бы, но настолько медленно, что мы просто не смогли бы существовать.

В учебниках для ВУЗов обычно приводят хороший пример: древесина в обычных условиях, без влияния огня, окисляется с такой скоростью, что маленький брусок «сгорит» таким образом за несколько миллионов лет. При воздействии же температуры –физического аналога фермента – этот процесс протекает за считанные минуты. Представьте, насколько затянулось бы у нас переваривание пищи без наличия ферментов…
Как работают ферменты?
Очень долго учёные считали, что ферменты просто создают необходимые условия для протекания реакции, в результате чего скорость её увеличивается. Но оказалось, что работают эти вещества несколько по-иному.

Изначально молекула фермента присоединяется к одному из реагирующих веществ, приводя его в более удобную для реагирования форму, чем была до этого. Реагент соединяется с другим веществом, а молекула фермента поле этого от него отсоединяется. Т.о., сначала кажется, что фермент «расщепляет» вещество. Но это не так. Он просто приводит продукт в более удобный для расщепления вид. Но само выражение «фермент расщепляет» закрепилось и стало расхожим.

В результате фермент остаётся в неизменной форме, а реакция проходит значительно быстрее. И именно большая скорость реагирования в этом случае не позволяла исследователям прошлого заметить всю последовательность реакции и сделать правильные выводы.
Энзимы в реакциях пищеварения
Ферменты и энзимы – это одно и то же. Просто по-разному одни и те же вещества называются в разных языковых культурах. Химики, склонные к не самым простым названиям веществ, на ферментах «отыгрались» вовсю. Название каждого энзима должно включать в себя название обоих реагентов, тип реакции и иногда – даже специальные цифровые обозначения. В результате, слово «рибулозодифосфаткарбоксилаза» с первого раза просто так и не выговорить. Но если говорить откровенно, то самые распространённые пищеварительные ферменты имеют простые и легко произносимые названия – липаза, амилаза и прочие.
Расщепление любых молекул, изменения разных сахаров, нейтрализация вредных веществ – на каждую реакцию и на каждый реагент найдётся свой энзим. Интересно при этом, что многие ферменты в организме нужны для того, чтобы активировать другие ферменты.

В самом же пищеварительном тракте ферменты присутствуют везде. И, соответственно, делятся на группы:
ферменты слюны – самая малочисленная, но при этом - очень важная группа;
ферменты желудка;
ферменты поджелудочной железы;
ферменты кишечника – очень многочисленная и самая «рабочая» группа.

Каждый из них, соответственно, должен сработать с определённым веществом на определённом участке пищеварительного тракта. И если этого не происходит, в организме начинаются проблемы.

Если пищеварительные ферменты не работают
Как правило, механизмы производства энзимов в организме очень чётко прописаны в генетическом коде, и потому нарушения в количестве или качестве ферментов чаще всего бывают врождёнными. При этом энзим может и присутствовать в организме, но иметь неправильную структуру и, соответственно, не выполнять нужных функций.
В результате недостатка пищеварительных ферментов какая-то одна реакция в цикле пищеварения не происходит, и организм начинает чего-то недополучать. Самый распространённый и известный пример – фенилкетонурия, при которой нарушается синтез многих аминокислот, а ядовитые предшественники их влияют на нервную систему, вызывая отставание в умственном развитии.


title: Презентация на тему: Физические и химические свойства алюминия

text:
1
2
3
4
5
6
7
1
2
3
4
10
9
8
7
5
6
I
II
VI
V
VII
III
IV
VIII
1.
2.
3.
4.
5.
27
+13
0
Al
27
+13
0
2
8
3
P = 13
e =  13
N = 14
1s
2
1s
2
2s
2
2s
2
2p
6
2p
6
3s
2
3s
2
3p
1
3p
1
2Al
+3O2
Al2O3
+3Cl2
2AlCl3
+3S
Al2S3
+6HCl
2AlCl3 + 3H2
+3CuSO4
Al2(SO4)3 + 3Cu
1
2
3
4
5
6


Презентация на тему: Физические и химические явления. Химические уравнения


text:
5klass.net

1
2
3
4
5
6
7
1
2
3
4
10
9
8
7
5
6
I
II
VI
V
VII
III
IV
VIII
1.
2.
3.
4.
5.
27
+13
0
Al
27
+13
0
2
8
3
P = 13
e =  13
N = 14
1s
2
1s
2
2s
2
2s
2
2p
6
2p
6
3s
2
3s
2
3p
1
3p
1
2Al
+3O2
Al2O3
+3Cl2
2AlCl3
+3S
Al2S3
+6HCl
2AlCl3 + 3H2
+3CuSO4
Al2(SO4)3 + 3Cu
1
2
3
4
5
6


title: Презентация на тему: Физические и химические явления 8 класс

text: L/O/G/O


Презентация на тему: Физические и химические явления


title: Презентация на тему: Физические и химические свойства железа

text:
1
11
2.8.1
1S22S22P63S1
2
20
2.8.8.2
1S22S22P63S23P64S2
3
13
2.8.3
1S22S22P63S23P1
4
26
2.8.14.2
1S22S22P63S23P63D64S2
5
12
2.8.2
1S22S22P63S2
Fe0 + S0 = Fe+2S-2
2Fe0 + 3Cl20 = 2Fe+3Cl3-1
3Fe0 + 2O20= Fe+2O-2 + Fe2+3O3-2  (Fe3O4)
3Fe0 + 4H2O = Fe3O4 + H20        ( Fe+2O-2 + Fe2+3O3-2 )

Fe0 + 2H+1Cl = Fe+2Cl2 + H20

Fe0 + Cu+2Cl2 = Fe+2Cl2 + Cu0


title: Презентация на тему: ФЕРУМ

text:
ФЕРУМ

Вчитель хіміїї НВК Асканія-Нова-гімназія
Корольова О.І.
+ 26
2
8
14
2

1s   2s   2p   3s   3p   3d    4s

2
6
Колекція мінералів
магнетид Fe  O
гематид Fe  O
лимоніт 2Fe  O
сидерит FeCO
колчедан FeS
3
2
4
Допишіть рівняння реакцій
I варіант
II варіант
Fe + O
Fe + H  SO
4
Fe + S
Fe + HNO
3
Домашнє завдання:

§23, №226 (a,b)
             + №228 (a)
На сьогоднішньому уроці:

Я запам’ятав / запам’ятала…
Мене зацікавило…
Я навчився / навчилася…
Мене вразило…
Я дізнався / дізналася…
РЕФЛЕКСІЯ


title: Презентация на тему: Физические и химические свойства воды

text:
900igr.net
H2, O2


Презентация на тему: Физические и химические свойства кислот


Презентация на тему: Физические явления в химии


title: Презентация на тему: Ферменты

text:
Ферменты
Выполнила: Манджиева Эркена
Студентка группы ДэБ(бак)1-1
Что такое ферменты?
ФЕРМЕ́НТЫ (от лат. «fermentum» — брожение, закваска), энзимы, специфические белки, увеличивающие скорость протекания химических реакций в клетках всех живых организмов. Их называют также биокатализаторами по аналогии с катализаторами в химии. Каждый вид ферментов катализирует превращение определенных веществ (субстратов), иногда лишь единственного вещества в единственном направлении. Поэтому многочисленные биохимические реакции в клетках осуществляет огромное число различных ферментов.

История открытия ферментов
Процессы, протекающие при участии ферментов, известны человеку с глубокой древности, ведь в основе приготовления хлеба, сыра, вина и уксуса лежат ферментативные процессы. Но только в 1833 году впервые из прорастающих зерен ячменя было выделено активное вещество, осуществляющее превращение крахмала в сахар и получившее название диастазы (ныне этот фермент называется амилазой). В конце 19 в. было доказано, что сок, получаемый при растирании дрожжевых клеток, содержит сложную смесь ферментов, обеспечивающих процесс спиртового брожения. С этого времени началось интенсивное изучение ферментов — их строения и механизма действия.
Роль ферментов в организме
Ферменты участвуют в осуществлении всех процессов обмена веществ и в реализации генетической информации. Возможность быстрого переваривания продуктов в живом организме осуществляется благодаря им.
Ферменты - это «рабочая сила», которая выстраивает ваш организм подобно тому, как строители строят дома. У вас могут быть все необходимые строительные материалы,  но чтобы построить дом, вам будут нужны рабочие, которыми они и являются.
Ферментов, работающих в организме, множество. Каждый из них имеет свое назначение. Протеаза — фермент переваривания белка, липаза переваривает жиры; амилаза переваривает углеводы и целлюлаза — переваривает клетчатку.
Где наш организм берёт ферменты?
Определённый ферментный потенциал мы наследуем при рождении. Этот ограниченный запас рассчитан на всю жизнь. Чем быстрее вы израсходуете энергию ферментов, тем быстрее вы «выдохнетесь». Вы живёте так долго, пока ваш организм обладает факторами ферментной активности, из которых он производит новые ферменты. Когда вы достигаете такого момента, когда ваш организм больше не способен производить ферменты, ваша жизнь заканчивается.
Для людей основным источником «дополнительных» ферментов  является пища. Она должна содержать их «определенный набор». Если ферменты присутствуют в еде, то они сами осуществляют значительную часть работ по перевариванию пищи. Но если вы едите пищу, прошедшую термическую обработку, лишённую ферментов, организм вынужден сам производить ферменты для переваривания. Это намного уменьшает ограниченный ферментный потенциал.
Сегодня известно, что раковые клетки защищены белковой оболочкой, которая мешает иммунной системе их распознать. Удалить эту оболочку могут только ферменты, разоблачая, таким образом, злокачественные клетки. Вот почему онкологическим больным в их диете ограничивают мясо или исключают его вовсе: этим самым сберегают ферменты, уходящие на расщепление мяса, дают им возможность участвовать в разоблачении раковых клеток
Так что, если вы едите что-то вареное, а мясо всегда подвергаете тепловой или иной обработке, то обязательно ешьте вместе с вареным продуктом в 3 раза больше сырых овощей.
Ферменты постоянно работают в организме: без них не совершается ни один процесс. Они расщепляют пищу на клеточном уровне, создают из белков мышцы, выделяют из легких углекислый газ, поддерживают работу иммунной системы в ее борьбе с инфекцией, повышают уровень выносливости организма, помогают пищеварительной системе правильно функционировать. Кроме всего перечисленного, ферменты:
— уничтожают и выводят из организма различные жиры;
— предупреждают хроническое течение болезни;
— сохраняют нам молодость и помогают хорошо выглядеть;
— усиливают энергию и выносливость;
— препятствуют гормональному дисбалансу в организме.
Каталитические свойства ферментов
Ферменты — самые активные среди всех известных катализаторов. Большинство реакций в клетке протекает в миллионы и миллиарды раз быстрее, чем если бы они протекали в отсутствие ферментов. Так, одна молекула фермента каталазы способна за секунду превратить в воду и кислород до 10 тыс. молекул токсичной для клеток перекиси водорода, образующейся при окислении различных соединений. Каталитические свойства ферментов обусловлены их способностью существенно уменьшать энергию активации вступающих в реакцию соединений, то есть в присутствии ферментов требуется меньше энергии для «запуска» данной реакции.
Условия действия ферментов
Все реакции с участием ферментов протекают, в основном, в нейтральной, слабощелочной или слабокислой среде. Однако максимальная активность каждого отдельного фермента проявляется при строго определенных значениях pH. Для действия большинства ферментов теплокровных животных наиболее благоприятной температурой является 37-40oС.
У растений при температуре ниже 0o С действие ферментов полностью не прекращается, хотя жизнедеятельность растений при этом резко снижается. Ферментативные процессы, как правило, не могут протекать при температуре выше 70o С, так как ферменты, как и всякие белки подвержены тепловой денатурации (разрушению структуры).
Химическая природа ферментов
Все ферменты - это белки с молекулярной массой от 15 000 до нескольких миллионов Да. Все ферменты — белки, но не все белки — ферменты. По химическому строению их различают на простые и сложные (имеют небелковую часть или простетическую группу).
Функции простетической группы следующие: участие в акте катализа, осуществление контакта между ферментом и субстратом, стабилизация молекулы фермента в пространстве.
В процессе катализа реакции в контакт с субстратом вступает не вся молекула фермента, а определенный ее участок, который называется активным центром. Эта зона молекулы не состоит из последовательности аминокислот, а формируется при скручивании белковой молекулы в третичную структуру. Отдельные участки аминокислот сближаются между собой, образуя определенную конфигурацию активного центра.
Помимо активного центра ряд ферментов снабжен регуляторным (аллостерическим) центром. С этой зоной фермента взаимодействуют вещества, влияющие на его каталитическую активность.
Размеры ферментов и их строение
Молекулярная масса ферментов, как и всех остальных белков, лежит в пределах 10 тыс. — 1 млн. (но может быть и больше). Они могут состоять из одной или нескольких полипептидных цепей и могут быть представлены сложными белками. В состав последних наряду с белковым компонентом (апоферментом) входят низкомолекулярные соединения — коферменты (кофакторы, коэнзимы), в том числе ионы металлов, нуклеотиды, витамины и их производные. Некоторые ферменты образуются в форме неактивных предшественников (проферментов) и становятся активными после тех или иных изменений в структуре молекулы, например, после отщепления от нее небольшого фрагмента.
Многие ферменты образуют так называемые ферментные комплексы. Такие комплексы, например, встроены в мембраны клеток или клеточных органелл и участвуют в транспорте веществ.
Болезни, связанные с нарушением выработки ферментов
Отсутствие или снижение активности какого-либо фермента (нередко и избыточная активность) у человека приводит к развитию заболеваний (энзимопатий) или гибели организма. Так, передаваемое по наследству заболевание детей — галактоземия (приводит к умственной отсталости) — развивается вследствие нарушения синтеза фермента, ответственного за превращение галактозы в легко усваиваемую глюкозу.
Причиной другого наследственного заболевания — фенилкетонурии, сопровождающегося расстройством психической деятельности, является потеря клетками печени способности синтезировать фермент, катализирующий превращение аминокислоты фенилаланина в тирозин.
Определение активности многих ферментов в крови, моче, спинно-мозговой, семенной и других жидкостях организма используется для диагностики ряда заболеваний. С помощью такого анализа сыворотки крови возможно обнаружение на ранней стадии инфаркта миокарда, вирусного гепатита, панкреатита, нефрита и других заболеваний.
Использование ферментов человеком
Так как ферменты сохраняют свои свойства и вне организма, их успешно используют в различных отраслях промышленности. Например, протеолитический фермент папайи (из сока папайи) — в пивоварении, для смягчения мяса; пепсин — при производстве «готовых» каш и как лекарственный препарат; трипсин — при производстве продуктов для детского питания; реннин (сычужный фермент из желудка теленка) — в сыроварении. Каталаза широко применяется в пищевой и резиновой промышленности, а расщепляющие полисахариды целлюлазы и пектидазы — для осветления фруктовых соков


Презентация на тему: Физические свойства металлов


title: Презентация на тему: Физические и химические свойства оснований

text:
ФИЗИЧЕСКИЕ И ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОСНОВАНИЙ8 класс
Презентация
учителя химии
 МКОУ «СОШ №85»
г. Тайшет
Никитюк Л.Ф.
Цель урока:
Рассмотреть физические и химические свойства оснований
НАЗОВИТЕ ОСНОВАНИЯ:
Ca(OH)2
NaOH
Zn(OH)2
Cu(OH)2
Fe(OH)3
СОСТАВЬТЕ ФОРМУЛЫ ОСНОВАНИЙ:
лития
бария
 железа (II)
 меди(I)
  алюминия
КАКИЕ ИЗ НИХ ОТНОСЯТСЯ К ЩЕЛОЧАМ?

ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОСНОВАНИЙ
Гидроксид
калия
Гидроксид
натрия
Гидроксид алюминия
Гидроксид
железа (III)
Гидроксид  свинца (II)
Гидроксид никеля(II)
Действие щелочей на индикаторы
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
1. Реакция нейтрализации:
NaOH + HCl = NaCl + H2O
гидроксид   соляная       хлорид       вода
  натрия         кислота       натрия
					        (соль)
Реакция нейтрализации относится к реакциям обмена
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
Реакция нейтрализации:
 Cu(OH)2 ↓ + 2HCl = CuCl2  +2 H2O
гидроксид                    соляная      хлорид          вода
меди (II)		           кислота	   меди(II)
						               (соль)
	тип реакции: обмен
Взаимодействие щелочи  с раствором соли:
2.Щелочи взаимодействуют с растворами солей:
2NaOH + CuSO4 =Cu(OH)2↓+Na2SO4
гидроксид  сульфат   гидроксид     сульфат
натрия          меди(II)    меди(II)           натрия
(щелочь)      (соль)      (основание)       (соль)

3.Щелочи взаимодействуют
С КИСЛОТНЫМИ ОКСИДАМИ, ОБРАЗУЯ СОЛЬ И ВОДУ:
 2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O
гидроксид       оксид      карбонат          вода
натрия           углерода    натрия
				(IV)	       (соль)

4.НЕРАСТВОРИМЫЕ ОСНОВАНИЯ
при нагревании разлагаются:
Cu(OH)2  = CuO + H2O
гидроксид    оксид     вода
меди(II)            меди (II)
Домашнее задание:
§ 31, упр. № 5 (п) стр.99
ИСТОЧНИКИ:
1. Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман «Химия 8 класс», Москва, Просвещение, 2011
2. Интернет – ресурсы:
 Источник шаблона: http://ppt4web.ru
Источник картинок: https://www.google.ru/search?q=%D0%B3%D0%B8%D0%B4%D1%80%D0%BE%D0%BA%D1%81%D0%B8%D0%B4+%D0%B0%D0%BB%D1%8E%D0%BC%D0%B8%D0%BD%D0%B8%D1%8F+%D0%BA%D0%B0%D1%80%D1%82%D0%B8%D0%BD%D0%BA%D0%B0&newwindow=1&client=opera&hs=Nf0&channel=suggest&tbm=isch&tbo=u&source=univ&sa=X&ei=XLLkUtToCdD-yAPIsYBY&ved=0CCkQsAQ&biw=1366&bih=625


text:
Физические и химические явления
Учитель химии II категории МБОУ «СОШ № 6»  г. Братска Романова Алёна Леонидовна

Извержение вулкана

Образование инея

Гниение листьев, фруктов

Образование тумана

Горение древесины

Таяние льда

Горение бумаги

Скисание молока
Квашение капусты

Экспериментальная работа
                Опыт 1.  Плавание парафина.
             Поместите в фарфоровую чашечку небольшой кусочек парафина и чашечку с парафином поместите в пламя. После  расплавления парафина потушите пламя. Когда чашечка остынет, рассмотрите парафин. Запишите наблюдения (заполните пропуски в предложениях). Какое это явление?
         Наблюдения. При нагревании парафина, он ________, переходит в ____________состояние.
         Вывод: Это _____________явление.

Экспериментальная работа
                  Опыт 2. Испарение воды.
          Возьмите фарфоровую чашечку, налейте в нее немного воды, поместите чашечку в пламя.
         Наблюдения: При нагревании вода закипела, при этом изменяется ее _________________
        Вывод: Это _________________ явление.

Вывод
На основании выполненных опытов, скажите, какое явление  называется физическим?
Физическими   называют  такие  явления, при которых   данные вещества не  превращаются в другие, а обычно изменяется только агрегатное состояние или  форма.

Экспериментальная работа
                 Опыт 3. «Растворение мела».
           К белому кристаллическому  веществу (мелу) добавим кислоту (соляную). Запишите наблюдения. Какое это явление?
           Наблюдения.    При этом наблюдается бурное выделение _______. Призрак превращения – выделение _______.
        Вывод. Это ____________________явление.

Экспериментальная работа
        Опыт 4. «Взаимодействие  растворов».
           Возьмите пробирку и прилейте в нее раствор желтого цвета (хлорида железа(III),) затем добавьте бесцветный раствор (гидроксид натрия). Запишите наблюдения. Какое это явление?
       Наблюдения. К раствору _________цвета добавили _______  раствор. Выпал _______ цвета. Признак  превращения выпадение _________
      Вывод:   это__________________ явление.
Самостоятельная экспериментальная работа
           Эксперимент 1.  «Взаимодействие растворов».
            Добавьте к пищевой соде раствор уксусной кислоты. Определите признак, сопровождающий этот процесс. Запишите наблюдения. Какое это явление?
    	Наблюдения. При добавлении к пищевой соде раствора уксусной кислоты наблюдается бурное выделение газа с   шипением.
    	Вывод. Это химическое явление.
Самостоятельная экспериментальная работа
              Эксперимент 2. Растворение сахара.
     	Растворите сахар в воде. Наблюдайте, что происходит с сахаром. Запишите свои  наблюдения. Какое  это явление? Теряет ли свой вкус сахар? Остается ли сладким или нет?
    	Наблюдения. Сахар в воде растворяется и  сохраняет свойства сахара (его сладкость).
Вывод. Это физическое явление.

Физические и химические явления.
1. Какие из перечисленных явлений являются химическими (химическими реакциями)?
А) замерзание воды
Б) горение серы
В) разложение оксида ртути при нагревании
Г) плавление металлов
Д) горение свечи
Е) сжижение воздуха
Ж) горение природного газа

2. Какие из перечисленных явлений относятся к физическим?
А) кипение воды
Б) разложение воды электрическим током
В) взаимодействие цинка с соляной кислотой
Г) плавление металла
Д) таяние снега
Е) разложение угольной кислоты на углекислый газ и воду
Ж) замерзание воды.
Использованные источники
извержение вулкана  http://www.dvipa.ru/forum/728/10020-vsmatrivanie
образование инея  http://www.xsunx.ru/postcards.php?image_id=455
гниение листьев http://ppua74.ru/man/ru/instructions/image/aHR0cDovL2ZyYXp5aS5ydS8xMjYzMzQ3bF9pbWc0NTk2My5odG1s
гниение фруктов  http://www.bestgardener.ru/gardening/sad.parch01.shtml
образование тумана  http://www.aquadesign.zp.ua/principles/tumanoobrazovaniya/cafe/
горение древесины  http://wpapers.ru/wallpapers/nature/Landscapes/7397/1280-1024_%D0%9B%D0%B5%D1%81%D0%BD%D1%8B%D0%B5-%D0%BF%D0%BE%D0%B6%D0%B0%D1%80%D1%8B.html
таение льда http://gotowall.com/show_wallpaper.php?id=4069
горение бумаги  http://2load.ru/30688-burning-paper-uhq-stock-photo-goryaschaya-bumaga.html

Использованные источники
скисание молока  http://yeisk.ucoz.ru/blog/moloko_v_ejske/2011-11-27-10
квашение капусты  http://vseokyxne.com/457-kvashenaya-kapusta-s-tminom.html

Спасибо!


text:
Физические явления в химии
Автор: учитель химии
МКОУ «Касторенская СОШ №1»,
п.г.т. Касторное
Парамонов А.Ю., 2014
Явления бывают:
.

ФИЗИЧЕСКИЕ
ХИМИЧЕСКИЕ
.
    Физические явления – это явления, в результате которых изменяются размеры, форма тел или агрегатное состояние веществ, но состав их остается постоянным.

   замерзание
         воды

.

К физическим явлениям относятся
 многие способы получения чистых химических веществ

Способы получения чистых химических веществ:
Дистилляция, или перегонка;
кристаллизация;
фильтрование;
возгонка (сублимация);
центрифугирование;
отстаивание;
выпаривание и т.д.

Дистилляция, или перегонка
  - разделение жидких смесей на отличающиеся по составу фракции.

   устройство перегонного
                аппарата

Кристаллизация
  — процесс фазового перехода вещества из жидкого состояния в твёрдое кристаллическое с образованием кристаллов.

    кристаллы соли

Фильтрование:
— это отделение жидкости или газа от взвешенных в них твердых частиц в процессе пропускания их через пористые материалы, называемые фильтрами.

                                        фильтрование воды
Возгонка (сублимация)
это переход вещества из твердого состояния в газообразное, минуя жидкую фазу.

        очистка йода возгонкой
Центрифугирование
это разделение неоднородных систем на фракции по плотности при помощи центробежных сил.

                лабораторная
                  центрифуга

Отстаивание:
Смеси нефти и воды, растительного масла и воды быстро расслаиваются и поэтому их легко отделить друг от друга с помощью делительной воронки.

             делительная
                  воронка

Обобщение темы:
Тест: «Проверка»
1) переход вещества из твердого состояния в газообразное, минуя жидкую фазу.
а) возгонка;	          б) отстаивание;
в) перегонка;                г) фильтрование;

2) разделение неоднородных систем на фракции по плотности при помощи центробежных сил.
а) возгонка;	              б) перегонка;
в) отстаивание;                г) центрифугирование;

3) отделение жидкости или газа от взвешенных в них твердых частиц в процессе пропускания их через пористые материалы, называемые фильтрами
а) возгонка;	                 б) отстаивание;
в) фильтрование;                г) перегонка;

Правильно
.
Неправильно
.
Домашнее задание:
§ 26 Упр. 1, 3.

Список источников
1) Габриелян О.С. Химия. 8 класс: учеб. для общеобразоват. учрежд. / О.С. Габриелян. – 16 изд., стереотип. – М.: Дрофа, 2010.-270 с., [2]с.: ил.
Использованы фотографии:
http://www.mota.ru/wallpapers/get/id/24509/resolution/1600x1200
замерзшая вода
https://ru.wikipedia.org/wiki/%C4%E8%F1%F2%E8%EB%EB%FF%F6%E8%FF
устройство перегонного аппарата
http://www.lynix.biz/forum/rastvor-soli-dlya-rastenii
кристаллизация
http://lohmatik.ru/Lohmatik/str1_22_46.php
фильтрование воды

.
http://chemistry-chemists.com/Video/iodine-sublimation.html
очистка йода возгонкой
https://ru.wikipedia.org/wiki/%D6%E5%ED%F2%F0%E8%F4%F3%E3%E0
лабораторная центрифуга


title: Презентация на тему: Фенолы

text:
Фенолы

06.02.2015
1
http://prezentacija.biz
2
06.02.2015

06.02.2015
3
            фенолы                            ароматические спирты
4
06.02.2015
5
06.02.2015
6
06.02.2015
7
06.02.2015
8
06.02.2015

2. Гидролиз галогенопроизводных бензола

06.02.2015
9
10
06.02.2015
11
06.02.2015
12
06.02.2015
	4. Кумольный метод получения фенола (метод Сергеева)

Реакция открыта Р.Ю. Удрисом и Б.Д. Кружаловым в 1942 году в лаборатории, которой руководил П.Г. Сергеев.
В это время они были репрессированы и работали в лаборатории, которая была и местом заключения.
06.02.2015
13
III. Физические и биологические свойства

06.02.2015
14
 Температуры плавления и кипения изомерных крезолов и метилфенилового эфира (C7H8O)
06.02.2015
15
Фенол очень токсичен, при попадании на кожу вызывает ожоги. Фенол обладает хорошими дезинфицирующими свойствами; это было первое вещество, которое использовалось для дезинфекции  (Дж. Листер, 1867)
Фенолы входят в состав креозота – жидкости, получаемой из каменноугольной смолы и используемой для пропитки шпал для предотвращения их гниения. Очищенный креозот используется как антисептик в медицине.
Пентахлорфенол применяется для пропитки древесины как антисептик, инсектицид и фунгицид.

06.02.2015
16
Лекарственные препараты полученные из фенола
17
06.02.2015
18
Использование фенола в производстве красителей
IV. Химические свойства
1. Кислотные свойства:
		1) образование фенолятов

Фенол                                                         фенолят натрия
06.02.2015
19
20
06.02.2015

2). Образование простых эфиров (реакции алкилирования):

фенолят натрия                                                 анизол
06.02.2015
22
23
06.02.2015
24
06.02.2015

26
06.02.2015
27
06.02.2015

29
06.02.2015
30
06.02.2015
31
06.02.2015
32
06.02.2015
33
06.02.2015
4. Реакции поликонденсации:
Фенол взаимодействует с формальдегидом, образуя важные промышленные полимеры – фенолформальдегидные смолы

06.02.2015
34
06.02.2015
35
Фенолформальдегидные смолы являются вязкими жидкостями или твердыми веществами. Отвержденные фенолоформальдегидные смолы обладают электроизоляционными и механическими свойствами. Применяются в производстве фенопластов, клеев, лаков, герметиков, фанеры, фенолформальдегидного волокна (кайнол).

 Фенолформальдегидные смолы являлись первыми промышленными синтетическими смолами; их производство под названием  “бакелит”  было начато в 1909 году.

Также, в промышленности используются крезоло-формальдегидные смолы, резорцино-формальдегидные смолы, феноло-анилино-формальдегидные смолы, феноло-гексаметилентетраминовые смолы, феноло-фурфурольные смолы и смешанные смолы.

06.02.2015
36
Спасибо за Ваше внимание!


text:
Физические свойства металлов
Автор презентации: учитель МБОУ СОШ № 131 Цирина Т.А.
Физические свойства металлов

Кристаллическая решетка
    Металлическая  - в ее узлах находятся положительно заряженные ионы, а между ними свободно перемещаются электроны. Наличие последних объясняет высокую электропроводность и теплопроводность, а также способность поддаваться механической обработке.

Агрегатное состояние
    Все металлы  твердые, исключение ртуть - единственный жидкий металл.
 Ковкость
  Изготовление различных изделий из железа в кузнице.

   Способность намагничиваться - железо, кобальт, никель. Находит применение при изготовлении магнитов.

Пластичность
    Способность изменять свою форму при ударе, прокатываться в тонкие листы, вытягиваться в проволоку: золото, серебро, медь, алюминий. Из 1г золота можно вытянуть проволоку длиной 2 км.

Пластичность
     Всем известна алюминиевая фольга. Алюминиевая фольга - это тонкий слой алюминия, в котором отлично сохраняются продукты питания, кофе, чай, лекарства, корма для домашних  животных и многое другое.

Пластичность
Оловянная фольга, которая используется для заворачивания лучших сортов шоколада.

Металлический блеск
    Световые лучи падают на поверхность металла и отталкиваются от неё свободными электронами, создавая эффект металлического блеска.

Металлический блеск
    Зеркало состоит из гладкого стекла, на которое наносят очень тонкий слой металла. Часто зеркала покрывают серебром, потому что оно прекрасно отражает свет.

Электропроводность
Высокая электропроводность уменьшается в ряду металлов:Аg Сu Аu Аl Мg Zn Fе РЬ Hg
При нагревании уменьшается, т.к. колебание ионов затрудняет движение электронов.
Теплопроводность
    Хорошая теплопроводность, уменьшается в ряду металлов:Аg Сu Аu Аl Мg Zn Fе РЬ Hg
Все металлы делятся на две большие группы:
Черные металлы : Имеют темно-серый цвет, большую плотность, высокую температуру плавления и относительно высокую твердость. Типичным представителем черных металлов является железо.
Цветные металлы:
Имеют характерную окраску: красную, желтую, белую; обладают большой пластичностью, малой твердостью, относительно низкой температурой плавления.Типичным представителем цветных металлов является медь.

Плотность
В зависимости от своей плотности металлы делятся на:Легкие (плотность не более 5 г/см3 )К легким металлам относятся: литий , натрий , калий , магний , кальций , цезий , алюминий , барий. Самый легкий металл — литий, плотность 0.534 г/см3.
Плотность
Тяжелые (плотность больше 5 г/см3).К тяжелым металлам относятся: цинк , медь , железо , олово , свинец , серебро , золото , ртуть и др.Самый тяжелый металл — осмий , плотность 22,5 г/см3.
Твёрдость
Металлы различаются по своей твердости:— мягкие: режутся даже ножом (натрий , калий , индий );— твердые: металлы сравниваются по твердости с алмазом, твердость которого равна 10. Хром — самый твердый металл, режет стекло.
Температура плавления
В зависимости от температуры плавления металлы условно делятся на:Легкоплавкие (температура плавления до 1539°С).К самым легкоплавким металлам относятся: ртуть — температура плавления —38,9°С; галлий — температура плавления 30°С; цезий — температура плавления 28,6°С
Температура плавления
 Тугоплавкие (температура плавления выше 1539 С).К тугоплавким металлам относятся: хром — температура плавления 1890°С; молибден — температура плавления 2620°С; ванадий — температура плавления 1900°С; тантал — температура плавления 3015°С; и многие другие металлы.Самый тугоплавкий металл вольфрам — температура плавления 3410°С.


Презентация на тему: Физические свойства кислорода и его получение


text:
900igr.net
Na      Fe      B                            He       F       Al
Ca      Ba      C                            Li      Na      Ca
P        Al       F                            P        Cu      N
Al
Zn
Cu
Fe
Al
-
+
+
+
+
+
Zn
-
+
+
+
+
+
Cu
-
+
+
+
+
+
Fe
-
+
+
+
+
+


title: Презентация на тему: Физические и химические свойства кислот. 8-й класс

text:
"Физические и химические
свойства кислот"
Цели:
совершенствовать знания о составе и классификации кислот, изучить физические и химические свойства кислот
Классификация кислот
1. По составу (по наличию атомов кислорода)
кислоты

бескислородные
кислородосодержащие
HCl, HBr, HI, HF,H2S
HNO3, H2SO4, H3PO4
2. По числу атомов водорода (по основности)
кислоты

одноосновные
двухосновные
трёхосновные
HCl, HBr, HNO3

H2S, H2SO4
H3PO4
H

                              H2    Cl    H

                    H     SO4    H2    NO3     H

           H2   CO3     H2     S     H3    PO4     H 2

     H   Br     H      SO3     H     I       H4    SiO3    H
"Свойства кислот"
Физические свойства
ВКУС: кислоты, значит кислые
Физические свойства
АГРЕГАТНОЕ СОСТОЯНИЕ: жидкости;
исключение: кремниевая кислота напоминает желе
Физические свойства
ЦВЕТ: все кислоты бесцветные вещества;
ЗАПАХ: большинство кислот не обладают запахом
Физические свойства
Жидкости (кроме кремниевой кислоты)
Без цвета
Без запаха
Кислые на вкус
Химические свойства
Химические свойства
Химические свойства
1. Действие индикаторов
H2SO4    +  лакмус   →  красный
                      +  ф.ф.        →  бесцветный
                +  м.о.         →  розовый
Химические свойства
2. Взаимодействие с металлами
(до водорода)
H2SO4 + Zn  ZnSO4 + H2 

Химические свойства
3. Взаимодействие с оксидами металлов
H2SO4 + CuO  CuSO4 + H2O
Физкультминутка
H2O
NO2
CuO
CaSO4
H2CO3
H3PO4
H2SO4
Mn(OH)2
HNO3
HNO2
NaCl
HCl
HBr
KNO3
Fe2O3
H2SiO3
Ca3(PO4)2
Физические свойства
Жидкости (кроме кремниевой кислоты)
Без цвета
Без запаха
Кислые на вкус
Химические свойства
 Действие индикаторов

2. Взаимодействие с металлами
    (до водорода)
H2SO4 + Zn  ZnSO4 + H2 

3. Взаимодействие с оксидами металлов
 H2SO4 + CuO  CuSO4 + H2O

Домашнее задание
§ 32 повторить, записи в тетради;
«Дидактический материал»:
 стр. 30-31 №1 из всех вариантов  письменно
Спасибо за урок!


Презентация на тему: Физические свойства фосфора


Презентация на тему: Физические свойства воды


Презентация на тему: Физиология питания


title: Презентация на тему: Физико-химические свойства алкинов

text:
Физико-химические свойства алкинов
05.08.2013
Н.Б.Давыдова, учитель химии МБОУ "Вадская СОШ"
Физические свойства алкинов

С2 – С4 газы
С5 – С 15 жидкости
Свыше С16 – твердые вещества
tпл и t кип алкинов увеличиваются с ростом молекулярной массы.
Алкины плохо растворимы в воде, хорошо в органических растворителях.
05.08.2013
Н.Б.Давыдова, учитель химии МБОУ "Вадская СОШ"
Химические свойства алкинов
1. Реакции присоединения АЕ
05.08.2013
Н.Б.Давыдова, учитель химии МБОУ "Вадская СОШ"
Химические свойства алкинов

1. Реакции присоединения АЕ
а)  Гидрирование(+Н2) в 2 стадии:
05.08.2013
Н.Б.Давыдова, учитель химии МБОУ "Вадская СОШ"

1. Реакции присоединения АЕ
б)  Галогенирование (+Г2) в 2 стадии:
Качественная реакция на алкины – бромная вода Br2 (бурая жидкость) обесцвечивается.
Опыт. Взаимодействие ацетилена с бромной водой
05.08.2013
Н.Б.Давыдова, учитель химии МБОУ "Вадская СОШ"
1. Реакции присоединения АЕ
в)  Гидрогалогенирование (+НГ) в 2 стадии:
05.08.2013
Н.Б.Давыдова, учитель химии МБОУ "Вадская СОШ"
Применение поливинилхлорида:
Изоляция для проводов, изоляционная лента, искусственная кожа, плащи, кленка.
05.08.2013
Н.Б.Давыдова, учитель химии МБОУ "Вадская СОШ"
Присоединение НГ к  несимметричным алкинам                       (по правилу Марковникова)

МАРКОВНИКОВ
Владимир
Васильевич
05.08.2013
Н.Б.Давыдова, учитель химии МБОУ "Вадская СОШ"
МАРКОВНИКОВ Владимир Васильевич (13 декабря 1837—29 января 1904) — русский химик, основатель научной школы.
Развивая теорию химического строения  А. М. Бутлерова, исследовал взаимное влияние атомов в органических соединениях и установил ряд закономерностей (в том числе правило присоединения гидрогалогенидов к непредельным углеводородам с двойной и тройной связью, впоследствии названное его именем в 1869 году).
Открыл изомерию жирных кислот (1865). С начала 80-х гг. исследовал кавказские нефти, открыл нафтены. Содействовал развитию отечественной химической промышленности. Один из организаторов Русского химического общества (1868).

05.08.2013
Н.Б.Давыдова, учитель химии МБОУ "Вадская СОШ"

1. Реакции присоединения АЕ
г)Гидратация (+НОН). Реакция Кучерова.
КУЧЕРОВ
 Михаил Григорьевич
Правило Эльтекова: Спирты, содержащие гидроксо-группу при атоме углерода  с двойной связью, неустойчивы и необратимо изомеризуются в альдегиды или кетоны.

05.08.2013
Н.Б.Давыдова, учитель химии МБОУ "Вадская СОШ"
КУЧЕРОВ Михаил Григорьевич (3 июня1850 – 26 июня 1911). Русский химик-органик. Основные работы посвящены развитию органического синтеза.
 Исследовал (1875) условия превращения бромвинила в ацетилен.
 Открыл (1881) реакцию каталитической гидратации ацетиленовых углеводородов, превращения ацетилена в уксусный альдегид в присутствии солей ртути (реакция Кучерова). Исследовал механизм этой реакции. Данный метод положен в основу промышленного получения уксусного альдегида и уксусной кислоты.
Русское физико-химическое общество учредило (1915) премию имени М.Г. Кучерова для начинающих исследователей-химиков.

05.08.2013
Н.Б.Давыдова, учитель химии МБОУ "Вадская СОШ"

1. Реакции присоединения АЕ
г)Гидратация (+НОН). Реакция Кучерова.
Гомологи ацетилена образуют кетоны:

05.08.2013
Н.Б.Давыдова, учитель химии МБОУ "Вадская СОШ"

Опыт. Горение ацетилена
Ацетилен образует с воздухом и кислородом взрывоопасные смеси.
Опыт . Взрыв смеси ацетилена с кислородом.
05.08.2013
Н.Б.Давыдова, учитель химии МБОУ "Вадская СОШ"

2. Реакции окисления.
а) Окисление раствором водным раствором перманганата калия (качественная реакция).
В нейтральной и слабощелочной средах на холоде образуются соли карбоновых кислот; ацетилен окисляется до оксалатов (солей щавелевой кислоты):
3CH ≡ CH + 8KMnO4 → 3KOOC – COOK + 8MnO2 + 2KOH + 2H2O
Опыт. Взаимодействие ацетилена с раствором перманганата калия.

05.08.2013
Н.Б.Давыдова, учитель химии МБОУ "Вадская СОШ"
3. Реакции полимеризации
а)  Димеризация .
05.08.2013
Н.Б.Давыдова, учитель химии МБОУ "Вадская СОШ"
3. Реакции полимеризации
б)  Тримеризация ацетилена. Реакция Зелинского.
ЗЕЛИНСКИЙ
Николай Дмитриевич
05.08.2013
Н.Б.Давыдова, учитель химии МБОУ "Вадская СОШ"
Николай Дмитриевич Зелинский (25 января 1861 — 31 июля 1953) — замечательный русский химик, основоположник учения о гетерогенном органическом катализе, создатель первого в мире универсального угольного противогаза, учитель нескольких поколений химиков.
Химия часто одаряла меня величайшими наслаждениями познания еще не разведанных тайн природы. Она дала мне возможность послужить людям...
Я уверен, что ни один из тех, кто заинтересуется химией, не пожалеет о том, что выберет эту науку в качестве своей специальности.
Н.Д. Зелинский

05.08.2013
Н.Б.Давыдова, учитель химии МБОУ "Вадская СОШ"
4. Реакции замещения (кислотные свойства)
HC≡CH + Ag2O → AgC≡CAg↓+ H2O
                               амм. р-р   ацетиленид серебра, белый
Опыт. Получение ацетиленида серебра

HC≡CH + 2CuCl → CuC≡CCu↓+ 2HCl
                                          ацетиленид меди (I), коричневый
Опыт. Получение ацетиленида меди

Качественная реакция на алкины с концевым положением тройной связи.
Опыт. Непрочность ацетиленидов металлов
05.08.2013
Н.Б.Давыдова, учитель химии МБОУ "Вадская СОШ"
ТРЕНАЖЁРЫ:
Закрепление материала
Типы химических реакций, характерные для алкинов
Уравнения реакций, характеризующие химические свойства ацетилена
Химические свойства алкинов
05.08.2013
Н.Б.Давыдова, учитель химии МБОУ "Вадская СОШ"
ПОДГОТОВКА  К ЕГЭ:
Закрепление материала
Базовый уровень сложности
1. При гидратации ацетилена образуется
1) этанол	2) этаналь	3) этиленгликоль	4) этен

2. Реакция тримеризации ацетилена используется для получения
1) винилацетилена	 3) циклогексана
2) бензола	                 4) полипропилена

3. В результате реакции Кучерова образуется
    1) этанол	   2) этан   	3) этаналь 	4) этандиол-1,2

4. Этин можно отличить от этана с помощью
1) лакмуса 	                                       3) гидроксида меди(II)
2) водного раствора щелочи	      4) бромной воды
05.08.2013
Н.Б.Давыдова, учитель химии МБОУ "Вадская СОШ"
ПОДГОТОВКА  К ЕГЭ:
Базовый уровень сложности
5. Пропин можно отличить от пропена с помощью
1) водного раствора перманганата калия
2) раствора хлорида железа(III)
3) бромной воды
4) аммиачного раствора оксида серебра
6. Бутин-2 можно отличить от бутина-1 с помощью
1) бромной воды
2) аммиачного раствора хлорида меди(I)
3) водного раствора хлорида меди(II)
4) водного раствора перманганата калия

Повышенный уровень сложности
7. По правилу Марковникова происходит взаимодействие между
1) бутином-2 и хлороводородом      4) бутаном и хлором
2) бутином-1 и водородом	           5) пропеном и бромоводородом
3) бутином-1 и водой	                           6) пропином и водой
05.08.2013
Н.Б.Давыдова, учитель химии МБОУ "Вадская СОШ"
Повышенный уровень сложности
8. Бутин-1 способен реагировать с
1) натрием	                                            4)	кислородом
2) гидроксидом натрия	                            5)	хлоридом меди(II)
3) водой	                                            6)	серебром

Высокий уровень сложности
9. (С5) Алкин массой 8 г может максимально присоединить 8,96 л (н.у.) водорода. Установите молекулярную формулу алкина.

10. (С5) Одинаковое количество алкина в результате присоединения хлора и брома образует соответственно 5,46 г тетрахлорпроизводного и 10,8 г тетрабромпроизводного. Установите молекулярную формулу алкина.

ПОДГОТОВКА  К ЕГЭ:
05.08.2013
Н.Б.Давыдова, учитель химии МБОУ "Вадская СОШ"
Домашнее задание:
Учебник: Кузнецова Н.Е., Гара Н.Н. Титова И.М.;                              под ред. Н. Е. Кузнецовой.  Химия: профильный уровень,  -  М.: Вентана - Граф, 2011
§17
стр.109-112 упр.1-3
05.08.2013
Н.Б.Давыдова, учитель химии МБОУ "Вадская СОШ"
Список литературы
1. Учебник: Кузнецова Н.Е., Гара Н.Н. Титова И.М.;  под ред. Н. Е. Кузнецовой.  Химия: профильный уровень,  -  М.: Вентана - Граф, 2011
2. Интерактивный мультимедиа учебник Органическая химия - учебник для 10-11 кл.1998—2013  Г.И. Дерябина, Г.В. Кантари [Электронный ресурс]. http://www.chemistry.ssu.samara.ru/chem2/index2.htm
3. Единая коллекция цифровых образовательных ресурсов.
- «Химия», 10 класс, Габриелян О.С., Маскаев Ф.Н., Пономарев С.Ю., Теренин В.И. http://school-collection.edu.ru/catalog/rubr/d05469af-69bd-11db-bd13-0800200c9c10/75844/?interface=pupil&class=53&subject=31
- Органическая химия. Видеоопыты. http://school-collection.edu.ru/catalog/rubr/528b6fb1-98e4-9a27-5ae1-2f785b646a41/?interface=pupil&class[]=53&subject[]=31
4. Химия. 10 класс. Тематические тестовые задания для подготовки к ЕГЭ. / Авт.-сост. Л.И. Асанова, Т.Н. Богданович, О.Н. Вережникова. – Ярославль: Академия развития, 2011. – (Единый государственный экзамен).

05.08.2013
Н.Б.Давыдова, учитель химии МБОУ "Вадская СОШ"


title: Презентация на тему: Физические свойства карбоновых кислот

text:
Физические свойства карбоновых кислот.
Физические свойства карбоновых кислот во многом определяется их способностью образовывать между молекулами водородную связь
http://prezentacija.biz
Карбоновые кислоты
Температура кипения карбоновых кислот намного выше не только, чем у соответствующих углеводородов, но и, чем у соответствующих спиртов. Значит, молекулы карбоновых кислот прочнее связаны между собой водородными связями, чем молекулы спиртов.
Карбоновые кислоты
Водородные связи между молекулами карбоновых кислот настолько сильны, что даже в паровой фазе они способны образовывать димеры.
Карбоновые кислоты
Хорошая растворимость карбоновых кислот в воде связана, во-первых, с полярностью молекул самих карбоновых кислот, во-вторых, с их способностью образовывать водородные связи с молекулами воды.
Карбоновые кислоты
Первые члены ряда карбоновых кислот, вплоть до бутановой кислоты, смешиваются с водой во всех соотношениях. При увеличении атомов углерода в молекуле, растет вклад малополярного углеводородного радикала и растворимость кислот в воде уменьшается.
Кислоты, содержащие более 10 атомов углерода уже можно считать нерастворимыми.Жидкие карбоновые кислоты имеют характерные запахи.Резким острым запахом обладает муравьиная кислота.Запах уксусной кислоты знаком всем, кто хоть раз нюхал уксус.Ни с чем невозможно спутать запах бутановой кислоты – это запах прогоршего сливочного масла. Поэтому данную кислоту так и называют – масляной кислотой.
Карбоновые кислоты
Спасибо за внимание!


title: Презентация на тему: Флюорит

text:
Флюорит
   Флюори́т або плавиковий шпат (плавець, плавень) —це  мінерал. Назва походить від лат. fluor — течія, через здатність цього легкоплавкого мінералу при додаванні до руд металів знижувати температуру плавлення і додавати шихті текучість.
Загальний опис

       Забарвлення буває найрізноманітнішим: найхарактерніша фіолетова і зелена, рідше — блакитна, жовта, рожева, часто перемішуються зелені і фіолетові смуги. Оптичний флюорит безбарвний. Блиск скляний. Просвічує або прозорий, темні різновиди просвічують, рідше непрозорі. Твердість 4, густина 3,2. Крихкий. Спайність досконала по октаедру. Сингонія кубічна. Форма кристалів — куби або октаедри. Характерні двійники проростання. Зазвичай мінерал утворює щільні або зернисті маси, або шестоваті і радіально-променисті агрегати.
       Флюорит зустрічається, головним чином, як жильний мінерал в асоціації з кальцитом, баритом, кварцем, а також з сульфідами свинцю, цинку і інших металів, рідше — в пегматитах.

     Як тільки не називають цей камінь - фальшивий смарагд, трансваальский смарагд, плавиковий шпат, плавик, рудну квітку, південноафриканський смарагд. Отже, флюорит або фторид кальцію, прозорий або напівпрозорий мінерал, що має величезну кількість колірних різновидів. Мабуть, немає такого кольору або колірного відтінку, який не був би помічений у флюориту. Прозорий, жовтий, чорний, зелений, блакитний, червоний - таке " буйство" фарб забезпечують домішки (стронцію, заліза, Самарії, хлору, урану в структурі мінералу. Іноді домішки створюють особливий зональний малюнок флюориту - з'являються різноколірні смуги, химерні вкраплення, плями.
     Одним з методів діагностики флюориту можна рахувати люминисценцию. Під дією ультрафіолету і катодних променів мінерал починає світитися. А якщо флюорит нагрівати і впливати ультрафіолетом, тоді він починає фосфоресціювати. Власне, саме після дослідження властивостей флюориту було офіційне зареєстрований термін " флюоресценція". Таким чином, якщо ви бажаєте переконатися в достовірність кристала, спробуйте його трохи нагрівати і вимкнути потім світло: камінь флюорит світитиметься. Якщо ж кинути шматочок флюориту в соляну кислоту, він повністю розчинитися в ній.
Дякую за увагу

                                     Виконав: учень 8-А класу
                                                Асінгеров Михайло


title: Презентация на тему: Формулы оксида азота

text:
900igr.net
N+12O-2
N+2O-2
N+4O2-2
N2O5


title: Презентация на тему: Физико-химический анализ хлеба

text:
1
2
3
4
5


title: Презентация на тему: Форфор

text:
0
-3
+1
P4 + 3NaOH + 3H2O = PH3 + 3NaH2PO2


title: Презентация на тему: Фёдор Фёдорович Бейльштейн

text:
Фёдор  Фёдорович Бейльштейн
Конкурс презентацийВеликие люди России«Сообщество взаимопомощи учителей Pedsovet.su»
Жарко Марина Анатольевна
Учитель химии МБОУ СОШ №141
Г. Нижнего Новгорода
Фёдор Фёдорович (Фридрих Конрад) Бейльштейн

Фридрих Конрад Бейльштейн родился в Санкт-Петербурге первым из семи братьев и сестер в семье купца и портного Карла Фридриха Бeйльштейна (Karl Friedrich Beilstein) (1809—1865) и его жены Катарины Маргарет, урождённой Руч (1818—1883) (Katharina Margarete Rutsch). Дед Бейльштейна переселился в Россию из Дармштадта (ныне земля Гессен).
Окончив курс гимназии в Главном немецком училищe при лютеранской церкви Святого Петра (Петришуле) в 1852 году, Бейльштейн отправился в Гейдельбергский университет, где в 1853—1854 и 1856 изучал химию под руководством Р. В. Бунзена. В 1855 слушал лекции Ю. Либиха в Мюнхенском университете, а в 1856 году, работая у проф. Ф. Жолли, опубликовал первую свою работу о диффузии жидкостей, давшую ему — юноше 18 лет — известность в ученом мире.
В 1857—1858 изучал химию под руководством Ф. Вёлера в Гёттингенском университете, где в феврале 1858 года защитил диссертацию «О мурексиде» и получил степень доктора философии. В 1858—1859 совершенствовал образование в Высшей медицинской школе Сорбонны в Париже у Ш. А. Вюрца и Ш. Фриделя. В 1859 Бейльштейн работал в университете Бреслау, в 1860—1866 — в Гёттингенском университете (с 1865 — экстраординарный профессор). Кроме того, он стал редактором журнала «Zeitschrift für anorganische und allgemeine Chemie».

Лютеранская церковь Святого Петра. Фрагмент «Панорамы Невского проспекта». Литография П. С. Иванова по рисунку В. С. Садовникова. 1835
В 1865 приглашён профессором химии в Технологический институт в Петербурге, с 1866 года возглавил химическую лабораторию. В 1866 году по приглашению А. М. Бутлерова стал профессором Петербургского университета. Читал лекции по химии в Николаевской инженерной академии. С 1886 — ординарный академик Петербургской Академии наук. В 1867 году Бейльштейн принял российское подданство.
Наряду с научной работой серьёзно увлекался музыкой, был хорошим пианистом, собрал прекрасную нотную библиотеку. Президент Петербургского общества любителей камерной музыки, участник музыкальных вечеров, которые организовывал известный меценат М.П. Беляев Много путешествовал по России и Европе.
Санкт-Петербургский государственный технологический институт (технический университет)
Фёдор Фёдорович (Фридрих Конрад )Бейльштейн (Friedrich Konrad Beilstein)
Основной областью исследований Бейльштейна являлась органическая химия, прежде всего химия ароматических соединений.
В 1864 году он опроверг предположениеГ. Кольбе о существовании изомера бензойной кислоты, т. н. салиловой кислоты. Эта работа послужила одним из основных доказательств невозможности существования более одного однозамещенного бензола что значительно поспособствовало укреплению «осцилляционной» теории строения ароматических соединений А. Кекуле.
В 1866 году вместе с А.И. Курбатовым он установил правило хлорирования ароматических соединений: на холоду — в ядро, при нагревании — в боковую цепь. В том же году сформулировал правило Бейльштейна: если оба заместителя в ароматическом кольце принадлежат к одному и тому же типу, то преобладающее направление замещения определяется тем из них, влияние которого сильнее. Синтезировал орто- и мета-толуидины (1870-1871), орто-нитрокоричную, орто-нитробензойную и антраниловую кислоты (1872).
При действии хлора на гомологи бензола, например толуол, возможно замещение атома водорода как в ароматическом кольце, так и в боковой цепи
ArH + Cl2 → ArCl + HCl;
 Cl–C6H4–CH3 ← C6H5–CH3 → C6H5–CH2Cl.
Как было установлено Ф.Ф. Бейльштейном, эти два направления вступления атома хлора в молекулы гомологов бензола требуют существенно различных условий. Замещение атома водорода в ароматическом ядре идет в присутствии катализатора, в отсутствие катализатора при соответствующих условиях (более высокая температура, освещение светом, наличие инициаторов) замещение протекает в боковую цепь.
Одной из важнейших работ Бейльштейна стало исследование кавказской нефти, показавшее, что она существенно отличается по составу от американской: содержит много гидрогенизованных ароматических углеводородов, в то время как американская нефть содержит по преимуществу предельные углеводороды. Бейльштейном выполнено также немало работ по аналитической химии, в особенности по применению электролиза к количественному отделению металлов друг от друга. Автор «Руководства к качественному химическому анализу» (1867), выдержавшего множество изданий.
Фёдор Фёдорович Бейльштейн
В 1872 г. Бейльштейн предложил высокочувствительную реакцию открытия галогенов в органических соединениях прокаливанием их на медной проволоке в пламени газовой горелки (т. н.проба Бейльштейна).
Проба Бейльштейна — качественный метод определения галогенов (кроме фтора) в образце. Основан на образовании летучих галогенидов меди, окрашивающих пламя в зелёный цвет, предел обнаружения галогенсодержащих соединений — менее 0.1 мкг. Благодаря простоте проведения проба широко использовалась для экспресс-анализа органических соединений.
Опыт «проба Бейльштейна»
Возьмем не слишком тонкую медную проволоку без изоляции, зачистим ее и загнем один конец петелькой. В петле укрепим кусочек пористой керамики ("кипелку"). Прокалим этот конец проволоки в несветящейся зоне пламени горелки, пока не исчезнет зеленая окраска пламени.Затем погрузим петельку в исследуемую жидкость или поместим на нее пробу твердого вещества. Если теперь снова внести проволоку в несветящуюся зону пламени, то присутствие галогена обнаруживается по зеленому (иод) или голубовато-зеленому (хлор, бром) окрашиванию пламени.Правда, эта проба очень чувствительна. Поэтому часто галоген обнаруживается даже в том случае, когда исследуемое вещество загрязнено малым количество содержащей галоген примеси. Некоторые соединения (муравьиная и бензойная кислоты, различные неорганические вещества) мешают определению, так как они сами окрашивают пламя в зеленый цвет.

Основатели Русского химического общества(1868).Ф. Бейльштейн стоит четвёртым справа
В 1868 году Бейльштейн стал основателем Русского химического общества, основанного  в Санкт-Петербурге. Совместно с другими русскими химиками он трудился над составлениeм устава общества. На первом собрании общества 26 октября 1868 года кандидатура Бейльштейнa былa предложенa на пост председателя, однако выбран был Н.Н. Зинин. Бейльштейн был активным членом общества и публиковал свои работы в «Журнале Русского химического общества».
200-й юбилей Берлинской Академии (1900). Слева направо стоят: А. Ланденбург, С. Иоргенсон, Э. Гельд, Г. Ландольт, К. Винклер, Т. Торпе, — сидят: Я. Вант-Гофф, Ф. Ф. Бейльштейн, У. Рамзай, Д. И. Менделеев, А. Байер, А. Косса
В 1867 году Бейльштейн стал членом Императорского Технического общества. Долгое время он был председателем этого общества, а 1888 году был избран его почётным членом.
Член-корреспондент Прусской Aкадемии наук в Берлине (1888), Гёттингенского Королевского научного общества (1880), Королевской Aкадемии в Уппсале(1899), почётный член Лондонского (1883) и Немецкого (1897) химических обществ, Общества естествоиспытателей Киевского университета (1894), Физического общества во Франкфурте-на-Майне (1896), Парижского (1879) и Филадельфийского (1893) медицинских обществ и др.
Первый том 2-го издания справочника Бейльштейна
Ещё в Гёттингене Бейльштейн начал собирать систематические сведения о всех известных на то время органических соединениях, что, в конечном итоге, сделало его основателем и первым редактором многотомного «Справочника по органической химии» («Handbuch der organischen Chemie»).
Первое издание справочника на немецком языке, подготовленное Бейльштейном в одиночку в бытность его профессором Петербургского технологического института, появилось в Лейпциге в 1881 году в двух томах: на 2200 страницах оно содержало информацию о 1500 соединениях. Справочник Бейльштейна был высоко оценён химиками как в России, так и в Западной Европе, став настольной книгой для каждого химика. В разговорной речи справочник часто называют просто «Бейльштейн».
Справочник продолжал издаваться и после смерти Бейльштейна; впоследствии для его издания во Франкфурте-на-Майне в 1951 г. Обществом Макса Планка был создан специальный «Институт Бейльштейна по литературе органической химии». Последнее, четвёртое, издание справочника, выходившее с 1918 по 1998 год, включает 503 тома (более 440 тысяч страниц). Справочник состоит из основной серии (31 том, 1918—1940), включающей сведения о 144 тыс. соединений и охватывающей литературу по 1910 год, и шести дополнительных (на немецком и английском языках). В 1999 году институт был переименован в «Институт Бейльштейнa для содействия развитию химических наук».
В настоящее время справочник представляет собой электронную базу данных, права на которую принадлежат компании Elsevier.

Ф. Ф. Бейльштейн умер от инсульта 18 октября 1906 года в Санкт-Петербурге в своей квартире на Васильевском острове, которую ему предоставила в распоряжение Академия наук, и был похоронен на Волковском Лютеранском кладбище. С 2005 года место его захоронения охраняется государством.
http://pomnipro.ru/memorypage21393/biography
http://yavics.ru/%E2%97%B9%D0%92%D0%B8%D0%BA%D0%B8%20%20wiki%E2%95%B1%D0%91%D0%B5%D0%B9%D0%BB%D1%8C%D1%88%D1%82%D0%B5%D0%B9%D0%BD,_%D0%A4%D1%91%D0%B4%D0%BE%D1%80_%D0%A4%D1%91%D0%B4%D0%BE%D1%80%D0%BE%D0%B2%D0%B8%D1%87
https://ru.wikipedia.org/wiki/%C1%E5%E9%EB%FC%F8%F2%E5%E9%ED,_%D4%B8%E4%EE%F0_%D4%B8%E4%EE%F0%EE%E2%E8%F7
https://yandex.ru/images/search?img_url=http%3A%2F%2Fznaimo.com.ua%2Fimages%2Frubase_2_203451740_5208.jpg&text=%D0%A4%D1%91%D0%B4%D0%BE%D1%80%20%D0%A4%D1%91%D0%B4%D0%BE%D1%80%D0%BE%D0%B2%D0%B8%D1%87%20%D0%91%D0%B5%D0%B9%D0%BB%D1%8C%D1%88%D1%82%D0%B5%D0%B9%D0%BD&redircnt=1435484363.1&noreask=1&pos=2&rpt=simage&lr=47 портрет Бейльштейна
Фёдор Фёдорович (Фридрих Конрад)Бейльштейн (Friedrich Konrad Beilstein) https://yandex.ru/images/search?img_url=http%3A%2F%2Ffr.academic.ru%2Fpreview%2F37480759%2FFriedrich_Konrad_Beilstein.jpg&text=%D0%A4%D1%91%D0%B4%D0%BE%D1%80%20%D0%A4%D1%91%D0%B4%D0%BE%D1%80%D0%BE%D0%B2%D0%B8%D1%87%20%D0%91%D0%B5%D0%B9%D0%BB%D1%8C%D1%88%D1%82%D0%B5%D0%B9%D0%BD&redircnt=1435484363.1&noreask=1&pos=3&rpt=simage&lr=47
 проба Бельштейна (1) https://yandex.ru/images/search?text=%D0%BF%D1%80%D0%BE%D0%B1%D0%B0%20%D0%B1%D0%B5%D0%B9%D0%BB%D1%8C%D1%88%D1%82%D0%B5%D0%B9%D0%BD%D0%B0&img_url=http%3A%2F%2F4.bp.blogspot.com%2F_s6tOoXRKRX8%2FS8xHR6jmexI%2FAAAAAAAAALA%2FEjPkhDAxx10%2Fs1600%2F2vxklmc.gif&pos=5&rpt=simage&_=1435485902938
проба Бельштейна (2) https://yandex.ru/images/search?text=%D0%BF%D1%80%D0%BE%D0%B1%D0%B0%20%D0%B1%D0%B5%D0%B9%D0%BB%D1%8C%D1%88%D1%82%D0%B5%D0%B9%D0%BD%D0%B0&img_url=http%3A%2F%2Fjobs2careers.org%2Fwp-content%2Fuploads%2F2010%2Fbeilstein-test-for-halogens-i0.jpg&pos=21&rpt=simage&_=1435485902938
Источники информации и иллюстраций

 санкт –петербург в19 веке фото http://nnm.me/blogs/19vitas72/foto-ekskursiya-sankt-peterburg-v-xix-nachale-xx-veka/
Лютеранская церковь Святого Петра. Фрагмент «Панорамы Невского проспекта». Литография П. С. Иванова по рисунку В. С. Садовникова. 1835
https://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%9B%D1%8E%D1%82%D0%B5%D1%80%D0%B0%D0%BD%D1%81%D0%BA%D0%B0%D1%8F_%D1%86%D0%B5%D1%80%D0%BA%D0%BE%D0%B2%D1%8C_%D0%A1%D0%B2%D1%8F%D1%82%D1%8B%D1%85_%D0%9F%D0%B5%D1%82%D1%80%D0%B0_%D0%B8_%D0%9F%D0%B0%D0%B2%D0%BB%D0%B0_(%D0%A1%D0%B0%D0%BD%D0%BA%D1%82-%D0%9F%D0%B5%D1%82%D0%B5%D1%80%D0%B1%D1%83%D1%80%D0%B3)#/media/File:StPetri.jpg
Санкт-Петербургский государственный технологический институт (технический университет) «Технологический институт СПБ» участника Kof-kof - собственная работа. Под лицензией CC BY-SA 3.0 с сайта Викисклада - https://commons.wikimedia.org/wiki/File:%D0%A2%D0%B5%D1%85%D0%BD%D0%BE%D0%BB%D0%BE%D0%B3%D0%B8%D1%87%D0%B5%D1%81%D0%BA%D0%B8%D0%B9_%D0%B8%D0%BD%D1%81%D1%82%D0%B8%D1%82%D1%83%D1%82_%D0%A1%D0%9F%D0%91.jpg#/media/File:%D0%A2%D0%B5%D1%85%D0%BD%D0%BE%D0%BB%D0%BE%D0%B3%D0%B8%D1%87%D0%B5%D1%81%D0%BA%D0%BB8%D0%B9_%D0%B8%D0%BD%D1%81%D1%82%D0%B8%D1%82%D1%83%D1%82_%D0%A1%D0%9F%D0%91.jpg
книга Ф.Ф. Бейльштейн https://yandex.ru/images/search?img_url=http%3A%2F%2Frazym.ru%2Fuploads%2Fposts%2F2013-01%2Fthumbs%2F1359013541_1.jpg&text=%D0%A4%D1%91%D0%B4%D0%BE%D1%80%20%D0%A4%D1%91%D0%B4%D0%BE%D1%80%D0%BE%D0%B2%D0%B8%D1%87%20%D0%91%D0%B5%D0%B9%D0%BB%D1%8C%D1%88%D1%82%D0%B5%D0%B9%D0%BD&redircnt=1435484363.1&noreask=1&pos=5&rpt=simage&lr=47
 памятник на кладбище https://yandex.ru/images/search?img_url=http%3A%2F%2Flh4.googleusercontent.com%2F-M0_-35F7gc0%2FUGyHCOlwW3I%2FAAAAAAAAK88%2FAx3xezvlJOk%2Fs702%2FDSC_0 184.JPG&text=%D0%A4%D1%91%D0%B4%D0%BE%D1%80%20%D0%A4%D1%91%D0%B4%D0%BE%D1%80%D0%BE%D0%B2%D0%B8%D1%87%20%D0%91%D0%B5%D0%B9%D0%BB%D1%8C%D1%88%D1%82%D0%B5%D0%B9%D0%BD&redircnt=1435484363.1&noreask=1&pos=12&rpt=simage&lr=47


Презентация на тему: Физиология микроорганизмов


Презентация на тему: ФОКИН СЕРГЕЙ АЛЕКСЕЕВИЧ


Презентация на тему: Формулы химических реакций


Презентация на тему: Физический процесс и химическая реакция


title: Презентация на тему: ФОЛИЕВАЯ КИСЛОТА

text:
Фолиевая кислота

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


Презентация на тему: Формы Выделения минералов


title: Презентация на тему: Фосфор

text: Created by |Banger|


Презентация на тему: Физико-химические процессы, происходящие при изготовлении теста


Презентация на тему: ФОСФОР


title: Презентация на тему: Фосфор

text:
0
-3
+1
P4 + 3NaOH + 3H2O = PH3 + 3NaH2PO2
900igr.net


Презентация на тему: Фосфор


Презентация на тему: Физико-химические процессы, происходящие при выпечке и хранении хлеба и хлебобулочных изделий


title: Презентация на тему: фосфор

text:
III
5
-3, +3, +5


title: Презентация на тему: Фосфор - элемент жизни и мысли

text:
+15
31
1s2
2s2
2p6
3s2
3p3
3d0
-3, +3,
+5
+15
 ) ) )
  2    8    5


title: Презентация на тему: Фосфор

text:
15
III
V
P*  3s13p33d1
3p
3s
3d
3p
3s
3d
P    3s23p3
Na + P =
Na3P
2000C
Ca + P =
Ca3P2
2
2
3
350-4500C
Ca3P2 + H2O = Ca(OH)2 + PH3
2P + 5F2 = 2PF5
2P + 3CI2 = 2PCI3 (30-400C)


Презентация на тему: Екобригада.


title: Презентация на тему: Фосфор

text:
Фосфор
Виконала:
учениця  11-А класу
Твердохліб Анжеліка
      Фосфор
Білий,складається з молекул P4 , які мають форму тетраєдра . 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.

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.

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!


title: Презентация на тему: Фосфор

text:
Что такое фосфор
История происхождения
Свойства и аллотропные изменения
Белый фосфор
Желтый фосфор
Красный фосфор
Чёрный фосфор
Фосфор в природе и его промышленная добыча
Применение

Проэкт
Фосфор

Выполнили ученики 10 классаБурдюк ,Власенко ,Черненко
Фосфор (P) – довольно распространённый химический элемент на нашей планете, но несмотря на это в природе в свободном виде практически не встречается. Всё дело в том, что фосфор обладает высокой химической активностью и вступает в реакции практически со всеми химическими элементами, образуя сто девяносто минералов, самым важным из которых является апатит. Своё название он получил от двух греческих слов – «свет» и «несу», то есть «светоносный». А вот латинское название этого элемента звучит как Phosphorus. Однако есть и ещё одна теория, по которой этот химический элемент получил своё название в честь Фосфора – стража Утренней звезды
Что такое «Фосфор»
Фосфор открыт гамбургским алхимиком Хеннигом Брандом в 1669 году. Подобно другим алхимикам, Бранд пытался отыскать философский камень, а получил светящееся вещество. Бранд сфокусировался на опытах с человеческой мочой, так как полагал, что она, обладая золотистым цветом, может содержать золото или нечто нужное для добычи. Первоначально его способ заключался в том, что сначала моча отстаивалась в течение нескольких дней, пока не исчезнет неприятный запах, а затем кипятилась до клейкого состояния. Нагревая эту пасту до высоких температур и доводя до появления пузырьков, он надеялся, что, сконденсировавшись, они будут содержать золото. После нескольких часов интенсивных кипячений получались крупицы белого воскоподобного вещества, которое очень ярко горело и к тому же мерцало в темноте. Бранд назвал это вещество phosphorus mirabilis (лат. «чудотворный носитель света»). Открытие фосфора Брандом стало первым открытием нового элемента со времён античности.
История происхождения
Свойство простого вещества и промышленное получение фосфора. Вопрос
аллотропии фосфора сложен и до конца не решен. Обычно выделяют три
модификации простого вещества – белую, красную и черную. Иногда их ещё
называют главными аллотропными модификациями, Существует
аморфный фосфор различных цветов и оттенков – от ярко-красного до
фиолетового и коричневого.

Свойства
Белый фосфор (P4), наиболее активная, летучая, форма    простого вещества. В чистом виде это бесцветное стекловидное вещество, сильно преломляющее свет.
Обладает специфическим чесночным запахом.
Жирный на ощупь.
Мягкий ,легко режется ножом.
Температура плавления чистого вещества 44,1°С.
Температура кипения 280°С .
Плотность 1823 кг/м3 (293К).
Промышленный продукт может быть от соломенно- желтого  до коричнево-красного или коричневого.
Практически нерастворим в воде(но растворим при комнатной температуре в неполярных органических растворителях:бензоле 3,7 г на 100 г C6H6), тетрахлорметане (1,27 г на 100 г CCl4), диэтиловом эфире (1,39 г на 100 г Et2O).Хорошими растворителями для него считаются жидкие аммиак и диоксид серы, а наилучшими – сероуглерод.)
Фосфор загорается в атмосфере хлора с образованием смеси хлоридов:
 P4 +10Cl2 =4PCl3
P4 +10Cl2 =4PCl5
 Белый фосфор довольно сильный восстановитель – вытесняет медь, свинец, ртуть и серебро из растворов солей(P4 +10CuSO4 +16H2O=4H3PO4 +10Cu+10H2SO4)Именно поэтому при отравлении белым фосфором рекомендуется выпить сильно разбавленный раствор медного купороса.
При слабом нагревании фосфор окисляется серой,  а взаимодействие его с твердыми KClO3 , KMnO4 , KlO3 может приобретать взрывной характер.
В темноте можно наблюдать холодное зеленоватое свечение белого фосфора,
обусловленное протекающей разветвленной цепной реакцией окисления паров
фосфора.
Белый фосфор чрезвычайно ядовит, доза в 0,05-0,1 г смертельна для
человека. Он способен аккумулироваться в организме и вызывать некроз
костных тканей (особенно челюстей).

Белый фосфор
Черный фосфор –Впервые получен в 1914 в виде кристаллической модификации высокой плотности (2690 кг/м3) американским физиком Перси Уильямом Бриджменом из белого фосфора при давлении 2·109 Па (20 тысяч атмосфер) и температура 200°С. Это черное полимерное вещество, нерастворимое ни в одном из растворителе. В отличие от белого фосфора черный фосфор практически невозможно поджечь. По некоторым своим характеристикам он напоминает графит, например, является проводником. Есть данные о существовании трех кристаллических модификаций черного фосфора. Кроме того описан аморфный черный фосфор. При температуре 220-230°С и давлении 13 000 атмосфер белый фосфор практически мгновенно превращается в черную кристаллическую форму. В более мягких условиях образуется аморфное вещество.

Чёрный фосфор
Жёлтый фосфор – это тот же самый белый фосфор, но только не подвергшийся очистке. Сильно ядовит, огнеопасен, может воспламениться при контакте с воздухом, в воде не растворим. Именно поэтому в целях безопасности транспортируется в контейнерах под слоем воды

Жёлтый фосфор
Аморфный красный фосфор был открыт в 1847 в Швеции профессором химии Антоном Риттером фон Кристелли Шреттером – он нагревал белый фосфор в запаянной ампуле в атмосфере оксида углерода(II) при 500°С. Обычный продажный препарат грубодисперсен и окрашен в пурпурный цвет. Значения плотности красного фосфора, а в зависимости от способа получения, лежат в интервале 2000-240 кг/м3. По своей реакционной способности аморфный фосфор значительно уступает белому: воспламеняется при более высоких температурах, не светится в темноте, не взаимодействует с растворами Щелочей.Красный фосфор нелетуч, не растворяется ни в одном растворителе, а только в расплавах свинца и висмута. В отличии от белого он неядовит, во влажном воздухе постепенно окисляется с образованием смеси фосфорных кислот. Медленным окислением красного фосфора объясняется его кажущая Гидроскопичность. При кристаллизации фосфора из расплавленного свинца в 1865 немецкий физик Иоганн Вильгельм Гитторф получил кристаллы фиолетового фосфора (фосфор Гитторфа). Сейчас точно установлена его структура. На основании косвенных данных предполагают, что фосфор Гиттофа – крупнокристаллическая модификация красного фосфора.В результате нагревания любой модификации фосфора при атмосферном давлении получается пар, состоящий из тетраэдрических молекул P4. При температурах выше 800°С начинается заметная диссоциация тетрафосфора с образованием молекул P2. Степень дальнейшего распада с образованием атомного пара даже при температурах порядка 2000°С не превышает нескольких процентов. При конденсации паров фосфора или затвердевании его расплава всегда образуется метастабильная белая модификация.

Красный фосфор
Химические Свойства Фосфора (Р)
В жидком и растворенном состоянии, а также в парах до 800 °С фосфор состоит из молекул Р4. При нагревании выше 800 °С молекулы диссоциируют: Р4 = 2Р2. При температуре выше 2000 °С молекулы распадаются на атомы.
            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.
с неметаллами — восстановитель: 2P + 3S → P2S3, 2P + 3Cl2 → 2PCl3.
Не взаимодействует с водородом.
                Взаимодействие с водой :
Взаимодействует с водой, при этом диспропорционирует: 4Р + 6Н2О → РН3 + 3Н3РО2 (фосфатная кислота).
                 Взаимодействие со щелочами :
В растворах щелочей диспропорционирование происходит в большей степени: 4Р + 3KOH + 3Н2О → РН3 + 3KН2РО2.                  Восстановительные свойства :
Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту: 3P + 5HNO3 + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO; 2P + 5H2SO4 → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O.
Реакция окисления также происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль: 6P + 5KClO3 → 5KCl + 3P2O5
Фосфор в природе .Его промышленная добыча
Содержание фосфора в земной коре оценивается в 8 10-2% по массе. Фосфор – одиннадцатый по распространенности элемент на Земле и входит в двадцатку наиболее распространенных элементов Солнечной системы. Элемент №15 обнаружен во многих типах метеоритов и на луне. Например, в железных метеоритах содержание фосфора колеблется в диапазоне 0,02-0,94% (масс.), а в различных образцах лунного грунта оно составляет 0,05-0,32% (масс.) В свободном состоянии фосфор на земле не встречается и существует в литосфере почти в высшей степени окисления, в виде ортофосфат-иона PO45-. Известно более двухсот минералов, содержащих фосфор в значительных (более 1%) количествах.
Апатит (с др.-греч. ἀπατάω «обманываю») – минерал из группы фосфатов: фосфат кальция.
Химическая формула: Ca5[PO4]3(OH, F, Cl).
Блеск стеклянный, иногда жирноватый.
Очень хрупкий.
Удельный вес 3,2-3,4 г/см3
Цвет зеленый, голубовато-зеленый, синевато-зеленый, также бурый, голубой, фиолетовый, редко бесцветный, белый, иногда зеленый с серыми пятнами .
Растворяется в соляной и азотной кислотах. Солянокислый раствор при прибавлении аммиака дает белый студневидный осадок.
Гуано

Сильно разложившееся гуано состоит преимущественно из мометита CaHPO4 и витлокита b - Ca3(PO4)2

Обычно промышленным считается такое месторождение, которое дает не менее 6000 тонн фосфатной породы с 1 га. В открытых карьерах фосфат добывается скребковыми экскаваторами. Сначала удаляются наносы песков и пустая порода, а затем извлекают фосфатную руду. От карьеров до обогатительных фабрик руда может подаваться (на расстояния в несколько км) по стальным трубам в виде водной пульпы.  морской воде весьма неорганический фосфор находится только в виде ортофосфат-аниона. Средняя концентрация фосфора в морской воде очень мала и составляет 0,07 мг3/литр. Высоко содержание фосфора в районе Андаманских островов (около 12 мкмоль/л). Общее океаническое количество фосфора оценивается в 9,8·1010 тонн
Использование в  промышленности
   Вследствие ядовитых свойств белого фосфора применение его ограничено; его используют, например, как отраву для грызунов и в фармацевтических препаратах.
   Красный фосфор применяют в больших количествах при производстве спичек; светло-красный фосфор «Шенка» находит такое же применение. Далее, красный фосфор служит исходным продуктом для получения других соединений фосфора, например хлоридов, а также вкачестве галогенирующего агента, например, при получении бромистоводородной кислоты.
   Из соединений фосфора наиболее важны фосфаты, прежде всего, в качестве удобрений. Если для обработки фосфата кальция вместо серной кислоты используют фосфорную, то в продукте реакции гипс не содержится и получается двойной суперфосфат.
   Другое важное фосфорное удобрение — томасовая мука. Получается при тонком помоле томас-шлака − побочного продукта при производстве стали. Томасовая мука содержит фосфорную кислоту, хотя и не в растворимой форме, однако в такой, которая усваивается растениями, главным образом в виде двойной соли Са3(РО4)2 и Са2SiO4.

  Из удобрений, наряду с фосфорной кислотой, содержащих также и азотистые соединения кроме гуано, следует упомянуть костяную муку, а также рыбную и мясную муку. Последние получают из отбросов при производстве рыбных консервов и т.д.

Применение


title: Презентация на тему: Фосфор

text:
III
5
-3, +3, +5


title: Презентация на тему: Формування предметних компетентностей учнів на уроках хімії в умовах трансформації шкільної освіти

text:
Формування предметних компетентностей учнів на уроках хімії в умовах трансформації шкільної освіти

«Освіченість – це вміння правильно діяти                 в будь-яких життєвих ситуаціях»   Д. Хіббен

 Компетентність – вміння адекватно діяти у відповідних обставинах, застосовуючи знання і беручи на себе відповідальність за власну діяльність, можливість встановлення зв’язку між знаннями і ситуацією,
здатність знайти
відповідні знання і
способи діяльності,
придатні для розв’яза-
ння проблеми.

Учитись важко, а учить ще важче.
Але не мусиш зупинятись ти.
Як учням віддаєш усе найкраще,
То й сам сягнеш нової висоти!

                             К.Бондаренко

 Кожний педагог повинен відчувати, що його щоденна робота, знання,майстерність, відповідальність необхідні учням, що кожен з нас
потрібен тим,кому завтра вступа-
ти в самостійне й нелегке трудове
життя. Саме  з усвідомлення
цього й починається виконання
мого педагогічного  обов’язку.
ПОШУК   ПЕДАГОГІЧНОЇ  ІСТИНИ
Чому вчити?
Як вчити?
умінню мислити,
а не накопичувати
знання
умінню
застосовувати
набуті знання
умінню досягати
поставленої мети

максимум
діяльності учнів,
мінімум - вчителя
опора на почуття,
емоції, здивування,
зацікавленість
розвиток ініціативи,
творчого пошуку,
самостійності

Пам`ятай
не втрачай
набуте кращими
педагогами
розумій
особистості
навколо тебе
будь вимогливим
в першу чергу
 до себе

 Педагогічні технології які я використовую:

• інформаційно- комунікативні;
• проектні;
• ігрові;
• інтегральні;
• «навчання, як дослідження»

Соціальна компетентність
1. Стимулювання учнів до самостійного прийняття тактичних тастратегічних рішень: як навчатися, чому навчатися, який шлях у житті обрати.2. Стимулювання учнів до вибору раціонального шляху розв'язаннярозрахункових задач та проведення експерименту.3. Використання життєвих ситуацій, пов'язаних з властивостями тавикористанням речовин.4. Використання різнорівневих навчальних та контролюючих завдань.5. Стимулювання толерантного ставлення учнів до різноманітних проявів

                      Комунікативна компетентність1. Забезпечення розвитку монологічного мовлення учнів через прове-дення- усного опитування:- аналізу та самоаналізу відповіді;- учнівських повідомлень;- захистів творчих робіт, проектів, рефератів;- доповідей;- висування гіпотез.2. Забезпечення розвитку діалогічного мовлення учнів через проведення:- бесід;- взаемоопитування;- диспутів;- семінарів;- конференцій;- мозкового штурму;- обговорення проблем у групі;- дидактичних ігор комунікативної спрямованості.3. Забезпечення розвитку писемного мовлення учнів через написання:- повідомлень;- рефератів;- письмових рецензій;- хімічних казок.4. Забезпечення розвитку культури мовлення учнів через дотримання:- норм сучасної літературної мови та вимог нової хімічної номенклатури;- вимог використання наукового лексикону;

Інформаційна компетентність
1. Раціональне використання фактичного матеріалу підручника  як осно-вного  джерела інформації  для школярів.2. Стимулювання, звернення  учнів до додаткових джерел інформації.3. Продовження формування загальнонавчальних умінь учнів як засобівопрацювання інформації: аналізу, синтезу, класифікації, порівняння тощо.4. Заохочення учнів до отримання фактичної інформації при проведенніхімічного експерименту.5. Залучення дітей до використання нових інформаційних  технологій:- використання навчальних програм з хімії, програм-репетиторів;- використання контролюючих  програм;- використання програм з хімічного експерименту;- використання можливостей Інтернету в процесі опрацювання питаньсучасного розвитку хімічної науки та технології.6. Розвиток вміння учнів формалізувати інформацію через складання:- схем (генетичний зв'язок між класами хімічних сполук, хімічнівиробництватощо);- алгоритмів (розв'язання розрахункових задач різних  типів, побудова плану експерименту тощо)- схем та рівнянь  реакцій, ланцюгів  перетворень; малюнків

Компетентність продуктивної творчої діяльності
1. Проведення нестандартних уроків.2. Залучення учнів до науково-дослідницької роботи.3. Стимулювання самостійного складання учнями задач,   тестів, питань до теми.4. Використання нетрадиційних домашніх завдань.5. Залучення учнів до реалізації творчих робіт та проектів.6. Проведення інтенсивної позакласної роботи з предмета та активне залучення до неї учнів.

Навчання методиці розв`язування розрахункових задач

Велику увагу приділяю роботі із навчальними книгами.

Застосування хімічного експерименту на уроках хімії дозволяє вирішити одне з основних завдань навчання –
  підвищення рівня знань учнів
Експериментальна діяльність на уроках  хімії
Розвиває
Вчить
як застосувати
 набуті знання
 на практиці
творчу уяву
логічне мислення
винахідливість
Вміння

1. здійснювати
аналіз ситуації
2. синтезувати і
узагальнювати
матеріал
3.робити висновки

Експеримент на уроках хімії сприяє:
збільшенню числа учнів,
які зацікавлюються
вивченням предмета
забезпеченню творчої
самоосвіти особи
формуванню практичних
навичок в учнів
активізації мислення учнів  та
задовольняє їх природну  допитливість
і дослідницький  інтерес
зростанню  дослідницької
творчої  активності

«Якщо хочете, щоб педагогічна робота приносила вчителю радість, щоб повсякденне проведення уроків не перетворювалося в нудну, одноманітну повинність, ведіть кожного вчителя на щасливу стежинку дослідження.»                            В. Сухомлинський


Презентация на тему: Фосфор и его соединения


title: Презентация на тему: «Фосфор».

text:
Фосфор
Гафарова Алфинур Замилевна
Учитель химии МБОУ «Елховская СОШ» Альметьевского муниципального района Республики Татарстан
ФОСФОР
Общая характеристика фосфора. Рассмотрение аллотропных видоизменений фосфора. Изучение химических свойств фосфора.
 Углубление и систематизация знаний периодического закона и системы химических элементов на примере строения и свойств простых веществ, образованных фосфором

История
Фосфор открыт гамбургским алхимиком Хеннигом Брандом в 1669 году. Подобно другим алхимикам, Бранд пытался отыскать филосовский камень, а получил светящееся вещество. Бранд сфокусировался на опытах с человеческой мочой, так как полагал, что она, обладая золотистым цветом, может содержать золото или нечто нужное для его добычи.
      Заполните таблицу:

Сравнение фосфора и азота
 еще один представитель главной подгруппы V группы периодической системы, Так как в атоме фосфора электронных слоев больше, чем в атоме азота, по сравнению с азотом атомы фосфора имеют больший радиус. Ядро фосфора будет слабее притягивать внешний электрон, чем ядро атома азота, отсюда меньшее значение электроотрицательности, а значит, более выраженные восстановительные свойства.
 Фосфор проявляет степени окисления -3, +3, +5. Самые устойчивые соединения со степенью окисления +5.
Нахождение в природе и организме
В свободном состоянии в природе не встречаются вследствие легкой окисляемости фосфора. Природные минералы – фосфорит Сa3(РО4)2, апатит – Сa3(РО4)2•СaCI2 или Сa3(РО4)2•СaF2.
Зубная эмаль, представляющая собой в соответствии со своими функциями самое твёрдое из веществ, тот же самый апатит.
В растениях фосфор сосредотачивается главным образом в семенах и плодах, в организме животных, птиц и рыб – в скелете и нервной ткани. В среднем тело человека содержится около 1,5 кг фосфора, из которых около 1,4 кг приходится на кости. Если бы фосфор исчез из костей, наше тело превратилось бы в бесформенные массы. Если бы фосфор исчез из мышц, мы утратили бы способность двигаться, из нервной ткани – мы перестали бы мыслить.
 Академик А.Е. Ферсман назвал фосфор “элементом жизни и мысли”.

Получение фосфора
Фосфор получают  из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и кремнезёмом при температуре около 1600°С:
   2Ca3(PO4)2 + 10C + 6SiO2 → P4 + 10CO + 6CaSiO3.
    Предварительно измельченная и обогащенная фосфорсодержащая руда смешивается в заданных соотношениях с кремнеземом и коксом и загружается в электропечь. Кремнезем необходим для снижения температуры реакции, а также увеличения ее скорости за счет связывания выделяющейся в процессе восстановления окиси кальция в силикат кальция, который непрерывно удаляется в виде расплавленного шлака.

Аллотропия- явление, когда один и то же химический элемент образует несколько простых веществ

Химический элемент фосфор образует несколько аллотропных модификаций. Наиболее известны белый фосфор и красный фосфор.
 При длительном нагревании без доступа воздуха белый фосфор желтеет и постепенно превращается в красный. Красный фосфор при нагревании в таких же условиях превращается в пар, при конденсации которого образуется белый фосфор.

Белый, красный и черный фосфор – аллотропные модификации фосфора.
Они резко различаются по физическим свойствам. (учебник,табл 16).
Белый фосфор имеет молекулярное строение. Белый фосфор состоит из молекул P4
Химически белый фосфор чрезвычайно активен
Красный и черный фосфор имеют атомную кристаллическую решетку.
Химическая активность красного фосфора значительно ниже, чем у белого.
Черный фосфор химически наименее активная форма элементарного фосфора

Химические свойства фосфора

Химические свойства белого и красного фосфора близки, но белый фосфор химически более активен.
Белый фосфор самовоспламеняется на воздухе, а красный горит при поджигании:
4P + 5O2 → 2P2O5 (с избытком кислорода),
4P + 3O2 → 2P2O3 (при медленном окислении или при недостатке кислорода).
При взаимодействии с металлами образуются фосфиды:
3Ca + 2P = Ca3P2.
С водородом фосфор не реагирует, но при разложении  водой или кислотами фосфидов образуется фосфин PH3 — ядовитый газ с неприятным запахом:
Ca3P2 + 6HCl  = 3CaCl2 + 2PH3 ↑.
Ca3P2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2PH3 ↑
Свойства фосфина -
PH3 + 2O2 = H3PO4.
PH3 + HI = PH4I
.

С неметаллами — восстановитель:
2P + 3S → P2S3,
2P + 3Cl2 → 2PCl3.
Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту:
3P + 5HNO3 + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO;
2P + 5H2SO4 → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O.
Реакция окисления также происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль:
6P + 5KClO3 → 5KCl + 3P2O5
В холодных концентрированных растворах  щелочей медленно протекает реакция диспропорционирования:
4P + 3KOH + 3H2O = PH3 + 3KH2PO3

Осуществите превращения:
Осуществите превращения
Ca3(PO4)2     1     P   2       P2O5
Ca3P2        3   PH3           4    P2O5
Для уравнений 1,2,4 составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

Домашнее задание: § 21, упр. 1-5, (с. 70)

Урок окончен.
Спасибо за урок.