Хімія 11-Б 2023-2024 н. р.

                                                                    2023-2024 н. р.

                                             Хімія 11-Б

https://meet.google.com/kyf -hwgs - pzp - посилання на онлайн уроки (за розкладом)

                               Навчальні проекти з хімії

1.Застосування радіонуклідів в медицині.

2.Використання радіоактивних ізотопів як індикаторів у тваринництві, археології.

3.Застосування рідких кристалів.

4.Біологічне значення металічних елементів (Ca, K, Na, Mg, Fe)

5.Біологічне значення неметалічних елементів (O, N, C, P, Cl)

6.Штучні алмази в техніці.

7.Раціональне використання добрив та проблема охорони довкілля.

8.Запобігання негативному впливові нітратів на організм людини.

9.Неорганічні речовини у фармації (або у домашній аптечці) і харчовій промисловості.

10.Кислотні дощі.

    21.05.24 - 24.05.24 

    Тема: 1. Роль хімії у створенні нових матеріалів, розвитку нових напрямків технології.

           2. Роль хімії у розв'язанні продовольчої, сировинної, екологічної проблеми.

         1.https://youtu.be/ZbunkCwbv2M  

         2. https://youtu.be/v46rXJyp2uk

   Д.З. Повторити основні поняття з хімії, скласти опорний конспект.     Підготувати повідомлення про новостворені матеріали.

        

       23.04.24

    Тема: Практична робота №2 "Генетичні зв'язки між класами неорганічних сполук"

        https://youtu.be/C0PB3HnUEhw - практична робота

              Практична робота №2

Тема: Генетичні зв’язки між неорганічними речовинами

Мета: узагальнити знання про властивості основних класів неорганічних сполук;

навчитись одержувати й розпізнавати неорганічні речовини, застосовуючи теоретичні

знання про їх властивості та якісні реакції на йони.

Теоретична частина

І. Складіть з наданих формул речовин генетичний ланцюг . Проведіть досліди, що підтверджують генетичні зв'язки між неорганічними речовинами.

2.Під формулами в ланцюжках підпишіть назву та клас кожної речовини.

Практична частина

Обладнання та реактиви: пробірки, штатив для пробірок, пробіркотримач, спиртівка,

скляна трубка.

Пам’ятайте! Кислоти та луги – речовини їдкі! Працюйте з ними обережно! При

потраплянні на руки чи в очі негайно промийте великою кількістю проточної води! З

метою економії реактивів обирайте найкоротший шлях розв’язання задачі. Після

роботи старанно вимийте руки.

 Практичну частину вам доведеться виконувати на основі відеоматеріалів віртуальної лабораторії. Відеодосліди багатьох якісних реакцій є на моєму блозі. 

Роботу оформлюємо у вигляді таблиці (що робили? що спостерігали?), записуємо характерні рівняння реакції, робимо висновок по роботі.

 Д.З. Повторити п. 15-34,  пр.р. № 2 (ст.181)

       09.04.24 - 12.04.24 

    Тема: 1. Якісні реакції на йони.

               2. Практична робота №1 "Дослідження якісного складу солей"

  1.     https://www.youtube.com/watch?v=GgP7LUnT6Hg

          https://www.youtube.com/watch?v=tIqfNnfrQlo

   Перегляньте відеоматеріали.

Д.З. Повторити п. 30 - 32,скласти опорний конспект; п. 33 (підготуватись до практичної роботи №1 ст 178)

2. https://youtu.be/7rZKZhntqHA - перегляньте відео практичної роботи

Хімія. Рівень стандарту. 11 клас. Ярошенко

Хімія — це життя: сторінка природодослідника

Практична робота 1. Дослідження якісного складу солей

1. Експериментальним шляхом доведіть вміст у пробірці розчину:

2. Проведіть досліди, за допомогою яких можна встановити:

3. Експериментальним шляхом установіть:

Результати спостережень, зроблені на основі відео, висновки, молекулярні та йонні рівняння проведених реакцій запишіть у зошит для практичних робіт.

Д.З. на основі матеріалів підручника, відеоматеріалів виконати практичну роботу №1, підручник п. 33 ст. 178 

        16.01.24 - 19.01.24 

     Тема: Сульфур, сірка. Сульфідна, сульфітна і сульфатна кислота.

                   Нітроген. Азот. Амоніак. Нітратна кислота.

Фізичні властивості

Сульфатна кислота – безбарвна рідина, важка, майже вдвічі важча за воду, в’язка як олія. Змішується з водою у будь-яких співвідношеннях. При кімнатній температурі вона  нелетка й тому не має запаху. Під час розчинення сульфатної кислоти у воді відбувається дуже сильне розігрівання за рахунок утворення стійких гідратів сульфатної кислоти. Якщо вливати воду в кислоту, то частина води, не встигнувши змішатися з кислотою, одразу нагрівається до кипіння. Це викликає розбризкування кислоти і може спричинити опіки

 Якщо необхідно розвести концентровану кислоту водою, то завжди вливають кислоту маленькою цівкою у воду, а не навпаки, і при цьому розчин весь час перемішують скляною паличкою.

Концентрована сульфатна кислота поглинає багато вологи. Якщо відкриту склянку з концентрованою кислотою зрівноважити на терезах, то незабаром шалька зі склянкою опуститься. Тому цю кислоту використовують для висушування речовин. Концентрована кислота обвуглює папір і тканину. Потрапляючи на шкіру, вона спричиняє сильні опіки, тому під час роботи з кислотою необхідно бути дуже обережним. Кислоту, яка потрапила на шкіру або на тканину треба відразу змити великою кількістю води, потім розчином питної соди  і знову змити водою.

Хімічні властивості

Сульфатна кислота – це сильна кислота. У водному розчині вона дисоціює за схемою: H₂SO₄ → H⁺ + HSO₄^–; HSO₄^– → H⁺ + SO₄^2–.
Кислота змінює колір індикаторів: фіолетовий лакмус стає червоним, а метиловий оранжевий – рожевим. Розведена сульфатна кислота має загальні властивості характерні для всіх кислот: вона взаємодіє з металами, основними оксидами, основами  та солями. Як двохосновна кислота, вона утворює два роди солей: середні і кислі в залежності від кількісного співвідношення речовин, що реагують.

Хімічні властивості сульфатної кислоти

1. Взаємодія з металами

Розведена сульфатна кислота взаємодіє з металами які в ряду активності стоять до водню,  з виділенням водню й утворенням солі. Наприклад: H₂SO₄ + Zn = ZnSO₄ + H₂.

2. Взаємодія з основними оксидами

Сульфатна кислота взаємодіє з основними й амфотерними  оксидами з утворенням солі й виділенням води, наприклад: CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O
або в йонно-молекулярній формі: CuO + 2H+ = Cu²⁺+ H₂O
Цей тип реакцій застосовують на металообробних заводах для очищення поверхні металевих виробів, які зазнавали в процесі виготовлення сильного нагрівання. Цю операцію  називають травленням металу.

3. Взаємодія з основами

Сульфатна кислота взаємодіє з основами з утворенням солі й виділенням води,
наприклад: Cu(OH)₂ + H₂SO₄ = CuSO₄ + 2H₂O
або в йонно-молекулярній формі:  Cu(OH)₂ + 2H⁺ = Cu²⁺ + 2H₂O.

 Реакцію між кислотою і основою в результаті якої утворюється сіль і вода називають реакцією нейтралізації.

4. Взаємодія з солями

Як сильна нелетка кислота сульфатна кислота витісняє інші кислоти із сухих солей. Наприклад: H₂SO₄ + 2KCl → К₂SO₄ + 2HCl↑.

                                                    =================

Сульфі́тна кислота́, також сірчи́ста кислота́ — хімічна сполука, яка має формулу H₂SO₃, нестійка кислота, що утворюється при розчинені діоксиду сірки у воді. Існує лише у водному розчині, і тому не виділена в вільному вигляді (на рисунку показана ампула з розчином сірчистого ангідриду у воді, розчин містить деяку кількість сірчистої кислоти).

 Розчиняючись у воді, сульфітний ангідрид поступово взаємодіє з нею, утворюючи сульфітну кислоту:

Утворює два ряди солей: середні — сульфіти і кислі — бісульфіти. Сірчиста кислота та її солі є непоганими відновниками, особливо у лужному середовищі, що використовується для відновлення, наприклад, металічного срібла з розчину його аміакату. Але при взаємодії з ще сильнішими відновниками сірчиста кислота може виступати у ролі окиснювача:

При взаємодії з хлором вона легко відновлює його до хлороводневої кислоти, а сама окиснюється до сульфатної кислоти:

                        https://youtu.be/P3VFNAO99nU - сульфідна кислота

Оксиди Нітрогену

Нітроген утворює п’ять оксидів зі ступенями окиснення від +1 до +5.

Різний кількісний склад оксидів і різна їх будова зумовлюють їх різні властивості. Усі оксиди Нітрогену дуже отруйні, за винятком нітроген(І) оксиду.

Формула оксиду Ступінь окиснення Нітрогену Характер оксиду Агрегатний стан Колір Добування Застосування N2O +1 Несолетворний Газ Безбарвний Знеболюючий засіб у медицині, „звеселяючий” газ NO +2 Несолетворний Газ Безбарвний Проміжний продукт виробництва нітратної кислоти N2O3 +3 Кислотний Рідина Синій NO + NO2 = N2O3 - NO2 N2O4 +4 Кислотний Газ Тверда речовина Бурий Безбарвний 2NO + O2 = 2 NO2 2NO2D N2O4 Окисник рідкого ракетного палива; каталізатор; очисник нафтопродуктів N2O5 +5 Кислотний Тверда речовина Білий 2HNO3 + P2O5= N2O5 + 2HPO3 -

 

Серед них найбільше практичне значення мають нітроген(ІІ) оксид і нітроген(ІV) оксид.

Нітратна (азотна) кислота HNO3 — безбарвна рідина, з неприємним запахом, що димить на повітрі. При зберіганні на світлі вона розкладається і може забарвлюватися у жовтий колір за рахунок утворення бурого нітроген(IV) оксиду:

Нітратна кислота змішується з водою у будь-яких співвідношеннях і у водному розчині повністю розпадається на йони:

Загальні властивості кислот

Нітратна кислота реагує з основними і амфотерними оксидами і гідроксидами з утворенням нітратів:

 

Нітратна кислота вступає в реакції обміну з солями інших кислот, якщо утворюється газ або осад:

Особливі властивості

На відміну від інших кислот нітратна кислота реагує з більшістю металів, крім благородних.

 

Зверни увагу!

У реакціях нітратної кислоти з металами ніколи не утворюється водень

Окисником в цих реакціях виступає атом Нітрогену кислотного залишку, тому продуктами реакції є сполуки Нітрогену в різних ступенях окиснення. Склад сполук залежить від активності металу і концентрації нітратної кислоти. Так, при взаємодії концентрованої нітратної кислоти з міддю утворюється бурий нітроген(IV) оксид:

 

При взаємодії розведеної нітратної кислоти з міддю продукт реакції — безбарвний нітроген(II) оксид:

 

 

Активніші метали можуть відновити нітратну кислоту д нітроген(I) оксиду, азоту або навіть до амоніаку:

 

3Zn+8HNO3(30%)=3Zn(NO3)2+2NO↑⏐+4H2O;

    Отже, концентрована нітратна кислота:

• не взаємодіє з Pt,Ir,Ru,Rh,Pd,Au, на холоді із Fe,Cr,Al;
• з іншими важкими металами утворюється нітроген(IV) оксид NO2;
• з лужними та лужноземельними металами утворюється нітроген(I) оксид N2O.

Розбавлена нітратна кислота:

• з лужними та лужноземельними металами, а також з Fe,Zn утворюється амоніак (амоній нітрат);
• з важкими металами утворюється нітроген(II) оксид NO;
• з Al s Mg утворюється нітроген(I) оксид N2O.

Нітратна кислота здатна окиснювати і інші неорганічні і органічні речовини. Органічні речовини можуть займатися при контакті з нітратною кислотою, і робота з нею вимагає акуратності й обережності.

    Д.З. Перегляньте відеоматеріали; вивчить матеріал підручника ( п. 17-21) та сайту

       29.12.23 

     Тема: Сполуки неметалічних елементів з Гідрогеном. Особливості водних                           розчинів цих сполук, застосування.

                 Амоніак. Хлор. Гідрогенхлорид, їх властивості.

            https://youtu.be/vqJ38TYU8Gw

  

     Як було з'ясовано в попередньому параграфі, неметали вступають у реакцію сполучення з воднем й утворюють леткі сполуки (вони ще мають назву леткі сполуки з Гідрогеном). Добути сполуки неметалічних елементів з Гідрогеном можна із водню й відповідного неметалу:

H2 + Cl2 = 2HCl (гідроген хлорид, або хлороводень);

N2 + 3H2= 2NH3 (гідроген нітрид, або амоніак);

Н2 + S = H2S (гідроген сульфід, або сірководень).

Загальноприйнято, що у формулі бінарної сполуки першим записують символ елемента з позитивним ступенем окиснення. Проте сполуку Нітрогену з Гідрогеном традиційно продовжують записувати NH3, хоча електронегативність Нітрогену значно більша за електронегативність Гідрогену.

• Пригадайте з органічної хімії, що метан (летка сполука Карбону з Гідрогеном) погано розчиняється у воді. Тому на болотах можна спостерігати бульбашки метану, що утворюється під водою з решток організмів унаслідок їх гниття без доступу кисню.

Леткі сполуки неметалічних елементів з Гідрогеном мають різну розчинність у воді.

Метан CH4, силан SiH4 погано розчиняються у воді.

Розчини добре розчинних у воді сполук неметалічних елементів з Гідрогеном виявляють властивості кислот або лугів. Зокрема, розчини гідроген хлориду й гідроген сульфіду — кислоти, розчин гідроген нітриду (амоніаку) — луг.

Особливості розчинення у воді гідроген хлориду й амоніаку. На підставі електронної будови атомів Хлору й Нітрогену, розглянемо електронні та структурні формули продуктів їхньої взаємодії з Гідрогеном.

Атому Хлору достатньо утворити одну спільну електронну пару з одним атомом Гідрогену, щоб зовнішній енергетичний рівень обох атомів став завершеним:

Атом Нітрогену за рахунок трьох неспарених електронів зовнішнього енергетичного рівня утворює три спільні електронні пари з трьома атомами Гідрогену, і зовнішній енергетичний рівень кожного з атомів стає завершеним:

Вид хімічного зв'язку в обох сполуках — ковалентний полярний. Спільні електронні пари зміщені в бік більш електронегативних атомів Хлору та Нітрогену.

Бінарні сполуки Гідрогену з неметалічними елементами утворені ковалентними полярними зв'язками.

ФІЗИЧНІ ВЛАСТИВОСТІ ГІДРОГЕН ХЛОРИДУ. Гідрогенхлорид HCl — газ без кольору, з різким запахом, подразливо діє на дихальні шляхи, «димить» на повітрі через те, що з парами води, які завжди присутні в повітрі, утворює дрібні краплі хлоридної кислоти. Гідроген хлорид добре розчиняється у воді (за температури 20 °С приблизно 500 л гідроген хлориду розчиняється в 1 л води).

ФІЗИЧНІ ВЛАСТИВОСТІ АМОНІАКУ. Амоніак NH3 — газ без кольору, з різким запахом, токсичний. Вдихання його в малих дозах допомагає вивести людину зі стану непритомності. У дозах, що перевищують гранично допустимі (у повітрі 0,04 мг/м3), спричинює ураження очей і набряк легень, ушкоджує нервову систему. Це газоподібна речовина з найбільшою серед відомих газів розчинністю у воді (за температури 20 °С близько 700 л амоніаку розчиняється в 1 л води). Відомий у медичній практиці нашатирний спирт (мал. 38) є водним розчином амоніаку з масовою часткою розчиненої речовини 10 %.

Мал. 38. Розчин амоніаку (нашатирний спирт)

ОСОБЛИВОСТІ ВОДНОГО РОЗЧИНУ ГІДРОГЕН ХЛОРИДУ. Порівнявши розчинність у воді амоніаку й гідроген хлориду, з якого виготовляють хлоридну кислоту, робимо висновок, що обидві сполуки добре розчинні у воді, проте утворені розчини мають різне середовище. Пояснюється це відмінностями в наслідках розчинення амоніаку NH3 та гідроген хлориду HCl у воді. У молекулі амоніаку зв'язки не руйнуються, а за рахунок вільної пари електронів атома Нітрогену до нього приєднується катіон Гідрогену Н+, утворений унаслідок дисоціації води. У хлороводню зв'язок між атомами Гідрогену і Хлору руйнується (пригадайте електролітичну дисоціацію сполук з ковалентним полярним зв'язком), утворені катіони Н+ та Cl- переходять у розчин, де катіон Гідрогену приєднується до молекули води:

HCl ⇄ Н+ + Cl-

Н2О + Н+ ⇄ Н3О+ (катіон гідроксонію)

Примітка: у рівняннях реакцій йонного обміну за участю кислот зазвичай записують Н+, а не Н3О+.

Як бачимо, хлоридна кислота є водним розчином гідроген хлориду. Вам відомо, що вона виявляє всі загальні властивості кислот, зокрема, діє на індикатори: універсальний індикаторний папірець, лакмус, метиловий оранжевий у ній набувають червоного кольору.

Тобто електролітична дисоціація гідроген хлориду відбувається з утворенням Гідроген-катіонів.

ОСОБЛИВОСТІ ВОДНОГО РОЗЧИНУ АМОНІАКУ. Дізнатися, що собою являє розчин амоніаку, можна дослідним шляхом. До отвору наповненої амоніаком пробірки підносять спершу сухий, потім — зволожений лакмусовий папірець. Сухий залишається без змін, а зволожений одразу набуває синього кольору. Тобто виявляє лужне середовище.

З'ясуємо, звідки у розчині амоніаку виникло лужне середовище, розглянувши фізико-хімічну суть розчинення амоніаку у воді.

Хоча вода й належить до слабких електролітів, окремі її молекули дисоціюють на Гідроген-катіон H+ і гідроксид-аніон ОН-:

Н2О ⇄ Н+ + ОН-.

У процесі розчинення амоніаку у воді Гідроген-катіон приєднується до атома Нітрогену за рахунок наявності в нього вільної пари електронів, утворюючи позитивно заряджений амоній-катіон NH+4 (у разі потреби повторіть тему 2).

Таким чином між катіоном Гідрогену й амоніаком утворюється ковалентний зв'язок за донорно-акцепторним механізмом, а в розчині накопичуються вільні гідроксид-аніони. За складом амоній гідроксид — основа, яка за здатністю розчинятися у воді належить до лугів і є слабким електролітом.

Водний розчин амоніаку має лужне середовище, зумовлене дисоціацією утворюваного амоній гідроксиду.

АМОНІЙ ГІДРОКСИД NH4OH — незвична основа. По-перше, у нього відсутній катіон металічного елемента, натомість до його складу увійшли п'ять атомів двох неметалічних елементів. По-друге, він існує лише в розчині. По-третє, належить до слабких електролітів, оскільки самочинно розкладається на воду й амоніак.

  ПОНЯТТЯ ПРО СОЛІ АМОНІЮ. Взаємодія амоніаку з водою — не єдиний спосіб утворення йона амонію. У цьому переконує такий дослід. Одну чисто вимиту колбу ополіскують концентрованим розчином амоніаку, іншу — концентрованою хлоридною кислотою (мал. 10, а; c. 34). З'єднують отвори колб, як показано на малюнку 10, б, що на с. 34. Біля отворів колб з'являється і поширюється «білий дим» — такий вигляд мають дрібні кристалики амоній хлориду — продукту реакції сполучення амоніаку з гідроген хлоридом.

NH3 + HCl = NH4Cl

Одновалентний катіон амонію NH+4 може утворювати солі, що дістали назву солей амонію. Назва цих солей складається зі слова «амоній» і назви кислотного залишку в називному відмінку, звідки, NH4Cl — амоній хлорид, NH4NO3 — амоній нітрат, (NH4)2SO4 — амоній сульфат.

Солі амонію — кристалічні, добре розчинні у воді сполуки. Майже всі солі амонію є сильними електролітами, що у водних розчинах дисоціюють з утворенням катіонів амонію й аніонів відповідних кислотних залишків:

ЯКІСНА РЕАКЦІЯ З ВИЗНАЧЕННЯ В РОЗЧИНАХ ЙОНІВ АМОНІЮ. Достатньо за звичайних умов до розчину солі амонію додати розчин лугу, як відразу з'явиться запах амоніаку. Орган чуття людини (ніс) дуже чутливий до нього й відразу виявить утворення амоніаку.

• Пригадайте правила безпеки щодо того, як правильно нюхати речовини.

Не варто покладатись на нюх, достатньо над стаканом, у якому відбувається взаємодія солі амонію з лугом, потримати вологий лакмусовий папірець (мал. 40).

Мал. 40. Якісна реакція на солі амонію

Розглянемо хімічні процеси, щоб зрозуміти, звідки з'явився амоніак.

Якісною реакцією на солі амонію (амоній-катіон) є взаємодія з розчином лугу. Реакція супроводжується виділенням амоніаку, який виявляють за посинінням зволоженого лакмусового папірця.

      Д.З. Перегляньте відеоматеріали; вивчить матеріал підручника (п. 17-20) та сайту