title: Презентация на тему: Съедобные индикаторы

text:
           Муниципальное общеобразовательное учреждение
             «Средняя общеобразовательная школа № 2 г.Оса
             Пермского края»

          Съедобные индикаторы

                                            Работу выполнила: Трубинова Екатерина,
ученица 9 «А» класса

Руководитель: Баранова Алевтина Владимировна,
учитель химии и биологии
определить содержание кислотно-основных индикаторов в овощах и   фруктах.
1. Изучить информацию о синтетических и растительных индикаторах.
2. Закупить фрукты: яблоки, апельсины, бананы, груши.
3. Приготовить овощи, выращенные на приусадебном участке для исследования
4. Приготовить отвары овощей и фруктов.
5. Отжать сок исследуемых овощей и фруктов.
6. Исследовать отвары и соки овощей и фруктов на содержание веществ, изменяющих свою окраску.
Цель:
Задачи:
Соки и отвары
овощей: свёкла, морковь, капуста, картофель
фруктов: яблоко, апельсин, банан, груша

Объекты исследования
Индикаторы, содержащиеся в овощах и фруктах

Гипотеза: я предполагаю, что индикаторы   присутствуют только в окрашенных овощах и фруктах.
Предмет исследования
Приготовить отвары и соки овощей и фруктов: свёклы, моркови, капусты, картофеля, яблока, апельсина, банана, груши.
Определить наличие индикаторов в овощах и фруктах.
Ход работы
Светло жёлтый в щелочной среде, розоватый в кислой среде,, в нейтральной среде – светло коричневый.
Отвар свёклы
кислая среда
щелочная среда
нейтральная среда
Результаты исследования
В щелочной среде – жёлтый, в кислой среде – бордовый,, бордовым становится в нейтральной среде.
Сок свёклы
щелочная среда
кислая среда
нейтральная среда
  В щелочной, кислой и нейтральной среде окраска не изменяется
Отвар моркови
кислая среда
нейтральная среда
щелочная среда
Слабо-оранжевый в кислой среде, имеет жёлтую окраску в щелочной среде, в нейтральной среде - слабо-оранжевый.
Сок моркови
кислая среда
нейтральная среда
щелочная среда
В щелочной, кислой и нейтральной среде окраска не изменяется
Отвар картофеля
кислая среда
нейтральная среда
щелочная среда
В кислой и нейтральной среде окраску не изменяет, в щелочной среде становится жёлтым.
Сок картофеля
кислая среда
нейтральная среда
щелочная среда
В щелочной, кислой и нейтральной среде окраска не изменяется
Отвар капусты
кислая среда
нейтральная среда
щелочная среда
В щелочной среде – жёлтый, в кислой и нейтральной окраску не изменяет.
Сок капусты
кислая среда
нейтральная среда
щелочная среда
Светло-жёлтый в щелочной среде, в нейтральной и кислой среде не изменяет окраску.
Отвар яблока
кислая среда
нейтральная среда
щелочная среда
В кислой среде – светло-оранжевый, в щелочной среде – жёлтый, не изменяет окраску в нейтральной среде.
Сок яблока
кислая среда
нейтральная среда
щелочная среда
В щелочной, кислой и нейтральной среде окраска не изменяется
Отвар апельсина
кислая среда
нейтральная среда
щелочная среда
Не  изменяет окраску в нейтральной среде, жёлтый в кислой среде, в щелочной среде становится светло-оранжевым.
Сок апельсина
кислая среда
нейтральная среда
щелочная среда
В щелочной, кислой и нейтральной среде окраска не изменяется
Отвар груши
кислая среда
нейтральная среда
щелочная среда
Не изменяет окраску в кислой и нейтральной среде, в щелочной среде – жёлтый.
Сок груши
кислая среда
нейтральная среда
щелочная среда
В щелочной, кислой и нейтральной среде окраска не изменяется
Отвар банана
кислая среда
нейтральная среда
щелочная среда
В кислой среде белый (не изменяет окраску) , в щелочной среде – жёлтый, чернеет в нейтральной среде.
Сок банана
кислая среда
нейтральная среда
щелочная среда
Индикаторы в отварах овощей и фруктов
Индикаторы в соках овощей и фруктов
В исследуемых овощах и фруктах содержатся вещества, изменяющие свою окраску в кислой и щелочной среде.
В качестве индикаторов лучше использовать свежевыжатые соки овощей и фруктов. Очевидно при нагревании вещества, изменяющие окраску в различных средах, разрушаются.
В качестве индикаторов можно использовать отвары свеклы и яблок.
Сок исследуемых овощей и фруктов, кроме апельсина, в щелочной среде желтеет.
С помощью сока яблока, апельсина и банана можно отличить кислую среду от нейтральной.
Содержание веществ, изменяющих окраску в кислой и щелочной среде, не зависит от цвета овощей и фруктов.
Выводы


title: Презентация на тему: Сера

text:
Сера
Презентацию подготовила Анисимова Ю.В.
Учитель химии ГОУ № 115;
Санкт-Петербург
Положение в Периодической системе:
Сера:
Порядковый номер № 16
Период : 3 период
Группа: VI группа, главная подгруппа
S
+16
32

2
6
8

1s2
2s2
2p6
3s2
3p4

3d0
Краткая электронная запись-
Валентные возможности- II;
IV;
VI.
Строение атома серы:
1s2 2s22p6 3s23p4
Нахождение серы в природе.
Сера самородная (S)
Цинковая обманка
(сфалерит  ZnS)
Киноварь (HgS)
Свинцовый блеск
(галенит PbS)
Серный колчедан
                     (пирит FеS2)
Сера самородная
Сера самородная
Сера самородная
Сера самородная
Сера самородная
Историческая справка.
Cера встречается в природе в свободном (самородном) состоянии,
поэтому она была известна человеку уже в глубокой древности.

Сера привлекала внимание характерной окраской, голубым цветом пламени и специфическим запахом, возникающим при горении (запах сернистого газа).
Историческая справка
Считалось, что горящая сера отгоняет нечистую силу.

В Библии говорится об использовании серы для очищения грешников.
В Древнем Риме с помощью сернистого газа отбеливали ткани.
Издавна использовалась сера в медицине — ее пламенем окуривали больных, ее включали в состав различных мазей для лечения кожных заболеваний.
Применение горящей серы для дезинфекции упоминается Гомером.
Историческая справка
В 11 в.
алхимики
полагали, что
металлы, в том
числе золото и серебро, состоят из находящихся в различных соотношениях серы и ртути.
Поэтому сера играла важную роль в попытках алхимиков найти «философский камень» и превратить недрагоценные металлы в драгоценные.
В 16 в. Парацельс считал серу наряду с ртутью и «солью» одним из основных «начал» природы, «душою» всех тел.
Историческая справка.
Практическое значение серы резко возросло после того, как изобрели черный порох
(в состав которого обязательно входит сера).
                           Византийцы в 673 г., защищая
                           Константинополь,
                           сожгли флот неприятеля с помощью так называемого   греческого огня — смеси селитры, серы, смолы и других  веществ — пламя которого не гасилось водой.
В средние века в Европе применялся черный порох, по составу близкий к смеси греческого огня.
Аллотропия серы.
Аллотропия – явление, когда один химический элемент образует несколько простых веществ.
Сами простые вещества, образованные одним химическим элементом называются
аллотропными модификациями
или аллотропными видоизменениями.
Для серы характерно явление аллотропии.
Аллотропия серы.

кристаллическая
пластическая
Физические свойства.
— твердое агрегатное
                      состояние
— желтого цвета
— не растворима в воде
— не смачивается водой
     (ФЛОТация)
— растворяется в
            органических
                 растворителях
Химические свойства.
Химические свойства.
Химические свойства.
Химические свойства.
Химические свойства.
Химические свойства.
Химические свойства.
Химические свойства.
Применение серы.
Производство спичек
Медицина
Борьба с вредителями
Домашнее задание:
      Учебник «Химия – 9» , Н.Е.Кузнецова § 25,
Написать уравнения реакций для перехода.
Реакции № 1, 2, 5 разобрать как окислительно-восстановительные:
2
1
4
3
5


Презентация на тему: Сера и ее свойства


title: Презентация на тему: Сера и ее соединения

text:
0,3-1,2 %,
0,5-2 %
S + O2= SO2
FeS + 2HCl= FeCl 2 + H 2S

4 Fe S2 + 11 O2  = 2 Fe2 O3 + 8 S O2
H2O+SO3 =>H2SO4


title: Презентация на тему: Сера

text:
Сера
Се́ра — элемент 16-й группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы VI группы), третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 16. Проявляет неметаллические свойства. Обозначается символом S (лат. sulfur). В водородных и кислородных соединениях находится в составе различныхионов, образует многие кислоты и соли. Многие серосодержащие соли малорастворимы в воде.
Природные минералы серы :
Сера является шестнадцатым по химической распространённости элементом в земной коре. Встречается в свободном (самородном) состоянии и связанном виде.
Важнейшие природные минералы серы:
 FeS2 — пирит

 ZnS — сфалерит
 PbS — галенит
 HgS — киноварь
Сера — шестой элемент по содержанию в природных водах, встречается в основном в виде сульфат-иона и обуславливает «постоянную» жёсткость пресной воды. Жизненно важный элемент для высших организмов, составная часть многих белков, концентрируется в волосах.
История открытия:
Сера в самородном состоянии, а также в виде сернистых соединений известна с древнейших времён. С запахом горящей серы, удушающим действием сернистого газа и отвратительным запахом сероводорода человек познакомился, вероятно, ещё в доисторические времена. Именно из-за этих свойств сера использовалась жрецами в составе священных курений при религиозных обрядах. Сера считалась произведением сверхчеловеческих существ из мира духов или подземных богов.
Очень давно сера стала применяться в составе различных горючих смесей для военных целей. Уже у Гомера описаны «сернистые испарения», смертельное действие выделений горящей серы. Сера, вероятно, входила в состав «греческого огня», наводившего ужас на противников. Около VIII в. китайцы стали использовать её в пиротехнических смесях, в частности, в смеси типа пороха.
Греческий огонь.
Китайский порох
Происхождение названия:
Слово «сера», известное в древнерусском языке с XV в., заимствовано из старославянского «сѣра» — «сера, смола», вообще «горючее вещество, жир». Этимология слова не выяснена до настоящих времен, поскольку первоначальное общеславянское название вещества утрачено и слово дошло до современного русского языка в искаженном виде.

По предположению Фасмера, «сера» восходит к лат. sera — «воск» или лат. serum — «сыворотка».

Латинское sulfur (происходящее из эллинизированного написания этимологического sulpur) предположительно восходит к индоевропейскому корню *swelp — «гореть».
Происхождение серы:
Большие скопления самородной серы встречаются не так уж часто. Чаще она присутствует в некоторых рудах. Руда самородной серы — это порода с вкраплениями чистой серы.
От того, образовались эти вкрапления одновременно с сопутствующими породами или позже, зависит направление поисковых и разведочных работ. Существует несколько совершенно различных теорий по этому вопросу.
Теория сингенеза (то есть одновременного образования серы и вмещающих пород) предполагает, что образование самородной серы происходило в мелководных бассейнах. Особые бактерии восстанавливали сульфаты, растворённые в воде, до сероводорода, который поднимался вверх, попадал в окислительную зону и здесь химическим путём или при участии других бактерий окислялся до элементарной серы. Сера осаждалась на дно, и впоследствии содержащий серу ил образовал руду.
 Aфарского треугольника (Эфиопия)
Теория эпигенеза (вкрапления серы образовались позднее, чем основные породы) имеет несколько вариантов. Самый распространённый из них предполагает, что подземные воды, проникая сквозь толщи пород, обогащаются сульфатами. Если такие воды соприкасаются с месторождениями нефти или природного газа, то ионы сульфатов восстанавливаются углеводородами до сероводорода. Сероводород поднимается к поверхности и, окисляясь, выделяет чистую серу в пустотах и трещинах пород.
Получение:
В древности и в средние века серу добывали, вкапывая в землю большой глиняный горшок, на который ставили другой, с отверстием в дне. Последний заполняли породой, содержащей серу, и затем нагревали. Сера плавилась и стекала в нижний горшок.
В настоящее время серу получают главным образом путём выплавки самородной серы непосредственно в местах её залегания под землёй. Серные руды добывают разными способами — в зависимости от условий залегания. Залежам серы почти всегда сопутствуют скопления ядовитых газов — соединений серы. К тому же нельзя забывать о возможности её самовозгорания.
В 1890 г. Герман Фраш      (Король серы)
предложил плавить серу под землёй и через скважины, подобные нефтяным, выкачивать её на поверхность. Сравнительно невысокая (113 °C) температура плавления серы подтверждала реальность идеи Фраша. В 1890 г. начались испытания, приведшие к успеху.
Также сера в больших количествах содержится в природном газе в газообразном состоянии (в виде сероводорода, сернистого ангидрида). При добыче она откладывается на стенках труб и оборудования, выводя их из строя. Поэтому её улавливают из газа как можно быстрее после добычи. Полученная химически чистая мелкодисперсная сера является идеальным сырьём для химической и резиновой промышленности.
Серу из природного сернистого газа получают методом Клауса. Для этого используются так называемые серные ямы, где происходит дегазация серы, на выходе получают модифицированную серу – продукт, широко использующийся в производстве асфальта. Технологические установки для получения серы обычно включают в себя ямы недегазированной серы, ямы дегазации, ямы хранения дегазированной серы, а также налив жидкой серы и склад комовой серы. Стены ямы обычно делают из кирпича, дно заливают бетоном, а сверху закрывают яму алюминиевой крышей. Так как сера – это весьма агрессивная среда, ямы периодически приходится полностью реконструировать.
Применение:
Примерно половину производимой серы используется в производстве серной кислоты.
Серу применяют для вулканизации каучука, как фунгицид в сельском хозяйстве и как сера коллоидная — лекарственный препарат. Также сера в составе серобитумных композиций применяется для получения сероасфальта, а в качестве заместителя портландцемента — для получения серобетона. Сера находит применение для производства пиротехнических составов, ранее использовалась в производстве пороха, применяется для производства спичек.


title: Презентация на тему: Сера

text:
?
2,07
1,96
-
112,8
119,3
-
444,6
?
?
S +   H2 =
S +   Na =
S +  Fe =
S +  Hg =
S +  O2 =
S +   F2 =
S +   H2 =
S +   Na =
S +  Fe =
S +  Hg =
S +  O2 =
S +   F2 =
H2S
SF6
SO2
Na2S
FeS
HgS
3
2
?


Презентация на тему: Сера как химический элемент и простое вещество


Презентация на тему: Серелогические реакции


title: Презентация на тему: Сера 9 класс

text:
  Выполнила ученица 9 класса МАОУ СОШ № 73 «Лира»:      Маркина Дарья
Проверила учитель химии: Новоселова Л.С.
900igr.net
История обнаружения
Физические свойства
Химические свойства
Сера в природе
Применение
Биологическая роль
История серы
Сера была известна человеку уже в глубокой древности. Она привлекала внимание характерной окраской, голубым цветом пламени и специфическим запахом, возникающим при горении.

     Считалось, что горящая сера отгоняет нечистую силу. В Библии говорится об использовании серы для очищения грешников. У человека средневековья запах «серы» ассоциировался с преисподней.
       Сера играла важную роль в попытках алхимиков найти «философский камень» и превратить недрагоценные металлы в драгоценные.
Сера

   ромбическая         моноклинная             пластическая
Ромбическая
Состоит из S8 молекул, лимонно-жёлтые, полупрозрачные кристаллы
Моноклинная
Получается при кристаллизации ромбической
Пластическая
   Можно получить при нагревании моноклинной и дальнейшем её выливании в холодную воду.
  Реагирует с:
1.Щелочными и щ/земельными Ме
      Hg+S=HgS
2. H2
      H2+S=H2S- газ сероводород
3. O2
      S+O2=SO2-сернистый газ

Сера в природе
                     железный колчедан (пирит)

"
  "Пиритовый доллар", добытый в штате Аризона, диаметр 10 см
            медный колчедан (халькопирит) CuFeS2
                            свинцовый блеск PbS
                             сфалерит ZnS
Применение
производство серной кислоты
средства для борьбы с вредителями с/х культур
производство красителей, взрывчатых веществ, искусственных волокон

Биороль
      Входит в состав:
аминокислот
пептидов
белков
молекулы гормонов
кератин волос, костей, нервной ткани


title: Презентация на тему: СЕРА. СЕРОВОДОРОДНАЯ, СЕРНАЯ И СЕРНИСТАЯ КИСЛОТЫ.

text:
H2SO4
H2SO4
+1  +6  -2
H2SO4
+1  +6  -2
S+6
S-2 (H2S)

S0  (S)

S+4 (SO2)


Презентация на тему: Серная кислота


title: Презентация на тему: Русский химик Ловиц Товий Егорович

text:
Конкурс презентаций«Сообщество взаимопомощи учителей  Pedsovet.su
Игус Альбина Анатольевна
Учитель химии МКОУ СОШ№2
Пос. Качуг Иркутской области

Великие люди России
Русский химик
Ловиц Товий Егорович
Содержание
Детские годы
Родители
Спасение от гибели
 Учеба в Петербургской Академической гимназии
Учеба в Геттингенском университете
Семья
Великие открытия Ловица
Стронций – тайна бенгальских жрецов
Последние годы

Ловиц  Товий (Тобиас) Егорович
Русский химик, академик Петербургской Академии наук (с 1793). Немец по национальности. Родился в Геттингене 25 апреля 1757 года. Первый русский ученый мирового класса.

Отец Ловица Георг-Мориц Ловиц, немец по
происхождению и астроном по профессии, был
руководителем экспедиции Петербургской
академии наук по исследованию прохождения
Венеры через  солнечный диск. Во время путешествия к
Каспийскому морю экспедиция натолкнулась на
беспорядочное  отступление войск Пугачева. Бежать от
опасности Ловиц не мог, с ним была вся его семья, другие
члены экспедиции.  Ловиц  рассчитывал найти защиту в
немецкой колонии, но кто –то из колонистов выдал его.
Пугачев потребовал привезти к себе и отца, и сына
Ловицев. По дороге конвойный казак пожалел мальчика
и вытолкнул его из кибитки. Пережитое потрясение было
столь сильным, что вызвало у Ловица –младшего
эпилепсию. Припадки этой болезни мучили Товия
Ловица почти всю жизнь. Услышав, что Ловиц наблюдает
течение светил небесных, Пугачев велел его повесить
поближе к звездам.
Мачеха не приняла в свою семью спасшегося от казни
Товия.  Товия Ловица и его маленькую сестру Софью
приютила  семья известного математика, академика
Петербургской академии наук Леонарда Эйлера.

В Петербурге его определили на казенный счет в
Академическую гимназию. Хорошо разбираясь в
математике, физике и астрономии (благодаря отцу), он,
по существу, не имел гуманитарного образования и плохо
владел русским языком. В гимназии царили жестокие и
грубые нравы. Время, проведенное в ней, стало для
Тобиаса сплошным кошмаром. Из семи лет,
отводившихся на обучение, он выдержал только два года.
В 1779 году Тобиас становится учеником, а затем и
помощником аптекаря. В аптечной библиотеке было
много книг, содержавших различные химические
сведения – так началось у Ловица
 увлечение химией.
Он поступает в Гёттингенский университет для изучения
медицины – но курс слишком дорогой и длительный, и
недоучившись, в 1784 году Ловиц возвращается в
Петербург на прежнюю должность – в Главную Аптеку.
 С этого, собственно, и начинается его научная
деятельность. В 1787 году Ловиц становится
корреспондентом Академии, а в 1793 – действительным
членом. Работает он теперь главным образом в домашней
лаборатории, превосходящей по возможностям и
аптечную и академическую. Крупнейшим его
достижением стало открытие явления абсорбции и
базирующихся на нем методов очистки веществ с
помощью активированного угля. Другим разработанным
Ловицем методом очистки веществ стала очистка через
кристаллизацию.

Ловиц  обнаружил хром в российских хромовых рудах,
предложил «зародышевый» метод получения хорошо
ограненных кристаллов, обнаружил свойство
многоосновных кислот давать два ряда солей —кислые и
средние, например NaHC03 и Na2C03. Многие идеи
Ловица были вторично «открыты» французскими и
немецкими химиками.
Личная жизнь Ловица складывалась непросто. В 1784
году он женился на дочери коммерсанта Кункеля.  В этом
браке родилось шестеро детей, пятерых из них Ловиц
похоронил одного за другим еще в раннем детстве. Вскоре
умерла и жена. В живых остался единственный сын.
Вторично Ловиц женился на старшей сестре покойной
жены. Через четыре года умерла и вторая жена Ловица,
родившая ему трех дочерей, из которых в живых
осталось две. Новая потеря столь сильно потрясла уже
немолодого Ловица, что к нему вернулись тяжелые
приступы эпилепсии.
Кроме того, работая, он однажды порезал осколком
стекла сухожилия левой руки, рука перестала
действовать и «высохла». В 1802 году Ловиц в третий раз
связал себя брачными узами. Он хотел даже совершить
полет на воздушном шаре в честь этого события, но из-за
сильного кровотечения из горла не смог осуществить
свой план.
Во времена Ловица и Ломоносова химики кроме состава
и описания внешнего вида вещества устанавливали его
запах и вкус. Неудивительно, что ожоги слизистой
оболочки носа и ротовой полости, отравления и другие
травмы постоянно сопровождали работу химиков и
делали ее очень опасной.
В 1793 г. Ловиц получил первые в мире кристаллы
уксусной кислоты, названные им «ледяным уксусом»,
или «ледяной уксусной кислотой». Он описал запах и
вкус этих кристаллов так: «Запах расплавленного
ледяного уксуса резкий, невыносимый для носа. Вкус
очень кислый. Одна капля этого уксуса на языке
вызывает боль, ощутимую в течение двадцати часов…»
Ледяная уксусная кислота
В 1800 г. Ловиц нечаянно пролил концентрированную
уксусную кислоту на стол. Собирая ее фильтровальной
бумагой, Ловиц выжимал ее пальцами над стаканом.
Вскоре он заметил, что пальцы потеряли
чувствительность, побелели и распухли. Через несколько
дней кожа на пальцах стала лопаться и отваливаться
большими и толстыми кусками. Полученная травма
навела Ловица на мысль употребить концентрированную
уксусную кислоту для выведения мозолей.
Слово «спирт» происходит от древнего латинского
названия этого вещества – spiritus vini («дух вина»). Этот
термин до сих пор используется в медицине при записи
рецептов. В XVI веке в западноевропейских языках, а в
XVIII веке и в русском у винного (этилового) спирта
появилось новое название – алкоголь (араб. «ал-кугул»).
Безводный (абсолютный) этиловый спирт был впервые
получен лишь в 1796 году российским химиком Товием
Егоровичем Ловицем и немецким ученым Иеремием
Вениамином Рихтером. Для этой цели они применяли
вещества, связывающие воду,  например оксид кальция.
В начале прошлого столетия казаки, жившие в
Забайкалье, решили переселиться на берега Урова
(притока Аргуни) – их привлекли здесь хорошие
пахотные земли и неплохой климат. Но вот беда: спустя
всего несколько лет многие переселенцы заболели
неведомой болезнью, которая скручивала людей,
пронизывала болью все тело. Не раз приезжали сюда
врачи, но никто из них не смог выяснить причину массового
заболевания. Лишь в наше время комплексные
биогеохимические экспедиции Академии наук СССР сумели
установить, что виновником этого тяжелого недуга был
стронций, которым оказались богаты воды тех мест.
Стронций был открыт в конце XVIII века.
Своим названием элемент обязан небольшой
Шотландской деревушке Стронциан. В 1787 году
в ее  окрестностях был найден редкий минерал, названный
стронцианитом.  Исследования английских химиков
А.Кроуфорда и Т.Хопа, немецкого химика М.Клапрота и
других ученых, свидетельствовали о том, что в нем
присутствует «земля» (оксид) неизвестного в то время науке
металла.
 К числу первооткрывателей стронция можно отнести и
русского химика Т.Е.Ловица
Знакомство ученых с чистым стронцием состоялось спустя
несколько лет, в 1808 году, когда англичанин Г. Дэви сумел
впервые выделить этот легкий (легче алюминия)
серебристо-белый металл в свободном виде. С
химическими же соединениями стронция человек
познакомился задолго до описываемых событий. Еще в
Древней Индии при совершении священных обрядов в
полумраке храмов внезапно вспыхивали таинственные
красные  огни, наводившие суеверный страх на
молящихся.
Разумеется, всемогущий Будда был меньше всего
причастен к этой иллюминации, зато его верные
служители - жрецы, видя испуганные лица своих
подопечных, потирали руки от удовольствия. Чтобы
добиться такого эффекта, они смешивали соли стронция с
углем, серой и бертолетовой солью, прессовали смесь в
шарики или пирамиды, а в нужный момент незаметно
поджигали. Должно быть, "патент" на такую смесь
принадлежал жрецам Бенгалии (одной из индийских
провинций), поскольку за этими огнями прочно
закрепилось название "бенгальских".

На протяжении многих веков свойство летучих
соединений стронция придавать пламени ослепительно
яркий красный цвет использовалось в пиротехнике. В
России, например, во времена Петра I и Екатерины II без
"потешных огней" не обходилось ни одно мало-мальски
значительное торжество. Да и в наши дни праздничные
салюты и фейерверки радуют взоры букетами красных,
зеленых, желтых огней, расцветающих на черном бархате
ночного неба.

Но пиротехнические способности "металла красных
огней", как называют стронций, нужны не только для
развлечений: разве можно подсчитать, сколько
человеческих жизней было спасено благодаря сигнальным
ракетам, которые при кораблекрушениях, вспыхивая во
мраке над океаном, указывали судам, спешащим на
помощь, местонахождение тех. кто потерпел бедствие.

Товий Егорович Ловиц 7 декабря 1804 года внезапно
скончался на 48-м году жизни.
На надгробном камне  Ловица было высечено no-латыни:
«Себе самому – мало, всем нам – много».
Пожалуй, едва ли можно было подобрать более удачные
слова памяти.
Камень исчез куда-то уже в наши непутевые времена.

СПАСИБО ЗА ВНИМАНИЕ !
Используемые источники
 - American Mineralogist Crystal Structure Database,
 - «BALLView», «UCSF Chimera», «Mercury» и «PovRay»
  http://www.physchem.chimfak.rsu.ru/
   http://rufact.org/
  http://uzrf.ru/
http://www.bestreferat.ru/
 http://fmklass.ru/pic/4841494fea08c/pic.jpg

http://storage0.dms.mpinteractiv.ro/media/401/321/21206/8913147/3/shutterstock-16771882-resize.jpg


title: Презентация на тему: Сера как элемент и как простое вещество

text:
Сера
Работу выполнили:
Учителя химии
 ГБОУ СОШ № 1465 им. Н.Г.Кузнецова
Попова Светлана Анатольевна
и
Образовательного комплекса
ГБОУ СОШ № 880
Гершановская Евгения Владимировна

Город Москва
S

Элемент  № 16

Элемент VI(A) группы

Элемент
 3-его периода

16- ый по распространенности элемент в земной коре
Сера в природе
в основном
в трех видах

Сера самородная
Сера сульфидная
Сера сульфатная
Железный колчедан или пирит(FeS2)
Цинковая
обманка или
 сфалерит
ZnS

Киноварь
HgS

Глауберова соль
Na2SO4 * 10H2O
Гипс
CaSO4 * 2H2O

Аллотропные
модификации серы

Моноклинная

Ромбическая

Пластическая
Кристаллическая

Физические свойства

ρ = 2,07 г/см3 (ромбическая),1,96 г/см3 (моноклинная),tпл = 119,3 °C,tкип = 444,674 °C.
В воде нерастворима,
плавает на поверхности
Твердое вещество
желтого цвета
Химические свойства серы
1. С простыми веществами (металлами и неметаллами)
2. Со сложными веществами
Сера как
окислитель
Сера как восстановитель
Сера в химических реакциях выступает в роли восстановителя
1.Реагирует с кислородом
А) при обычных условиях
S + O2 = SO2
S0 – 4 e- = S4+ - восстановитель
O20 + 4e- = 2O2- - окислитель
Б) при избытке кислорода
2S + 3O2 = 2SO3
S0 – 4e-=S4+- восстановитель
O20 + 4e- =2O2-- окислитель

Сера в химических реакциях выступает в роли окислителя
1. Реагирует с водородом
S + H2 = H2S
S0 +2e- =S2- -окислитель
H20 – 2e- =2H+1- восстановитель
2. Реагирует с металлами
Zn + S =ZnS
S0 +2e- =S2-- окислитель
Zn0-2e-=Zn2+- восстановитель

Сера — один из биогенных элементов.
Сера входит в состав некоторых аминокислот (цистеин, метионин), витаминов (биотин, тиамин), ферментов. Сера участвует в образовании третичной структуры белка (формирование дисульфидных мостиков).

Человек содержит примерно 2 г серы на 1 кг своего веса.

Сера в организме

Серу применяют для производства серной кислоты,  вулканизации  каучука, как фунгицид в сельском хозяйстве и как сера коллоидная — лекарственный препарат.

Применение серы

Введение серы в ежедневный рацион собак, кошек, овец и коз ускоряет рост шерсти, способствует ее блеску, интенсивной пигментации, предупреждает появление перхоти. У свиней, коров и лошадей сера улучшает обмен веществ, ускоряет восстановление копытного рога.
 У домашней птицы серу применяют для лечения апериоза (отсутствия пера),
 выпадения перьев у кур…

Сера….
 Интересный факт о ней…

Ссылки на источники информации и изображений:
http://home.earthlink.net/~danieldorsey/periodictable04/016_files/sulfur1.jpg
http://www.worldofgems.ru/pic/pic1_01102013150623.jpg
http://www.xumuk.ru/spravochnik/dbimage/graphika/sera-rombicheskaja.jpg
http://board.salle.com.ua/i/8800/88000/243396_2010101303.jpg
http://www.skydiamond.ru/media/articles/6_5.jpg
Электронная энциклопедия -Википедия
http://900igr.net/datai/khimija/Prostye-veschestva-nemetally/0017-017-Allotropija-sery.jpg


title: Презентация на тему: сера и её соединения

text:
3s        3p                    3d
FeS + 2HCl= FeCl 2 + H 2S
.
.
.

4 Fe S2 + 11 O2  = 2 Fe2 O3 + 8 S O2


title: Презентация на тему: Сера и её соединения

text:
S
S
+ 16
2
8
6
S
-2
H2S
K2S
0
S
+4
SO2
H2SO3
K2SO3
+6
SO3
H2SO4
K2SO4
S
S
S
S
2
1
http://files.school-collection.edu.ru/dlrstore/3e6b77cf-8fff-882a-d3c3-c50221c6eba9/index.htm
1
1
S
S
1
1
S


title: Презентация на тему: Сера и её производные

text:
900igr.net
H2SO4
H2SO4
+1  +6  -2
H2SO4
+1  +6  -2
S+6
S-2 (H2S)

S0  (S)

S+4 (SO2)


title: Презентация на тему: Серная кислота

text:
Cu + 2H2SO4 -> CuSO4 + SO2 + 2H2O
H2       			    SO2, S, H2S


Презентация на тему: Серебро


title: Презентация на тему: Сера S

text: S


title: Презентация на тему: Сера химия

text:
900igr.net

1s22s22p63s23p4
S


Презентация на тему: СЕРНАЯ КИСЛОТА


title: Презентация на тему: СЕРНАЯ КИСЛОТА

text:
3s2
3p4
Ar
3d0
S
1s2
2s2
 2p4
3d1
3d2
3p3
3s1
H
H
O
O
S
O
O
H2SO4
+
+
+
+
H2SO4 + Mg =
H2SO4 + Zn =
ZnSO4 +H2
MgSO4 +H2
H2SO4 + NaOH =
H2SO4 + Ca(OH)2 =
CaSO4 +H2O
MgSO4 +H2O
H2SO4 + Na2CO3 =
CO2
  H2O
H2SO4 +BaCl2 =
BaSO4 + HCl
Na2SO4+H2CO3
+
+
+
+
2H2SO4 + S =
2H2SO4 + C =
2H2SO4 + Cu =
CuSO4 +2H2O + SO2
 +2
+ 4
0
+6
Hd
Au
 Cu
Zn
Fe
Ti
S
1
2
4
3
Prezentacii.com
H
O
S
H2SO4 + Mg = MgSO4 +H2     MgSO4 +H2

H2SO4 + Zn =
ZnSO4 +H2
MgSO4 +H2O
Na2SO4+H2CO3
H2SO4 + =
CuSO4 +2H2O + SO2


title: Презентация на тему: Серная кислота 1

text:
900igr.net

Cu + 2H2SO4 -> CuSO4 + SO2 + 2H2O
H2       			    SO2, S, H2S


title: Презентация на тему: Серебро

text:
Серебро

Серебро — самородный благородный металл. По кристаллической структуре и симметрии кристаллов аналогично самородным меди и золоту, с которыми часто объединяется в одну группу минералов.Название от славянск. «серп» (по блеску — серп луны). Известно давно, как и золото.В природном серебре содержание Ag обычно составляет 97-99%. Характерные примеси, чаще не более 1-2%: Аu, Hg, Sb, Bi, Сu и др.
Характерные признаки серебра. Обычно неправильные зерна, также пластины, листочки, дендриты, проволочные выделения и нити. Иногда в больших скоплениях — самородках весом до нескольких десятков тонн.В виде кристаллов (которые обычно деформированы — вытянуты, изогнуты или скрещены) встречается редко, чаще дендриты — параллельные и более сложные групповые сростки.Цвет в свежем изломе серебристо-белый, но чистый цвет самородного серебра в природе можно видеть лишь изредка, так как оно очень быстро покрывается черным или серым налетом.Черта — серебристо-белая с металлическим блескомБлеск — яркий, металлическийТвердость- 2,5-3 (легко режется ножом)Плотность- 9,6-12Удельный вес- 10,1-11,1Ковкое, пластичное, вытягивается в тонкую проволоку, расплющивается в тончайшие листочки.Обладает максимальной среди металлов тепло- и электропроводностью Температура плавления (чистого серебра)- 961,9°С.Медная монета, опущенная в азотнокислый раствор серебра, покрывается налетом серебра.
 Химически серебро малоактивно, с кислородом воздуха практически не взаимодействует. Образует сплавы со многими металлами. При воздействии сероводорода чернеет. Хорошо реагирует с галогенами, причем эти соединения под действием солнечного света распадаются и темнеют, что нашло применение в фотографии. Большинство солей серебра слаборастворимы в воде, а все растворимые соединения – токсичны.
Условия образования и нахождения.Встречается реже самородного золота, так как легче образует соединения с другими элементами.Происхождение гипергенное, изредка в россыпях.В месторождениях его спутники —самородный висмут, урановая смолка, разнообразные сульфиды серебра (Яхимов в Чехословакии и многие месторождения Саксонии).Совместно с кварцем (многие месторождения Алтая, Турьинские рудники на Урале и др.); иногда — в россыпях (Ю. Урал, Закавказье, Зап. Сибирь).
Добыча серебра
Применение  серебра. Серебро используют преимущественно в виде сплавов: из них чеканят монеты, изготовляют бытовые изделия, лабораторную и столовую посуду.
Серебро - постоянная составная часть растений и животных. Его содержание составляет в среднем в морских растениях 0,025 мг на 100 г сухого вещества, в наземных - 0,006 мг;, в морских животных - 0,3-1,1 мг, в наземных - следовые количества (10-2-10-4 мг).
Применение серебра. В медицинской практике наиболее часто применяют нитрат серебра, колларгол, протаргол; бактерицидную бумагу (пористая бумага, пропитанная нитратом и хлоридом серебра) применяют при небольших ранах, ссадинах, ожогах и т. п.
Потенциальная опасность для здоровья. Накопление серебра в организме человека в избыточных количествах может вызывать специфическое заболевание, называемое "аргироз«. Проявляется оно в изменении цвета радужной оболочки глаз и глазного дна, а также в пигментации слизистых и кожи, которая может приобретать от серовато-голубоватого до аспидно-серого оттенка.

Спасибо за внимание!
Выполнила: Черешнева ВалерияУченица: 9 “Б” класса


title: Презентация на тему: Серная кислота

text:
H2SO4
10
-
1,0661
102,0
20
-
1,1394
104,4
40
-
1,3028
113,9
60
-
1,4983
141,8
80
-
1,7272
210,2
98
-
1,8365
0,1
332,4
100
-
1,8305
10,4
296,2
104,5
20
1,8968
166,6
109
40
1,9611
33,3
100,6
113,5
60
2,0012
7,1
69,8
118,0
80
1,9947
16,9
55,0
122,5
100
1,9203
16,8
44,7


Презентация на тему: Серная кислота и её отрицательное воздействие на среду


Презентация на тему: «Сероводород»


title: Презентация на тему: Серная кислота 9 класс

text:
H2SO4
SO2, S, H2S
SO2


title: Презентация на тему: Серная кислота

text:
S       H2S        S          SO2         Na2SO3

 SO2        SO3       H2SO4
         S         H2S
 1)   S0 + H20 = H2+1S-2
    H2S              S
 2) 2H2S-2+ O20= 2H2O-2+2S0
     H2S-2+  I20 = S0  + 2HI-1
     S          SO2
3) S0 + O20 = S+4O2-2
       SO2              Na2SO3
4) SO2 + Na2O =  Na2SO3

 SO2 + 2NaOH + Na2SO3 + H2O
  Na2S03          SO2

5) Na2SO3 + 2HCl = 2NaCl +              SO2 + H2O
 SO2        SO3
6) S+4O2 +O20  = S+6O3-2
 SO3         H2SO4
7) SO3 + H2O = H2SO4
H2 S O4
+1
+6
CuSO4*5H2O
H2SO4
H2 S O4
+1
+6
H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O
3H2SO4 + Fe2O3 = Fe2(SO4)3 +3H2O
H2SO4 + Na2CO3 = CO2 +H2O +Na2SO4
Ba2++ SO42-= BaSO4
Ba2++2Cl-+2H++SO42-=BaSO4 +2H++2Cl-
Ba2++SO42-=BaSO4
BaCl2+H2SO4=BaSO4 +2HCl
C11H22O11 +  H2SO4  =   12C + H2SO4 . 11 H2O  +   SO2

H2SO4 +nH2O = H2SO4   nH2O +Q

H2SO4
H2O
H2SO4
H2O
H2SO4
H2SO4
H2SO4
H2SO4
H2SO4
H2SO4
H2SO4
H2SO4
H2SO4
H2SO4
H2O
H2SO4
Zn


title: Презентация на тему: Серная кислота – хлеб химии

text:
H2SO4

CH CH(OH)COOH


Презентация на тему: Сероводород


Презентация на тему: Серная кислота, свойства серной кислоты


Презентация на тему: Серная кислота урок


title: Презентация на тему: Серная кислота и её свойства

text:
900igr.net
H2SO4


title: Презентация на тему: Серная кислота

text:
H2SO4
Cu + H2SO4 ----CuSO4 + SO2 + H2O
Zn + H2SO4 ---ZnSO4 + S + H2O
(CaSO4
S     SO2        SO3        H2SO4
 S+O2=SO2
 2SO2+O2=2SO3
 SO3+H2O=H2SO4
http://razdelpricepi.biz-market.ru/number8089363.html
http://commons.wikimedia.org/wiki/Category:Chalcanthite?uselang=ru


title: Презентация на тему: Северная кислота и её свойства

text:
       0          +1	                 +2     	                0
  Zn + H2S04 = ZnS04 + H2


title: Презентация на тему: Сетевые образовательные ресурсы по материаловедению

text:
2
http://www.materialscience.ru
3
http://supermetalloved.narod.ru
4
http://supermetalloved.narod.ru
5
http://supermetalloved.narod.ru
6
7
http://supermetalloved.narod.ru
8


title: Презентация на тему: Серная кислота (9 класс)

text:
Тема урока: «Серная кислота»

9 класс
План урока:
Строение молекулы серной кислоты
Физические свойства
Химические свойства
Получение
Применение

Строение молекулы серной кислоты
H2SO4 - молекулярная формула

Вопросы:

Простое или сложное вещество?

Какова валентность атомов: H, S, O?

Какой тип химических связей в веществе?

Какой атом более электроотрицательный?

К какому атому смещена электронная плотность?

Физические свойства серной кислоты
H2SO4
Ответьте на вопросы:
Каково агрегатное состояние серной кислоты?
Хорошо ли она смешивается с водой?
Серная кислота легче, или тяжелее воды?
Что произойдет, если прилить воду к кислоте?
5. Какие правила техники безопасности нужно помнить при работе с серной кислотой?
Химические свойства разбавленной  кислоты
Дописать уравнения реакций:
Взаимодействие с металлами:
H2SO4+Mg->
Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами:
H2SO4+Na2O->
Взаимодействие с основаниями:
H2SO4+KOH->
Взаимодействие с солями:
H2SO4+BaCL2->
Химические свойства концентрированной кислоты:
1.Сильный окислитель. Обугливает органические вещества .
  С12Н22О11------>12С+11Н2О

    2. С водой образует гидраты:
  H2SO4+nH2OH2SO4*nH2O

3.Регирует почти со всеми металлами:
Cu+2H2SO4CuSO4+SO2+2H2O

Взаимодействие концентрированной серной кислоты с металлами
Соли серной кислоты
Предложите названия следующим  веществам .
 Каково их применение?
Получение серной кислоты в промышленности
Осуществить цепочку превращения:
    FeS2SO2SO3H2SO4
По учебнику самостоятельно
 изучить получение серной
кислоты в промышленности.
Обсудите полученные знания
с соседом по парте.

Демонстрация эксперимента
   получения серной кислоты в
   лаборатории.

Применение серной кислоты

Домашнее задание:
Рудзитис: &13.
Гузей: &19.4, упр. 1,2,5-11 устно,
   Упр. 14-21 письменно.


title: Презентация на тему: Шаблон для создания презентаций Power Point по химии (Финк В.Г.)

text:
Шаблон презентации

Вы можете использовать
данное оформление
для создания своих презентаций.
Финк Вероника Георгиевна,
Костанайская область


title: Презентация на тему: Серная кислота

text:
1.   HNO3
2.   H2SO4
3.   H3PO4
4.   H2SO3

+ Fe, Al
H2S, S, SO2
SO2
Cu+2

   S+6 + 2e-

S+4

H2SO4
HNO3

Na2SO4× 10H2O

CaSO4×2H2O

BaSO4

CuSO4×5H2O


title: Презентация на тему: Серная кислота, строение, свойства


title: Презентация на тему: Серебро химия

text:
Серебро
Автор: Мария Каулько,
Ученица 11 класса Решетовской СОШ
Руководитель:  Л.А.Гапиенко
Районный конкурс презентаций по химии
900igr.net
Серебро
	Смотрю я на свои руки и удивляюсь: колец на них уже так много, что свободных пальцев почти не осталось.
	Когда надеваешь серебряное украшение, чувствуешь себя более защищённой, более спокойной и сильной.
 	Почему мы подсознательно выбираем серебро? Как оно помогает нам в жизни? И какие опасности таит в себе загадочный металл? На эти вопросы я попыталась найти ответ на уроках химии.
История
 Серебро — это драгоценный металл с замечательными свойствами. Оно было известно человеку и использовалось им уже тысячелетия назад.
Латинское название серебра «аргентум» как древнегреческое «аргитос», шумерское «кубаббар» и древнеегипетское «хад», означает «БЕЛОЕ». История серебра тесно связана с алхимией
На русском «серебро», на немецком «зильбер», английском «сильвер» - эти слова восходят к древнеиндийскому слову «сарпа», которым обозначали Луну и Серп – древнейшее орудие земледельца. На Руси к серебру всегда было особое отношение.
Серебро
Ag
Серебро (лат. Argentum), Ag, химический элемент I группы периодической системы Менделеева, атомный номер 47, атомная масса 107,868; металл белого цвета, пластичный, хорошо полируется.
 В природе находится в виде смеси двух стабильных изотопов 107Ag и 109Ag; из радиоактивных изотопов практически важен 110Ag (T½ = 253 сут).

   Химически серебро малоактивно, с кислородом воздуха практически не взаимодействует. Образует сплавы со многими металлами. При воздействии сероводорода чернеет. Хорошо реагирует с галогенами, причем эти соединения под действием солнечного света распадаются и темнеют, что нашло применение в фотографии. Большинство солей серебра слаборастворимы в воде, а все растворимые соединения – токсичны.
Технологии получения чистого металлического серебра
Способ 1. Электролиз AgNO3
Весьма чистый металл можно получить электролизом насыщенного при 25°С раствора трижды перекристаллизованного AgNO3.

Способ 2. Из сплавов, содержащих Au, Cu, Pb, Sn, As, Zn и др. c переводом в хлорид и последующим восстановлением Zn
.
Химические свойства
Серебро  легко растворяется   в растворе  азотной и концентрированной кислотах:

6Ag + 8HNO3 = 2NO + 6AgNO3 + 4Н2О (разведенная HNO3);

Ag + 2HNO3 = AgNO3 + Н20 + NO2 (крепкая HNO3);

2Ag + 2Н2SO4 = Ag2SO4 + 2Н20 + SO2 (только при нагревании).
 Соединения серебра
Азотнокислое серебро, или ляпис — кристаллы ромбической системы. AgNO3 очень хорошо растворимо. Применяются в медицине для прижигания под именем «адского камня» (lapis infemalis) или «ляписа».

Бородавка после прижигания нитратом серебра.
Серебро используют преимущественно в виде сплавов: из них чеканят монеты, изготовляют бытовые изделия, лабораторную и столовую посуду.
Применение серебра
Применение серебра
Серебряная пластина рассчитана на стирки в течение 8 лет. Цена стиральной машины с Silver Nano на 10-15 процентов выше, чем машины той же, но «бессеребряной» модели.
Стиральная машинка Samsung с технологией Silver Nano!
Его широкое использование в православных обрядах говорит само за себя: этот металл прекрасный очиститель вод, антисептик. Мощи святых даже хранят в серебряных емкостях. Можно и даже нужно класть в питьевую воду серебро и настаивать. Оказывается, в день вместе с пищей и водой мы потребляем около 7 миллиграмм серебра. Нехватка этого металла в организме восполняется путем неумеренного употребления сладкого.
Если рассматривать серебро применительно к астрологии и знакам Зодиака, то лучше всего оно подходит к знакам Рака и Рыб. Им надо носить камни в серебре.
Правда, постоянно носить его не стоит, периодически нужно снимать. Скорпионам серебро обычно не нравится.
Кстати, золото и серебро, металлы Солнца и Луны, сильно привыкают к хозяину. Поэтому дарить свои украшения другим людям не стоит - накликаете беду.

Серебро в искусстве
Благодаря красивому белому цвету и податливости в обработке Серебро с глубокой древности широко используется в искусстве. Однако чистое Серебро слишком мягко, поэтому при изготовлении монет и различных художественных произведений в него добавляют цветные металлы, чаще всего медь
Серебро в организме
Серебро - постоянная составная часть растений и животных. Его содержание составляет в среднем в морских растениях 0,025 мг на 100 г сухого вещества, в наземных - 0,006 мг;, в морских животных - 0,3-1,1 мг, в наземных - следовые количества (10-2-10-4 мг).
В медицинской практике наиболее часто применяют нитрат серебра, колларгол, протаргол; бактерицидную бумагу (пористая бумага, пропитанная нитратом и хлоридом серебра) применяют при небольших ранах, ссадинах, ожогах и т. п.
Потенциальная опасность для здоровья
Накопление серебра в организме человека в избыточных количествах может вызывать специфическое заболевание, называемое "аргироз«.
Проявляется оно в изменении цвета радужной оболочки глаз и глазного дна, а также в пигментации слизистых и кожи, которая может приобретать от серовато-голубоватого до аспидно-серого оттенка.
Проявлению признаков аргироза...

Пятницкий В.М., Сухан Д.В. Аналитическая химия серебра.
Габриелян О.С. Химия. 9 класс: Учеб. для общеобразоват.учебн.заведений.-М.: Дрофа,
Качалова Г.С., А. М. Ким, Л. Л. Куулар. Химия-8. Учебно-методический комплекс по курсу химии для 9 класса.  Новосибирск: Сиб.унив. изд-во, 2002
 Астафуров В.И., Бусев А.И. Строение вещества. М.: Просвещение, 1983.

Список использованных источников

МОУ
Решетовская средняя общеобразовательная школа
Новосибирская область, Кочковский район, с. Решеты, ул. Ленина,4
632481
(факс): (383)56-25294 rechot@mail.ru


title: Презентация на тему: Шарики счастья

text:
«ШАРИКИ СЧАСТЬЯ»
Неустроева Светлана
Габдульхатовна,
учитель I категории,
МБОУ «СОШ №31»,
г.Нижнекамск

ЦЕЛЬ:
  ознакомить учащихся с понятием закиси азота -«веселящий газ», «воздух Ибицы», «шарики счастья»;
 дать представление о   влиянии закиси азота на здоровье, развитие личности и поведение человека;
  формировать сознательное отношение учащихся к своему здоровью
Химическая формула - Н2О
Закись азота- бесцветный газ с характерным запахом, тяжелее воздуха
Из 1 кг жидкой закиси азота образуется
500 л газа.

Закись азота
«Шарики счастья»           «Веселящий газ»

«Воздух Ибицы»
Из истории

Применение закиси азота
для наркоза                                             стоматология

на автомобиле как средство улучшения характеристик
Воздействие «веселящего газа»

  безудержный смех, чувство эйфории и легкого опьянения
Последствия «веселящего газа»

слабоумие, затруднение дыхания, ухудшается зрение, слух
Выбор за тобой!
Как победить торговцев смертью?
 ужесточить наказание распространителей
 ужесточить наказание для самих наркоманов
 больше рассказывать о последствиях
 пропагандировать здоровый образ жизни
 повысить уровень жизни
 разработать идеологию
 улучшить качество лечения зависимых людей
 легализовать наркотики
 никак

Использованные сайты:
http://zhitzdorovo.ucoz.ru/publ/profilaktika_boleznej/zakis_azota_vred_est_ehto_narkotik/
http://drugslib.ru/azota-zakis/
http://amastercar.ru/
http://brosaem.info


title: Презентация на тему: Щавелевая кислота

text:
Щавелевая кислота
Щавелевая кислота
Этандиовая кислота
Этандикислота
C2H2O4
Щавелевая кислота получена впервые в 1773 г. Совари из кисличной соли, Бергман получил ее окислением сахара азотной кислотой и описал под именем сахарной кислоты; Шееле в 1776 г. установил идентичность обеих кислот. Приготовление Щ. кислоты из сахара было первым случаем получения органического соединения вне организма.
	Карл Бергман
Впервые щавелевая кислота синтезирована в 1824 году немецким химиком Фридрихом Вёлером из дициана.
Химические свойства
Щаве́левая кислота обладает всеми химическими свойствами, характерными для карбоновых кислот. Соли и эфиры щавелевой кислоты называются оксалатами. Щавелевая кислота (или оксалат-ион C2O42−) является восстановителем (обесцвечивает раствор KMnO4).
Известны молекулярные соединения щавелевой кислоты с кислыми оксалатами, например так называемая кисличная соль KHC2O4 x H2O4O, и комплексные соединения оксалатов с переходными металлами. например K2[Fe(C2O4)2].
Н2 С2 О4 → СО2 +СО + Н2 О


text:
Вы можете использовать
данное оформление
для создания своих презентаций.
Финк Вероника Георгиевна,
Костанайская область

Шаблон для презентации


text:
Шаблон презентации
Вы можете использовать
данное оформление
для создания своих презентаций.
Финк Вероника Георгиевна,
Костанайская область

Вы можете использовать
данное оформление
для создания своих презентаций.
Финк Вероника Георгиевна,
Костанайская область


text:
Шаблон  для презентации
Вы можете использовать
данное оформление
для создания своих презентаций.
Финк Вероника Георгиевна,
Костанайская область


title: Презентация на тему: Щелочноземельные металлы

text:
2Mg + O2 = 2MgO     1
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2       1
130
Li
K
Fr
Na
Rb
Cs
Mg
Ca
Sr
Ba
2Mg + O2 = 2MgO     1
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2       1
Li
K
Fr
Na
Rb
Cs
Mg
Ca
Sr
Ba


text:
BaSO4
Ca3(PO4)2
CaCO3
MgCO3
130
Mg
Ca
Sr
Ba


title: Презентация на тему: ЩЕЛОЧНЫЕ И ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ МЕТАЛЛЫ

text:
                                Na                 K              Li
              Cs                Ba
       Rb          Fr
                                    Sr
                     Ca
Li
Na
Cs
Rb
K
Ca
Sr
Ba
Ra
Li
Ca
  Na
Sr
  K
Ba
Rb
Cs
Ca(2+), Mg(2+)
HCO3(-)
Ca(2+), Mg(2+)
SO4(2-)
Ca(2+), Mg(2+), HCO3(-), Cl(-)
SO4(2-)
                            ?   ?   ?


title: Презентация на тему: Щелочные и щелочноземельные металлы

text:
Rb
Sr
K
Fr
Na
Li
Ra
Cs
Ba
900igr.net
3
6,9
[He] 2s1
0,531
180,5
1347
0,97
0,157
+1
11
23,0
[Ne]3s1
0,97
97,9
882,9
1,01
0,191
+1
19
39,1
[Ar] 4s1
0,859
63,65
774
0,91
0,236
+1
27
85,5
[Kr] 5s1
1,53
38,4
688
0,89
0,253
+1
55
132,9
[Xe] 6s1
1,88
28,4
678
0,86
0,274
+1
87
223
[Rn] 7s1
-
-
-
-
-
+1
20
40,08
[Ar] 4s2
1,54
850
1487
1,0
0,2
+2
38
87,62
[Kr] 5s2
2,67
770
1367
1,0
0,213
+2
56
137,34
[Xe] 6s2
3,61
710
1637
0,9
0,25
+2
88
226
[Rn] 7s2
6
700
1140
0,9
-
+2


title: Презентация на тему: ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ МЕТАЛЛЫ

text:
Be     Mg     Ca      Sr       Ba      Ra
Mg
Ca
Sr
Ba
2
2
2
2
2
Mg
Be
Mg
Ca
Sr
Ba
Ra
1,85
1,737
1,54
2,63
3,6
6
1287
648
842
768
727
969
Mg +2HCl = MgCl2 +H2


title: Презентация на тему: щелочные метал

text:
Au
Os
 Cr
Hg
Li
W
Fe
Al
Ag
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
7
23
39
85
133
[223]
2s1
3s1
4s1
5s1
6s1
7s1
))
)))
))))
)))))
))))))
)))))))
Na+
Na+
Na+
Na+
Cl-
Cl-
Cl-
Cl-
Li
Na
K
Rb
Cs

Li
K
Na
Li Rb K Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb (H)  Bi Cu Hg Ag Pt Au
4
 2
 6
 2
 2
 2
 2
 2
 2
2
2
2
2
2
NaCl
Na2CO3*10H2O
NaHCO3
K2CO3
KNO3
Na2SO4*10H2O


title: Презентация на тему: Щелочные металлы.

text:
Ar
18
39,948
36
83,80
Xe
54
131,30
1
2
4
5
6
3
7
I
II
III
IV
V
VI
VII
VIII
Na
11
22,9898
12
24,312
Al
13
26,9815
Cl
17
35,453
Si
14
28,086
P
15
30,9738
S
17
32,064
19
39,102
20
40,08
1
1,00797
2
4.0026
Li
3
6.939
4
9,0122
F
9
18,9984
8
15,9994
N
7
14,0067
6
12,01115
5
10,811
10
20,183
Sc
21
44,956
Ti
22
47,90
V
23
50,942
Cr
24
51,996
25
44,956
26
55,847
Fe
27
58,9332
28
58,71
Ni
30
65,37
Zn
29
63,546
Ge
32
72,59
Ga
31
26,9815
Br
35
79,904
Se
34
78,96
As
33
74,9216
Sr
38
87,62
Rb
37
85,47
Y
39
88,905
44
101,07
Ru
45
102,905
Rh
46
106,4
Pd
43
[99]
42
95,94
41
92,906
Nb
40
91,22
Zr
48
112,40
47
107,868
Ag
In
49
114,82
Sb
51
121,75
Sn
50
118,69
52
78,96
I
53
126,9044
56
137.34
Cs
55
132,905
La
57
138,81
*
72
178.49
Hf
73
180,948
74
183.85
W
75
186,2
Re
76
190,2
77
192,2
Ir
78
195,09
80
200,59
Hg
79
196,967
81
204,37
84
[210]
83
208,980
Pb
82
207,19
At
85
210
Rn
86
[222]
88
[226]
Fr
87
[223]
89
138,81
**
107
[262]
Bh
106
[263]
Sg
104
[261]
Rf
105
[262]
Db
108
[265]
Hs
109
[266]
RO4
RH
R2O7
RO3
RH2
R2O5
RH3
RO2
RH4
R2O3
RO
      e = 19
      P = 19
      N = 20
39
   0
+19
2
8
1
8
____
1s2
1s2
2s2
2s2
2p6
2p6
3s2
3s2
3p6
3p6
4s1
4s1
3d0


title: Презентация на тему: Щелочные металлы

text:
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
7
23
39
85
133
[223]
2s1
3s1
4s1
5s1
6s1
7s1
))
)))
))))
)))))
))))))
)))))))
Li Rb K Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb (H)  Bi Cu Hg Ag Pt Au
Na+
Na+
Na+
Na+
Cl-
Cl-
Cl-
Cl-
Li
Na
K
Rb
Cs
Na
Li
K
NaCl
Na2CO3*10H2O
NaHCO3
K2CO3
KNO3
Na2SO4*10H2O

Rb

Li

Ca
Na
Rb
Na
Li
Cs
N2, H2, H2O
CO2, H2, C
NaOH, O2, S

http://www.russianboston.com/common/arc/story.php/252246?id_cr=130
http://zhong-yi.narod.ru/atlas/077.html
http://cor.edu.27.ru/catalog/res/0ab98db6-4185-11db-b0de-0800200c9a66/?fullView=1&from=8f5d7210-86a6-11da-a72b-0800200c9a66&&rubric_id[]=21066
http://www.geocollect.ru/big_col.html
http://www.periodictable.ru/011Na/Na.html
http://ru.wikipedia.org/wiki
http://www.photosight.ru/photos/1940194/
http://www.ambiz.ru/catalog.php?gid=11-118
http://polychem.narod.ru/udobr.html


Презентация на тему: Щелочные металлы


title: Презентация на тему: Сера и её свойства

text:
S        16
Sulfur      2
32.066          8
 3s23p4             6

s

3s23p4

Se

4s24p4

Te

5s25p4

Po

6s26p4
+8
2  6
))
+84
2  8  18 32 18 6
))))))
+16
 2   8   6
)))
+34
2   8  18  6
))))
+52
2  8  18 18 6
)))))
+16
32
2
6
8
1s2
2s2
2p6
3s2
3p4
3d0
IV (SO2)
VI (SO3)

                         MgS
S                                                      SO2

                         H2S
2
1
4
3
5


title: Презентация на тему: ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ

text:
)))))
))))
)))
)))
))
 0, +1
 1
 p=+ 55
n= 78
Cs
 0, +1
 1
 p=+37
n= 48
 Rb
 0, +1
1
 p=+19
n= 20
K
 0, +1
1
 p=+11
n= 12
Na
 0, +1
   1
 p=+3
n= 4
Li

X
X
3
X
NaHCO3
NaOH


title: Презентация на тему: Щелочноземельные

text:
900igr.net
Be
Mg
Ca
Sr
Ba
Ra
n S2
Be
Be+2HCl= BeCl2 +H2
Mg
Mg
Ca
BaSO4


title: Презентация на тему: Щелочные металлы


text:
 O2
Be
N2
H2
2
3
 H2SO4


title: Презентация на тему: Щелочные металлы

text:
Au
Os
 Cs
Hg
Li
W
Fe
Al
Ag
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
7
23
39
85
133
[223]
2s1
3s1
4s1
5s1
6s1
7s1
))
)))
))))
)))))
))))))
)))))))
Li Rb K Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb (H)  Bi Cu Hg Ag Pt Au
Na+
Na+
Na+
Na+
Cl-
Cl-
Cl-
Cl-
Li
Na
K
Rb
Cs
Na
Li
K
NaCl
Na2CO3*10H2O
NaHCO3
K2CO3
KNO3
Na2SO4*10H2O

Rb

Li

Ca
Na
Rb
Na
Li
Cs
N2, H2, H2O
CO2, H2, C
NaOH, O2, S

http://www.russianboston.com/common/arc/story.php/252246?id_cr=130
http://zhong-yi.narod.ru/atlas/077.html
http://cor.edu.27.ru/catalog/res/0ab98db6-4185-11db-b0de-0800200c9a66/?fullView=1&from=8f5d7210-86a6-11da-a72b-0800200c9a66&&rubric_id[]=21066
http://www.geocollect.ru/big_col.html
http://www.periodictable.ru/011Na/Na.html
http://ru.wikipedia.org/wiki
http://www.photosight.ru/photos/1940194/
http://www.ambiz.ru/catalog.php?gid=11-118
http://polychem.narod.ru/udobr.html


text:
Be
Mg
Ca
Sr
Ba
Ra
n S2
Be
Be+2HCl= BeCl2 +H2
Mg
Mg
Ca
BaSO4


title: Презентация на тему: Щелочные металлы


title: Презентация на тему: Щелочные металлы


title: Презентация на тему: Щелочные металлы

text:
Презентацию составила учитель МОУ «Ягринская гимназия» г.Северодвинска
Шапошникова Т.С.

Отгадайте фамилию русского ученого, который сказал: «Металлом называется светлое тело, которое ковать можно».
Самый тугоплавкий.
Самый распространенный на земле.
Самый легкий.
Самый электропроводный.
Самый активный.
Самый пластичный.
Самый космический.
Самый легкоплавкий.
Самый тяжелый.
Л
О
М
О
Н
О
С
О
В
Au
Os
 Cs
Hg
Li
W
Fe
Al
Ag
Металлы - чемпионы
Металлы Сu, Au, Ag не взаимодействуют с водой даже при нагревании.
Металлы обладают электропроводностью и теплопроводностью.
Для металлов характерна металлическая кристаллическая решетка.
У атомов металлов на внешнем уровне 1-3 электрона.
У атомов металлов на внешнем уровне 1-3 электрона.
Металлы являются  восстановителями и окислителями.
Для металлов характерна металлическая кристаллическая решетка.
Металлы обладают электропроводностью и теплопроводностью.
При взаимодействии с кислородом металлы принимают электроны.
Все металлы активно взаимодействуют с кислотами.
Металлы Сu, Au, Ag не взаимодействуют с водой даже при нагревании.
Мg, Be  относятся к щелочноземельным металлам.
Убери лишнее о металлах
Общая характеристика
элементов I группы главной подгруппы
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
7
23
39
85
133
[223]
2s1
3s1
4s1
5s1
6s1
7s1
))
)))
))))
)))))
))))))
)))))))
увеличиваются
увеличиваются
элемент
Аr
Валентные
электроны
Атомный радиус
Метал-лические свойства
Восстано-вительные свойства
соединения
Li2O, LiOH
основные свойства
Na2O, NaOH
основные свойства
K2O, KOH
основные свойства
Rb2O, RbOH
основные свойства
Cs2O, CsOH
основные свойства
Радиоактивный
элемент
Металлы в природе
каменная
Глауберова
сильвинит
карналлит

активные
Средней активности
благородные
NaCl –поваренная (каменная) соль
Na2SO4 * 10H2O –  глауберова соль
NaCl*KCl –  сильвинит
KCl * MgCl2*6H2O –  карналлит

получение
Электролиз расплава соли

NaCl → Na+ + Cl-
2NaCl → 2Na + Cl2
Физические свойства щелочных металлов

Металлическая кристаллическая решетка

Твердые вещества серебристо-белого цвета
Электропроводны и теплопроводны
Легкоплавкие. пластичные
химические свойства щелочных металлов
Почему  щелочные металлы не используют для реакции с растворами кислот и солей?

Na

Li

K
Катионы щелочных металлов окрашивают пламя спиртовки
Биологическая роль и применение
Соединений калия и натрия
ответ
ответ
ответ
NaCl
Кристалли-ческая сода
Na2CO3*10H2O
Питьевая сода
NaHCO3
поташ
K2CO3
Калийная селитра
KNO3
Глауберова соль
Na2SO4*10H2O
Вопросы:
От лития к францию у атомов щелочных металлов  увеличивается
Более сильным     восстановителем,
 чем К будет
Активнее всех
с водой будет взаимодействовать
Na может реагировать
со всеми веществами группы
Щелочные металлы  находятся в природе в виде…

число валентных электронов

восстановительные свойства

Электроотрицательность

окислительные свойства

Rb

Li

Ca

Na

Rb
Na
Li
Cs

Сa, H2O, Cl2
N2, H2, H2O
CO2, H2, C
NaOH, O2, S
оксидов
сульфидов
солей
в свободном виде
Ответы:


Презентация на тему: Щелочные металлы и галогены


title: Презентация на тему: Щелочные металлы

text:
Li
Na
K
Rb
Cs
               Li+                                           Na+                                         K+
I
III
II
VIII
IV
V
VI
VII
II
I
III
VII
VI
V
IV
2
1
3
4
5
6
7
9
8
10
[He] 2s1
1
453,69 K
1613 K
Li
LiAl[Si2O6]
6,5
I
III
II
        VIII
IV
V
VI
VII
II
I
III
VII
VI
V
IV
2
1
3
4
5
6
7
9
8
10
[He] 2s1
+1
453,69 K
1613 K
2,5
I
III
II
VIII
IV
V
VI
VII
II
I
III
VII
VI
V
IV
2
1
3
4
5
6
7
9
8
10
[Ar] 3d10 4s1
1
1,5
I
III
II
VIII
IV
V
VI
VII
II
I
III
VII
VI
V
IV
2
1
3
4
5
6
7
9
8
10
[Kr] 5s1
1
I
III
II
VIII
IV
V
VI
VII
II
I
III
VII
VI
V
IV
2
1
3
4
5
6
7
9
8
10
[Xe] 6s1
1
I
III
II
VIII
IV
V
VI
VII
II
I
III
VII
VI
V
IV
2
1
3
4
5
6
7
9
8
10
[Rn] 7s1
1


Презентация на тему: Школьный кабинет химии


title: Презентация на тему: Щелочные металлы

text:
I
III
II
VIII
IV
V
VI
VII
II
I
III
VII
VI
V
IV
2
1
3
4
5
6
7
10
Cu
29
63.546
5
10 .811
Ne
10
20,18
Be
4
9,012
Ca
20
40,08
Ag
47
107.868
Ra
88
[226]
La
57
138.81
Al
13
26,9815
  O
8
15.996
N
7
14.0067
Ge
32
72.59
C
6
12,011
 F
9
18.9984
Br
35
79.904
H
1
1.00797
Se
34
78.96
I
53
126.904
Cl
17
35,453
As
33
74.9216
He
2
4,003
Ar
18
39,948
Xe
54
131,3
Kr
36
83,8
Te
52
127.60
Fe
26
55.847
Mg
12
24,312
S
16
32,064
P
15
30,9738
Si
14
28,086
Ti
22
47.90
Mo
42
95.94
43
99
 V
23
50.942
Cr
24
51.996
Mn
25
54.938
21
44.956
Ga
31
69.72
 Re
75
186.2
Rh
45
102.905
Ir
77
192.2
Ru
44
101.07
Os
76
190.2
 Pt
78
195.09
Pd
46
106.4
At
85
210
Rn
86
[222]
Mt
109
[266 ]
Hs
108
[265 ]
Ba
56
137.34
Sr
38
87.62
Rb
37
85.47
In
49
114.82
9
8
Zn
30
65.37
W
74
183.85
Po
84
208.982
Zr
40
91.224
Nb
41
92.906
Ta
73
180.9479
Cd
48
112.41
Sb
51
121.75
Hf
72
178.49
Sn
50
118.71
Pb
82
207.2
Bi
83
208.98
Co
27
58.933
Ni
28
58.71
Y
39
88.9059
Au
79
196.966
Tl
81
204.383
Hg
80
200.59
Ac
89
227.028
Bh
107
[262]
Sg
106
[263]
Db
105
[262]
Rf
104
[261]
I
III
II
VIII
IV
V
VI
VII
II
I
III
VII
VI
V
IV
2
1
3
4
5
6
7
10
Li
3
6,939
K
19
39.102
Na
11
22,9898
Rb
37
85.47
Cs
55
132.905
Fr
87
[223]
9
8
I
III
II
VIII
IV
V
VI
VII
II
I
III
VII
VI
V
IV
2
1
3
4
5
6
7
9
8
10
[He] 2s1
0,98
1
453,69 K
1613 K
Li
I
III
II
VIII
IV
V
VI
VII
II
I
III
VII
VI
V
IV
2
1
3
4
5
6
7
9
8
10
[Ne] 3s1
0,93
1
I
III
II
VIII
IV
V
VI
VII
II
I
III
VII
VI
V
IV
2
1
3
4
5
6
7
9
8
10
[Ar] 3d10 4s1
0,82
1
I
III
II
VIII
IV
V
VI
VII
II
I
III
VII
VI
V
IV
2
1
3
4
5
6
7
9
8
10
[Kr] 5s1
0,82
1
I
III
II
VIII
IV
V
VI
VII
II
I
III
VII
VI
V
IV
2
1
3
4
5
6
7
9
8
10
[Xe] 6s1
0,79
1
I
III
II
VIII
IV
V
VI
VII
II
I
III
VII
VI
V
IV
2
1
3
4
5
6
7
9
8
10
[Rn] 7s1
2,2
1
LiAl[Si2O6]
6,5
2,5
1,5
MgCl2·KCl·6H2O
1,5
               Li+                                           Na+                                         K+
  +
  +
  +
NaCl
Na2N
Na3N
Cl2
NaN
NaH
Na2O
H2
H2
 H2
CH3ONa


title: Презентация на тему: Щелочные металлы 9 класс

text:
ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ
ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ
Щелочны́е мета́ллы — элементы главной подгруппы I группы Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева: литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr. Эти металлы получили название щелочных, потому что большинство их соединений растворимо в воде. По-славянски «выщелачивать» означает «растворять», это и определило название данной группы металлов. При растворении щелочных металлов в воде образуются растворимые гидроксиды, называемые щёлочами.
Общая характеристика щелочных металлов
В Периодической системе они следуют сразу за инертными газами, поэтому особенность строения атомов щелочных металлов заключается в том, что они содержат один электрон на внешнем энергетическом уровне: их электронная конфигурация ns1. Очевидно, что валентные электроны щелочных металлов могут быть легко удалены, потому что атому энергетически выгодно отдать электрон и приобрести конфигурацию инертного газа. Поэтому для всех щелочных металлов характерны восстановительные свойства. Это подтверждают низкие значения их потенциалов ионизации (потенциал ионизации атома цезия — один из самых низких) и электроотрицательности (ЭО).
Все металлы этой подгруппы имеют серебристо-белый цвет (кроме серебристо-жёлтого цезия), они очень мягкие, их можно резать скальпелем. Литий, натрий и калий легче воды и плавают на её поверхности, реагируя с ней.
Химические свойства щелочных металлов
Из-за высокой химической активности щелочных металлов по отношению к воде, кислороду, и иногда даже и азоту (Li, Cs) их хранят под слоем керосина. Чтобы провести реакцию со щелочным металлом, кусочек нужного размера аккуратно отрезают скальпелем под слоем керосина, в атмосфере аргона тщательно очищают поверхность металла от продуктов его взаимодействия с воздухом и только потом помещают образец в реакционный сосуд.
1. Взаимодействие с водой. Важное свойство щелочных металлов — их высокая активность по отношению к воде. Наиболее спокойно (без взрыва) реагирует с водой литий
При проведении аналогичной реакции натрий горит жёлтым пламенем и происходит небольшой взрыв. Калий ещё более активен: в этом случае взрыв гораздо сильнее, а пламя окрашено в фиолетовый цвет.
2. Взаимодействие с кислородом. Продукты горения щелочных металлов на воздухе имеют разный состав в зависимости от активности металла.
Только литий сгорает на воздухе с образованием оксида стехиометрического состава:
При горении натрия в основном образуется пероксид Na2O2 с небольшой примесью надпероксида NaO2:
В продуктах горения калия, рубидия и цезия содержатся в основном надпероксиды:
Для получения оксидов натрия и калия нагревают смеси гидроксида, пероксида или надпероксида с избытком металла в отсутствие кислорода:
Для кислородных соединений щелочных металлов характерна следующая закономерность: по мере увеличения радиуса катиона щелочного металла возрастает устойчивость кислородных соединений, содержащих пероксид-ион О22−и надпероксид-ион O2−.
Для тяжёлых щелочных металлов характерно образование довольно устойчивых озонидов состава ЭО3. Все кислородные соединения имеют различную окраску, интенсивность которой углубляется в ряду от Li до Cs:
Оксиды щелочных металлов обладают всеми свойствами, присущими основным оксидам: они реагируют с водой, кислотными оксидами и кислотами:
Пероксиды и надпероксиды проявляют свойства сильных окислителей:
Пероксиды и надпероксиды интенсивно взаимодействуют с водой, образуя гидроксиды:
3. Взаимодействие с другими веществами. Щелочные металлы реагируют со многими неметаллами. При нагревании они соединяются с водородом с образованием гидридов, с галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом и кремнием с образованием, соответственно, галогенидов, сульфидов, нитридов, фосфидов, карбидов и силицидов:
При нагревании щелочные металлы способны реагировать с другими металлами, образуя интерметаллиды. Активно (со взрывом) реагируют щелочные металлы с кислотами.
Щелочные металлы растворяются в жидком аммиаке и его производных — аминах и амидах:
При растворении в жидком аммиаке щелочной металл теряет электрон, который сольватируется молекулами аммиака и придаёт раствору голубой цвет. Образующиеся амиды легко разлагаются водой с образованием щёлочи и аммиака:
4. Качественное определение щелочных металлов. Поскольку потенциалы ионизации щелочных металлов невелики, то при нагревании металла или его соединений в пламени атом ионизируется, окрашивая пламя в определённый цвет:
Литий
Самый легкий металл, имеет два стабильных изотопа с атомной массой 6 и 7; более распространен тяжелый изотоп, его содержание составляет 92,6% от всех атомов лития. Литий был открыт А.Арфведсоном в 1817 и выделен Р.Бунзеном и А.Матисеном в 1855. Он используется в производстве термоядерного оружия (водородная бомба), для увеличения твердости сплавов и в фармацевтике. Соли лития применяют для увеличения твердости и химической стойкости стекла, в технологии щелочных аккумуляторных батарей, для связывания кислорода при сварке.
Натрий
Известен с древности, выделил его Х.Дэви в 1807. Это мягкий металл, широко применяются такие его соединения, как щелочь (гидроксид натрия NaOH), пищевая сода (бикарбонат натрия NaHCO3) и кальцинированная сода (карбонат натрия Na2CO3). Находит применение и металл в виде паров в неярких газоразрядных лампах уличного освещения.
Калий
Известен с древности, выделил его также Х.Дэви в 1807. Соли калия хорошо известны: калиевая селитра (нитрат калия KNO3), поташ (карбонат калия K2CO3), едкое кали (гидроксид калия KOH) и др. Металлический калий также находит различное применение в технологии теплообменных сплавов.
Рубидий
Рубидий был открыт методом спектроскопии Р.Бунзеном в 1861; содержит 27,85% радиоактивного рубидия Rb-87. Рубидий, как и другие металлы подгруппы IA, химически высокоактивен и должен храниться под слоем нефти или керосина во избежание окисления кислородом воздуха. Рубидий находит разнообразное применение, в том числе в технологии фотоэлементов, радиовакуумных приборов и в фармацевтике.
Цезий
Соединения цезия широко распространены в природе, обычно в малых количествах совместно с соединениями других щелочных металлов. Минерал поллуцит силикат содержит 34% оксида цезия Cs2O. Элемент был открыт Р.Бунзеном методом спектроскопии в 1860. Основным применением цезия является производство фотоэлементов и электронных ламп, один из радиоактивных изотопов цезия Cs-137 применяется в лучевой терапии и научных исследованиях.
Франций
Последний член семейства щелочных металлов франций настолько радиоактивен, что его нет в земной коре в более чем следовых количествах. Сведения о франции и его соединениях основаны на исследовании ничтожного его количества, искусственно полученного (на высокоэнергетическом ускорителе) при a-распаде актиния-227. Наиболее долгоживущий изотоп 22387Fr распадается за 21 мин на 22388Ra и b-частицы. Согласно приблизительной оценке, металлический радиус франция составляет 2,7 . Франций обладает большинством свойств, характерных для других щелочных металлов, и отличается высокой электронодонорной активностью. Он образует растворимые соли и гидроксид. Во всех соединениях франций проявляет степень окисления I.
Выполнил Шляховой Владимир


title: Презентация на тему: сероводород-H2S

text:
Сероводород-H2S
 и его свойства
"Тогда услышал я (о, диво!),
запах скверный,
Как будто тухлое разбилося яйцо,
Или карантинный страж курил
жаровней серной.
Я, нос себе зажав, отворотил
лицо..."
                                                                                Пушкин А.С.
Что такое сероводород
Сероводород (H2S)-очень канцерогенный, токсичный газ, тяжелее воздуха в 1,2 раза. Имеет резкий характерный запах тухлых яиц.
     Сероводород не только скверно пахнет, он еще и чрезвычайно
ядовит. При вдыхании этого газа в большом количестве быстро
наступает паралич дыхательных нервов, и тогда человек перестает
ощущать запах – в этом и заключается смертельная опасность
сероводорода.
  Молекулярная формула сероводорода: H2S.у сероводорода ковалентная полярная связь
  Молекула сероводорода имеет угловую
форму, поэтому она полярна. В отличие от
молекул воды, атомы водорода в молекуле
не образуют прочных водородных связей,
поэтому сероводород является газом
Нахождение в природе
Встречается в:
Составе вулканических газов, во многих источниках вулканической местности, входит в состав вулканического пепла
В растворенном  состоянии содержится в Черном море, начиная с глубины 200 и более метров
В небольших кол-вах выделяется при разложении органических веществ
В виде смешанных нефти и газа
Интересный факт:
Для некоторых микроорганизмов (серобактерии) сероводород не
яд, а питательное вещество. Усваивая сероводород они
выделяют свободную серу. Такие залежи образуются на дне
озер северного побережья Африки
Получение сероводорода
1.Реакция разбавленной соляной кислоты с сульфидом железа (II)
           FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S

2.Взаимодействие сульфида алюминия с холодной водой
          Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S

3.Прямой синтез из элементов происходит при пропускании водорода над расплавленной серой:
         H2 + S = H2S.

                           Интересный случай
     Однажды на лекции демонстрировался опыт: плавление
серы в пробирке. Вдруг все почувствовали
отвратительный запах. Лекция была сорвана.
      Все оказалось просто: в пробирку с серой попали кусочки
парафина с пробковой крышки склянки, в которой
хранился порошок серы. Смесь парафина и серы при
нагревании выделяет сероводород:
C20H42 + 21S => 21H2S + 20C
     Чем сильнее нагревается смесь,
тем активнее выделяется газ.
Если нагревание прекратить,
то реакция останавливается,
и сероводород не выделяется.
Поэтому реакция очень удобна
для получения сероводорода
в учебных лабораториях
Физические свойсива
Сероводород  плохо растворим в воде, хорошо — в этаноле. Ядовит. Термически неустойчив (при температурах больше 400 °C разлагается на простые вещества — S и H2 ). Сероводород малорастворим в воде. При t = 20 º в одном объеме воды растворяется 2,4 объема сероводорода, этот раствор называют сероводородной водой или слабой сероводородной кислотой. Раствор сероводорода в воде — очень слабая сероводородная кислота
Химические свойства
    1. В водном растворе сероводород обладает свойствами слабой двухосновной кислоты:
H2S = HS- + H+;

HS- = S2- + H+

   2.  Сероводород горит в воздухе голубым пламенем. При ограниченном доступе воздуха образуется свободная сера:
 2H2S + O2 = 2H2O + 2S.
При избыточном доступе воздуха горение сероводорода приводит к образованию оксида серы (IV):

2H2S + 3O2 = 2H2O + 2SО2.
Сероводород – восстановитель. В кислороде H2S горит, легко окисляется галогенами:

 H2S + Br2 = S + 2HBr,
3.Сероводород обладает восстановительными свойствами. В зависимости от условий сероводород может окисляться в водном растворе до серы, сернистого газа и серной кислоты.
   Например, он обесцвечивает бромную воду:
H2S + Br2 = 2HBr + S.

взаимодействует с хлорной водой:
H2S + 4Cl2 + 4H2O = H2SO4 + 8HCl.

Струю сероводорода можно поджечь, используя диоксид свинца, так как реакция сопровождается большим выделением тепла:
   3PbO2 + 4H2S = 3PbS + SO2 + 4H2O.
4.Взаимодействие сероводорода с сернистым газом используется для получения серы из отходящих газов металлургического и сернокислого производства:

SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O.
 С этим процессом связано образование самородной серы при вулканических процессах
5.При одновременном пропускании сернистого газа и сероводорода через раствор щелочи образуется тиосульфат:

4SO2 + 2H2S + 6NaOH = 3Na2S2O3 + 5H2O.
Взаимодействует с сильными окислителями:

H2S + 4Cl2 + 4H2O = H2SO4 + 8HCl,

2H2S + H2SO3 = 3S + 3H2O,

2FeCl3 + H2S = 2FeCl2 + S + 2HCl,
Реагирует с основаниями, основными оксидами и солями, при этом образуя кислые и средние соли (гидросульфиды и сульфиды):

Pb(NO3)2 + 2S = PbS↓ + 2HNO3.

Эту реакцию используют для обнаружения сероводорода или сульфид-ионов. PbS – осадок черного цвета.

Горение сероводорода в кислороде
Применение
Сероводород из-за своей токсичности находит ограниченное применение
В аналитической химии сероводород и сероводородная вода используются как реагенты для осаждения тяжелых металлов, сульфиды которых очень слабо растворимы
В медицине- в составе природных и искусственных  сероводородных ванн, а также в составе некоторых минеральных вод
H2S применяют для получения серной кислоты
Используют в органическом синтезе для получения тиофена и маркаптанов
В последние годы рассматривают возможность использования H2S, накопленного в глубинах Чёрного моря, в качестве энергетического и химического сырья
Всем кто еще не уснул, спасибо за внимание
Помните, сероводород может убить!


title: Презентация на тему: Щелочные металлы

text:
Щелочные металлы. Натрий.
Выполнила:
Ученица 11а класса
МОУ СОШ №172
Мошкова Любовь.

В одном царстве-государстве

Жили-были, не тужили

Галогены удалые

И металлы щелочные.
Скупых галогенов-окислителей
В народе прозвали грабителями.

А щелочные металлы за щедрость – восстановителями.

Однажды на улице «№ 3»
Встретились Натрий и Хлор-
Представители той и другой стороны,
Забыв про межродительский вздор.
Натрий жил в квартире 11,
Ему оставалось только завидовать-
Он был:
и
очень
и
А Хлор, проживая в квартире 17,
Был газом желто-зеленым
И очень опасным!
Семейства, узнав об их дружбе и встречах,

Заперли Натрий под керосином и в сейфе.
А на Хлор наклеили бирку «ЯД».
День за днём они не спят, грустят.
Натрий  окислялся,  терял  блеск.

А  Хлор  под  таким  давлением  сжижался,
Но  не  потерял  к  Натрию  интерес!
Детей всё же пожалели родители,
Решили закончить историю.
И назначили им встречу на нейтральной территории.
Подарил Натрий при встрече Хлору
Электрон и стал катионом,
А Хлор, взяв его электрон,
Тут же превратился в анион.
Люди стали дружбу эту называть ионной,А их союз – поваренной солью.


title: Презентация на тему: Щелочные металлы. Натрий

text:
Щелочные металлы. Натрий.
Выполнила:
Ученица 9 Б класса
МОУ СОШ №172
Мошкова Любовь.

2011 год.
В одном царстве-государстве

Жили-были, не тужили

Галогены удалые

И металлы щелочные.
Скупых галогенов-окислителей
В народе прозвали грабителями.

А щелочных металлов за щедрость – восстановителями.

Однажды на улице «№ 3»
Встретились Натрий и Хлор-
Представители той и другой стороны,
Забыв про межродительский вздор.
Натрий жил в квартире 11,
Ему оставалось только завидовать-
Он был:
и
очень
и
А Хлор, проживая в квартире 17,
Был газом желто-зеленым
И очень опасным!
Семейства, узнав об их дружбе и встречах,

Заперли Натрий под керосином и в сейфе.
А на Хлор наклеили бирку «ЯД».
День за днём они не спят, грустят.
Натрий  окислялся,  терял  блеск.

А  Хлор  под  таким  давлением  сжижался,
Но  не  потерял  к  Натрию  интерес!
Детей всё же пожалели родители,
Решили закончить историю.
И назначили им встречу на нейтральной территории.
Подарил Натрий при встрече Хлору
Электрон и стал катионом,
А Хлор, взяв его электрон,
Тут же превратился в анион.
Люди стали дружбу эту называть ионной,А их союз – поваренной солью.


Презентация на тему: Силикатная промышленность


Презентация на тему: Силиактная промышленность


text:
CaO + SiO2 = CaSiO3
Na2O + SiO2 = Na2SiO3
K2O + SiO2 = K2SiO3
Na2CO3
Na2O
Na2SiO3
CaSiO3
Na2CO3
Na2O
Na2SiO3
CaSiO3


title: Презентация на тему: ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ

text:
Li
+3
2
1
1s2
1s2
2s1
2s1
Na
+11
2
8
1
1s2
1s2
2s2
2s2
2p6
2p6
3s1
3s1
+19
2
8
8
1
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s1
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s1
Li
0, 0065%
Na
2,64%
K
2,60%
Rb
0,031%
Cs
0,0007%
Fr
0
0
t
+1
-1
0
0
t
+1
-2
2Na+O2 = Na2O2
0
0
t
+1
-1
4Li+O2 = 2Li2O
0
0
+1
t
-2
2e
+1
+1
0
0
2Na + Na2O2 = 2Na2O
+1
2e
-2
t
-1
+1
0


title: Презентация на тему: Щёлочноземельные металлы

text:
Щёлочноземельные металлы.
Выполнила:
Ученица 11а класса
МОУ СОШ № 172
Мошкова Любовь.

Они живут в семиэтажном доме,
На внешнем уровне имея электрона ДВА.
В квартирах восстановителей-героев,
Вы угадали кто это, друзья?

Щёлочноземельные металлы - серые и твёрдые вещества,
Имеют степень окисления +2.
Все кроме Стронция не режутся ножом,
Активность растёт с каждым номерком.
Под слоем керосина хранят
 троих друзей:

Кальций, Стронций, Барий  -
Чтоб было веселей!

А будут окисляться-Тогда уж к ним не лезь!Оксидов и нитратов дадут такую смесь!
Нитрат Бария.
Химически активных при любом задании

В природе не найти в свободном состоянии!

Ну а что касается, их определённости,

Приведу таблицу по распространенности!

Самый редкий – Радий,Вселяющий нам страх.От нас прячется далекоВ Урановых рудах.

Все металлы
 второй группы
Интересны по своему!

И у каждого из них есть своя история!


Презентация на тему: «Силикатная промышленность»


title: Презентация на тему: Силикатные изделия

text:
900igr.net
CaCO3


title: Презентация на тему: Силикатная промышленность и её направления

text: Prezentacii.com


Презентация на тему: Силикатная промышленость


title: Презентация на тему: Силикатная промышленность 9 класс

text:
Силикатная промышленность
Подготовила ученица 9 А класса
Семёнова Екатерина

Силикатная промышленность – это производство различных строительных материалов, стекла и керамики из различных природных силикатов.
Эти изделия состоят из смесей или сплавов силикатов, полисиликатов, алюмосиликатов.

Силикатная промышленность состоит из трех производств:
Керамика
Кирпич, кафель, глиняная, фаянсовая посуда — всё это керамика. Сырьём для производства керамических изделий являются глина и минеральные добавки.
Глина состоит из минерала каолинита (Al2O3*2SiO2*2H2O).
Процесс происходит так:
Подготовка сырья
Формовка
Сушка
Обжиг

Стекло
Состав обычного оконного стекла обычно выражается формулой Na2O*CaO*6SiO2. Стекло получается спеканием белого песка, соды, известняка в специальных печах:
SiO2 + Na2CO3 = Na2SiO3 + CO2↑
SiO2 + CaCO3 = CaSiO3 + CO2↑
Na2SiO3 + CaSiO3 + 4SiO2 = Na2O*CaO*6SiO2

Цемент
Основное сырье: известняк и глина, содержащие оксид кремния (IV), мергелистые породы, а также различные добавки – шлак, бокситы и др.
     Эти вещества размалывают и тщательно перемешивают, смесь обжигают в печах.
Процесс затвердевания цементного теста объясняется тем, что входящие в состав алюминаты и силикаты реагируют с водой с образованием каменистой массы.
3СаО * SiO2 + nH2O —> 3СаО * SiO2 * 2H2O + Cа(ОН)2 —> + (n-3)H2O.


title: Презентация на тему: Шунгит: минерал,творящий чудеса

text:
Шунгит:минерал, творящий чудеса
МОУ «Осташевская СОШ»

2011
Автор: Крылова Лелия,
ученица 9 класса
Руководитель: Горячева Н.А.,
учитель химии
Цель:Задачи:
                         познакомить аудиторию с шунгитом и его уникальными свойствами.

Рассмотреть структуру и химический состав этой горной породы.
Изучить свойства и области применения шунгита.
Формы существования углерода:
Алмаз
Графит
Гексагональный алмаз
Карбин
Фуллерен
Аморфный углерод
Одностенная углеродная нанотрубка.
История открытия фуллеренов
	Возможность их существования была предсказана ещё в 1971 году в Японии и теоретически обоснована в 1973 году в СССР.
	В 1985 году группа американских исследователей — Роберт Керл, Харолд Крото, Ричард Смолли, Хис и О’Брайен – открыли их экспериментально.

       Что такое фуллерен?Фуллерены -
                                      это молекулярные соединения, принадлежащие  классу аллотропных форм углерода  и представляющие собой выпуклые замкнутые многогранники, составленные из чётного числа трёхкоординированных атомов углерода.
Виды фуллеренов

                    С 60                                               С 70

                   С 80                                               С 540
      Фуллерены      в шунгите
	Через 7 лет после их синтеза эмигрировавший в Америку советский учёный Семён Ципурский обнаружил присутствие фуллеренов в карельском шунгите.
Структура и Химический состав шунгита
Шунгит – чёрная непрозрачная горная порода, в которой в алюмосиликатной решётке присутствуют глобулы углерода, в состав которого входят фуллерены. Также он содержит множество других веществ: оксиды железа, калия, кальция, магния, марганца, натрия, титана, фосфора; барий, бор, ванадий, кобальт, медь, молибден, мышьяк, никель, свинец, серу, стронций, хром, цинк и др.
Где встречается шунгит
Единственное место на Земле, где есть залежи шунгитовых пород, - республика Карелия. Они так велики, что доходят до впадины Онежского озера, делая этот водоём самым чистым в России.
Свойства шунгита
Проводит электричество.
Экранирует электромагнитные поля.
Является хорошим катализатором для некоторых химических реакций.
Является сорбентом.
Обладает бактерицидным, ранозаживляющим, антигистаминным и др. лечебными  действиями.
Области применения шунгита
Строительные материалы

Химическая промышленность

Энергетика
Металлургия
Водоснабжение
   Экология
Сельское хозяйство

Шунгитовая терапия

выводы
	Шунгит – это минерал, аналога которому нет как по многообразию свойств, так и по целебным качествам.
	Шунгит лечит, спасает, очищает, оздоравливает, защищает, нормализует, восстанавливает и даже выращивает. Удивительная порода: всё что вредит людям и другим живым организмам, она убивает и поглощает, а всё, что полезно, концентрирует и восстанавливает.
	Учёные, исследовавшие шунгит, в один голос заявляют: это чудо.

   Литература   Интернет-источники
Доронина Ю. Шунгит – камень спаситель – СПб: «Невский проспект», 2000
 Рысьев О. А Шунгит – вечный хранитель здоровья – СПб: изд-во «Диля», 2001
http://admirallogistics.com.my/images/gallery/2.jpg
http://img1.liveinternet.ru/images/attach/c/3/76/137/76137267_3734471_220pxFullerene_C60.jpg
http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/c/c5/Fullerene_c540.png/220px-Fullerene_c540.png
http://www.vestnikcivitas.ru/ffs/publication_2/f_e.jpg
http://apd.kpi.ua/phpfusion/images/news/m-carbon_fig1_600.jpg
http://img-fotki.yandex.ru/get/4810/lenivova-elena.187/0_72421_50e06a2d_XL
http://img.wikimart.ru/img/catalog_model/f344/3436476/0_2713_mid2.jpeg
http://www.massmidia.ru/wp-content/uploads/2011/09/Eda39.jpg
http://svarog-s.ru/img/cnt/photo9.jpg
http://filterprom.narod.ru/2.jpg


Презентация на тему: Силикатная промышленность.


text:
Щёлочноземельные металлы.
Выполнила:
Ученица 9 Б класса
МОУ СОШ № 172
Мошкова Любовь.

Они живут в семиэтажном доме,
На внешнем уровне имея электрона ДВА.
В квартирах восстановителей-героев,
Вы угадали кто это, друзья?

Щёлочноземельные металлы - серые и твёрдые вещества,
Имеют степень окисления +2.
Все кроме Стронция не режутся ножом,
Активность растёт с каждым номерком.
Под слоем керосина хранят
 троих друзей:

Кальций, Стронций, Барий  -
Чтоб было веселей!

А будут окисляться-Тогда уж к ним не лезь!Оксидов и нитратов дадут такую смесь!
Нитрат Бария.
Химически активных при любом задании

В природе на найти в свободном состоянии!

Ну а что касается, их определённости,

Приведу таблицу по распространенности!

Самый редкий – Радий,Вселяющий нам страх.От нас прячется далекоВ Урановых рудах.

Все металлы
 второй группы
Интересны по своему!

И у каждого их них есть своя история!


title: Презентация на тему: щелочные металлы 9 кл

text:
ЩЕЛОЧНЫЕ
МЕТАЛЛЫ
Цель урока:
познакомиться с историей открытия и распространением щелочных металлов в природе и живых  организмах;
изучить физические и химические свойства щелочных металлов;
узнать  о применении этих металлов;
Металлы Сu, Au, Ag не взаимодействуют с водой даже при нагревании.
Металлы обладают электропроводностью и теплопроводностью.
Для металлов характерна металлическая кристаллическая решетка.
У атомов металлов на внешнем уровне 1-3 электрона.
У атомов металлов на внешнем уровне 1-3 электрона.
Металлы являются  восстановителями и окислителями.
Для металлов характерна металлическая кристаллическая решетка.
Металлы обладают электропроводностью и теплопроводностью.
При взаимодействии с кислородом металлы принимают электроны.
Все металлы активно взаимодействуют с кислотами.
Металлы Сu, Au, Ag не взаимодействуют с водой даже при нагревании.
Мg, Be  относятся к щелочноземельным металлам.
Убери лишнее о металлах
История открытия
Нахождение в природе
Нахождение в живых объектах природы
Физические свойства, особенности строения атомов
Химические свойства
 Применение
В ЧЁМ
УНИКАЛЬНОСТЬ
ЩЕЛОЧНЫХ
 МЕТАЛЛОВ?
ИСТОРИКИ
ЛИТИЙ (Lithium)

3Li Литий – самый лёгкий серебристо – белый металл.  Открыт в 1817 году  шведским химиком А.Арфведсоном при анализе минералапеталита LiAl[Si4O10]
Вскоре Арфведсон обнаружил литий в сподумене LiAl[Si2O6], позже ставшем важнейшим минералом элемента № 3.
 В 1818 году металлический литий
 впервые  получил английский учёный
Гемфри Дэви.
В 1855 году немецкому химику Бунзену
и независимо от него английскому
физику Матиссену
удалось получить чистый литий
электролизом расплава
 хлорида лития.
НАТРИЙ (Natrium)11Na
 Натрий – мягкий, серебристо –  белый металл.
 В чистом виде получен  при
 электролизе едкого натра
 английским химиком
  и физиком Гемфри Дэви
 в 1807 году и назван им
 « содием».
В 1809 г. Л.В.Гильбер
 предложил название
«натроний»
(от арабского «натрун» –
   природная сода).

В 1811 г. И.Я.Берцеиус изменил «натроний»
   на «натрий».
КАЛИЙ (Kalium) 19K
Калий – серебристо-белый, очень
мягкий и легкоплавкий металл.
Получен при электролизе едкого
кали в 1807г. английским химиком
и физиком Гемфри Деви
и назван им потассием.
В 1809 г. Л.В.Гильберт предложил
 название « калий»
(от арабского «аль-кали»)
РУБИДИЙ (Rubidium) 37Rb
Рубидий – лёгкий и очень мягкий (как воск),серебристо-белый
 металл.
                                                                                Открыт в 1861 году
                                                                              по двум 								    неизвестным
                                                                              ранее тёмно-							    красным
                                                                              линиям в спектре
                                                                              немецкими  							    учёными
                                                                              Р. Бунзеном
                                                                                и Г. Кирхгофом.
                                                                             Цвет этих линий
                                                                             определил название:
                                                                             в переводе с латыни
                                                                            «рубидос»-
                                                                                -«тёмно-красный».

                                                                     «

ЦЕЗИЙ (Caesium) 55Cs
Блестящая поверхность
 цезия имеет
бледно-золотистый
 цвет.
В 1860 году немецкие
 учёные
Р. Бунзен
 и Г. Кирхгоф
по синим линиям в спектре
обнаружили в воде, взятой из
минеральных источников
Баварии,
новый химический элемент.
Название элемента:
 по латыни
   «цезиус»- «небесно-голубой».

Цезий, как известно, был первым элементом, открытым с помощью спектрального анализа, разработанного в 1859 году немецкими учёными –химиком Робертом Бунзеном и физикомГуставом Кирхгофом.
Учёные, однако имели возможность познакомиться с этим
элементом ещё до 1860 года.
В 1846 году немецкий химик  Платтер, анализируя минерал
поллуцит, обнаружил, что сумма известных его компонентов,
составляет лишь 93%, но не сумел точно установить, какой ещё
элемент (или элементы) входит в минерал.
В 1864 году, уже после открытия цезия, итальянец Пизани нашёл
цезий в поллуците и установил, что именно соединения этого
элемента не смог идентифицировать Платтер.
Франций (Franium) 87Fr
Возможность существования и основные свойства элемента №87
были предсказаны Д.И.Менделеевым. В 1871 году в статье
«Естественная система элементов и применение её к указанию
свойств неоткрытых элементов», он писал: «Затем в десятом
ряду можно ждать ещё основных элементов, принадлежащим к I,
II,III группам. Первый из них должен образовывать окисел- R2O,
второй- RO, третий- R2O3 , первый из них  будет сходен с цезием,
второй- с барием, а все их окиси должны обладать, конечно,
характером самых энергичных оснований».
Исходя из местоположения экацезия в периодической системе,
следовало ожидать, что сам металл будет жидким при комнатной
температуре, так как цезий плавиться при 280 С.

Первое сообщение об открытии 87-элемента как продукта радиоактивного распада актиния-228 сделал в 1913 году английский химик Дж.Кренстон. Однако это осталось незамеченным.
В 1914 году австрийские радиохимики- Мейер, Гесс и Панет-
наблюдали явление разветвлённого распада изотопаАктиния-228
и установили, что продуктом альфа-распада 228Ac может быть
элемент №87. Интересны теоретические работы одесского
химика Д.Добросердова (1925)  об атомном весе и свойствах 87-
элемента, в случае открытия, он предлагал назвать его
« руссием».
В 1939г. французский химик Маргарита Пере заявила об открытии
элемента №87 со свойствами щелочного металла, имеющего
период полураспада 22 минуты, и назвала его «Актиний-К».
В 1946 году она переименовала его в «Франций», в честь с своей
родины.
ГЕОЛОГИ
 Нахождение в природе
Натрий и калий широко распространены в природе в виде солей
Соединения других щелочных металлов встречаются редко
Кристаллы хлорида натрия – минерал галит
Как очень активные металлы, они встречаются в природе только в виде соединений
поташ
Лепидолит- один из основных источников редких щелочных металлов, рубидия и цезия
БИОЛОГИ

Среднее содержание в организме человека 608мг.
Суточная потребность 1.5-6мг.

Суточная потребность 0,004-0,03мг

В организме человека не содержится.
ФИЗИКИ
ХИМИКИ
ТЕХНОЛОГИ -
ПРАКТИКИ
LI
Na
K
Rb
Cs
Франций
. Последний член семейства щелочных металлов франций настолько радиоактивен, что его нет в земной коре в более чем следовых количествах. Сведения о франции и его соединениях основаны на исследовании ничтожного его количества, искусственно полученного (на высокоэнергетическом ускорителе) при a-распаде актиния-227. Наиболее долгоживущий изотоп 22387Fr распадается за 21 мин на 22388Ra и b-частицы. Согласно приблизительной оценке, металлический радиус франция составляет 2,7 . Франций обладает большинством свойств, характерных для других щелочных металлов, и отличается высокой электронодонорной активностью. Он образует растворимые соли и гидроксид. Во всех соединениях франций проявляет степень окисления I.
Правильные ответы
      Б
      В
      Г
      В
      А
Согласны			синий

Не согласны 		красный
ИТОГОВАЯ ОЦЕНКА
	10 – 12 баллов			5

	8 – 10 баллов			4

	6 – 8 баллов			3
ПАРАД МЕТАЛЛОВ, КАК ПАРАД ПЛАНЕТ,
НЕТ ГЛАВНЫХ И ВТОРОСТЕПЕННЫХ НЕТ.
МЕТАЛЛЫ РАЗНЫЕ ПО-СВОЕМУ ВАЖНЫ
И В ЖИЗНИ ЧЕЛОВЕКА ВСЕ НУЖНЫ!
Домашнее задание
Параграф 11 упр.2,3

Составить генетический ряд для любого щелочного металла


Презентация на тему: СИММЕТРИЯ В ХИМИИ


Презентация на тему: Симметрия в мире химии: кристаллы


text:
Силикатная промышленность
Муниципальное бюджетное образовательное учреждение  г. Астрахани «Средняя общеобразовательная школа №66»
Керамика
Стекло
Цемент
Цель
Узнать что-то новое об истории керамических изделий.
Что такое керамика?
	Керамика — изделия из неорганических материалов и их смесей с минеральными добавками, изготавливаемые под воздействием высокой температуры с последующим охлаждением. Изготовление керамики – универсальное художественное ремесло. Несмотря на глубокие различия культур древних народов, у которых оно практиковалось, технические приемы и применение керамики удивительно похожи. Керамика древних греков, особенно афинян, – одно из наивысших достижений этого искусства.
Фарфор
	Фарфор впервые был получен в 620 г. в Китае. Способ его изготовления долго хранился в секрете и лишь в 1708 г. саксонским экспериментаторам Чирнгаузу и Бёттгеру удалось получить европейский фарфор. Вместе с Бёттгером над созданием твёрдого европейского фарфора трудились эксперты и учёные различных специальностей. Европейский твёрдый фарфор был абсолютно новым продуктом в области керамики.
	В России секрет производства твёрдого фарфора был заново открыт сподвижником Ломоносова Д. И. Виноградовым в конце 1740-х гг. Мануфактура в Санкт-Петербурге, где он работал, со временем превратилась в Императорский фарфоровый завод.

Фаянс
	Фаянс — керамические изделия, имеющие плотный мелкопористый черепок, покрытые прозрачной или глухой глазурью. Фаянс был известен еще в Древнем Египте. Древнеегипетский фаянс представлял собой зеленовато-голубые керамические изделия, имитирующие малахит и бирюзу и выпускавшиеся в Египте и Месопотамии за 4500 лет до н.э; в состав массы египетского фаянса входили кварцевая галька, а также добавки известняка, соды и медной руды.

Майолика
	Производство керамических изделий из обожжённой цветной глины с крупнопористым черепком, покрытых глазурью, существовало уже несколько тысячелетий назад в Египте, Вавилоне и других странах Древнего Востока. Искусно расписанные блюда, кувшины, вазы, будучи весьма дорогостоящими, служили украшением парадных залов домов и очень ценились.
	В Италию майолика попадала из мавританской Испании через остров Мальорку, от названия которого и произошёл термин «майолика».
	В Древней Руси эту технику знали еще в XI веке, но настоящего расцвета архитектурная майолика достигла лишь в XVII веке в Москве и Ярославле. Русские мастера изготавливали и успешно торговали керамическими наличниками для окон, фризами, фигурами святых.

Самые древние глиняные сосуды доисторической эпохи выделывались от руки и были неправильной формы. Позднее встречаются сосуды правильной круглой формы, возможной только при употреблении гончарного круга. Точное время его изобретения неизвестно.
У славянских народов гончарное производство известно с доисторических времён; памятники, содержащие первые сосуды, появляются, к примеру, в Волго-Окском междуречье около 7000 лет назад во второй четверти I тысячелетия в Поволжье зафиксировано использование гончарного круга. Для производства использовалась местная глина, смешанная с толчёным гранитом, от примеси которого на поверхности видны блёстки слюды. Способ выделки разнится от примитивного ручного до очень гладкой поверхности и правильной формы, которая возможна при употреблении гончарного круга.

Посуда из глины
Вывод
Мы узнали много нового об истории керамических изделий.
СпасибоЗаВнимание!


title: Презентация на тему: Синтетические лекарственные препараты

text:
Синтетические лекарственные препараты
Лечебные препараты, лекарственные средства, лекарства или медикаменты - это вещества или смеси веществ, употребляемых для профилактики, диагностики, лечения заболеваний, предотвращения беременности, устранение боли, полученные из крови, плазмы крови, органов и тканей человека или животных, растений, минералов, химического синтеза или с применением биотехнологий.

 Лекарственные средства изучает фармакология и фармация. Фармацевтика - часть фармации, связанная непосредственно с производством лекарств.
Из истории
Лекарственные вещества известны с очень древних времен. Например, в Древней Руси мужской папоротник, мак и другие растения употреблялись как лекарства. И до сих пор в качестве лекарственных средств используются 25-30% различных отваров, настоек и экстрактов растительных и животных организмов.
В последнее время биология, медицинская наука и практика все чаще используют достижения современной химии. Огромное количество лекарственных соединений поставляют химики, и за последние годы в области химии лекарств достигнуты новые успехи.
 Синтетические лекарственные средства - одно из важнейших достижений синтетической органической химии. Благодаря им стало возможным излечение многих болезней, которые ранее были роковыми для больных.
В1865 году английский хирург Джозеф Листер впервые использовал во время операции карболовой кислоты (фенол) для дезинфекции инструментов и рук хирурга. Это существенно уменьшило смертность среди хирургических больных, поскольку предотвращало бактериальным инфекциям. Такая лекарственная новация спасла миллионы человеческих жизней.
Из истории
Аспирин - общепринятая название ацетилсалициловой кислоты - самого распространенного болеутоляющего , жаропонижающего и противовоспалительного средства. Еще в древности для лечения инфекционных болезней и подагры , для облегчения боли и снижения температуры использовали разнообразные экстракты ивовой коры. Ученые установили , что активным лечебным компонентом этого напитка является салициловая кислота.
Аспирин
Впоследствии был разработан метод  синтеза салициловой кислоты , поэтому в медицине широко начали использовать соль салициловой кислоты - натрий салицилат . Однако оба соединения были достаточно токсичными , что побудило исследователей к поиску способа синтеза вещества, производила бы такой же (или сильнее ) терапевтический эффект с меньшим вредом для организма.
Синтез
В 1859 г. был изобретен синтез салициловой кислоты. Это позволило уже в 1874-м основать первую большую фабрику по производству синтетических салицилатов из фенола, карбон (IV) и натрия.

1893 сотрудник немецкой терапевтической фирмы «Байер» Феликс Гофман синтезировал ацетилсалициловую кислоту. Доступность сырья и методики синтеза обеспечили возможность промышленного производства лекарств, были запатентованы под названием «аспирин». Здесь впервые была внедрена технология массового промышленного производства синтетического лекарственного средства.
Из истории
Модели аспирина

Химическое название :          2 - ( Ацетилоксы ) бензойная кислота
Химическая формула :          C9H8O4
Молярная масса:                    180.16
Синонимы:
Аспирин , 2 - ацетоксибензойна кислота ,   ацетат салициловой кислоты

Физические свойства :

Температура плавления                           135 ° C ( быстрый нагрев )
Твердения расплава                                  118 ° C
Температура кипения                                135 ° C ( разложение )
Плотность                                                   1,4 г/см3
Температура самовоспламенения           490 ° C
Свойства аспирина
Свойства аспирина
Растворимость одного грамма:
 -в воде:                              25 ° C - 300 мл, 37 ° C - 100мл
 -в спирте                            5 мл
 -в хлороформе                 17 мл
 -в эфире                            10-15 мл

Разлагается в кипящей воде и при растворении в щелочных растворах. Хорошо растворимые в воде неорганические соли ацетилсалициловой кислоты, однако такие растворы неустойчивы и при этих условиях ацетилсалициловая кислота быстро гидролизуется.
Сальварсана
Лечение болезней с применением синтетических химических препаратов, имевших направленное бактерицидное действие, начал немецкий врач , бактериолог и биохимик Пауль Эрлих . Созданный им препарат сальварсан проявляет высокую эффективность против возбудителей не только сифилиса , но и других опасных болезней. Так же , как и аспирин , это лекарственное средство вошло в « первую десятку » борцов с недугами .«Рабочее » название сальварсана « препарат 606 » означает , что П.Эрлих и его сотрудники синтезировали 605 веществ. Однако лишь 606 попытка оказалась удачной - добытая вещество пагубно действовала на возбудителя болезни - бледную спирохету . Это пример поиска новых биологически активных веществ методом фармакологического скрининга ( просеивания ) .
Синтетические лекарственные препараты
1887 г. – фенацетин
1896 г. – пирамидон
20 в. – веронал
Появились в 19 в.
Недостатки синтетических лекарственных средств.
Список синтетических лекарственных средств практически неисчерпаем. Сульфаниламидные препараты и антибиотики как специфического , так и широкого спектра действия , обезболивающие , сосудорасширяющие ...
 Полезные ли вредны они?
На примере аспирина легко убедиться : ацетилсалициловая кислота несмотря на безоговорочное лечебное действие может вызвать в организме ряд нежелательных , вредоносных изменений . Поэтому насущной задачей химиков является синтез соединений , не уступающие аспирину лечебным эффектом , однако лишены присущих ему недостатков. Первые шаги в этом направлении уже сделаны . Учет особенностей белка - фермента , на который влияет аспирин , стало основой для синтеза лекарств нового поколения.