title: Презентация на тему: Строение ДНК и РНК

text:
Тема 1.
Биологические молекулы

Prezentacii.com
900igr.net
Нуклеиновые кислоты – это высокомолекулярные соединения, распадающиеся при гидролизе на азотистые основания (А, Г, Т, Ц, У), пентозу (рибоза или дезоксирибоза) и фосфорную кислоту.

Азотистые основания (пиримидиновые и пуриновые)
Углеводная часть или моносахарид – пентоза ( рибоза и/или дезоксирибоза)
Остатки фосфорной кислоты

Нуклеотид
фосфат
    Сахар (рибоза / дезоксирибоза)
Азотистое основание – одно из 4

1’
3’
5’
Сахар связан β-гликозидной связью с N1-атомом пиримидина и N9-атомом пурина.
Открытие НК
 Нуклеиновые кислоты были открыты в 1868 г. швейцарским врачом Ф.Мишером

 Впервые обнаружены в ядре («нуклеус» - ядро)

1953
Фрэнсис Крик
Джеймс Уотсон
Открыта структура ДНК
Дата рождения
молекулярной биологии
Francis Harry Compton               Crick
James Dewey Watson
Нобелевская премия 1962
Розалинд Франклин
Рентгеноструктурный портрет ДНК – знаменитое фото 51
1920 - 1958
ДНК – самая большая молекула в клетке. Она намного больше белков и РНК
Каждая хромосома = одна молекула ДНК
23 хромосомы человека = 23 молекулы ДНК
   Самые длинные из них ≈ 8 см
ДНК – это молекула-текст. В последовательности ее нуклеотидов записана вся наследственная программа организма
В каждом живом организме присутствуют 2 типа нуклеиновых кислот: рибонуклеиновая кислота (РНК) и дезоксирибонуклеиновая кислота (ДНК).

Сахар
Рибоза
2’
Сахар
дезоксирибоза
2’
H
2’ -
Нуклеотид
фосфат
    Сахар (рибоза / дезоксирибоза)
Азотистое основание – одно из 4

1’
3’
5’

ДНК и РНК – нерегулярные полимеры
мономер – нуклеотид
2. фосфат
1. сахар
3. азотистое основание
Одинаковая часть
состоит из 3 частей

Тимин, Т
Цитозин, Ц
Аденин, А
Гуанин, Г

ДНК
РНК
Урацил, У
Убрали метильную группу
Тимин, Т
Цитозин, Ц
Аденин, А
Гуанин, Г

ДНК
клетка

хромосомы в ядре
ДНК
хромосома

1 молекула ДНК
Молекулы ДНК и РНК можно увидеть под электронным микроскопом
ДНК бактериальных плазмид
3’
H
1’
5’
3’

3’
5’
Ц
ОН

3’
5’
Ц
ОН
Н

Фосфодиэфирная связь

5’
Ц

Фосфодиэфирная связь

5' конец цепи
3' конец цепи
Фосфодиэфирная связь

Направление роста
Растущий конец – всегда 3´
для всех нуклеиновых кислот – ДНК и РНК
АТФ – аденозин трифосфат
Строение ДНК
1950 Правила Чаргаффа
Эрвин Чаргафф
Правила Чаргаффа
[ А ]  +  [ Г ]  =  [ Т ]  +  [ Ц ]  =  50%
Объяснение правилам Чаргаффа дали Уотсон и Крик
ДНК – это 2 цепочки, соединенные по принципу комплементарности
Принцип комплементар-ности:
   А        Т
  Г         Ц

 - - - - -
 - - - - -
 - -
Слабые водородные связи!

5’
Ц

3’
5’

1 виток – 10 н.п.
На одну н.п. приходится 0.34 нм

Принципы строения ДНК
А
Г
Г
Т
Ц
А
А
Ц
Нерегулярность
Двуцепочечность

Ц
Ц
Комплементарность
А
Г
Т
Т
Г
Антипараллельность
3'
5'
5'
3'
Т
Строение РНК
Отличия РНК от ДНК
Одноцепочечные молекулы
Сахар – рибоза вместо дезоксирибозы
У вместо Т
Намного меньше – сравнимы по размеру с белками.
Строение НК
Углевод –
дезоксирибоза
Азотистое
Основание
(А, Г, Ц, Т)
Остаток
ФК

ДНК
РНК
Углевод –
рибоза
Азотистое
основание
(А, Г, Ц, У)
Остаток
ФК

Виды РНК
и-РНК = м-РНК информационная,    матричная до 10 тысяч нуклеотидов
т- РНК  транспортная
около 100 нуклеотидов
р-РНК  рибосомальная
2-3 тысячи нуклеотидов
как и белки, имеют
3-мерную конформацию
линейная

Образование вторичной структуры РНК

Г
Ц
Ц
У
У
Ц
Г
Г
А
А
Г У А У
Ц А У А

Схема образования петель в РНК
за счет комплементарных участков
«клеверный лист»
Транспортная РНК

      ~ 100 нуклеотидов
Рибосомальная РНК
16 S р-РНК
Самая большая из всех видов РНК –
2-3 тысячи нуклеотидов
РНК
ДНК
Белок
3-D форма и разнообразные функции
Матричное копирование


title: Презентация на тему: Строение и функции белков

text:
 «Строение и функции белков»
 Учитель химии МБОУ ООШ№81
 г.Краснодар Ицкович Т.Я

Элементарный состав белков
С (углерод) – 50-55%;
О (кислород) – 21-24%;
 N (азот) – 15-17% (≈ 16%);
Н (водород) – 6-8%;
S (сера)– 0-2%.
Азот - это постоянный компонент белков и по его количеству можно определить содержание белка в тканях.

Содержание белков в органах человека составляет в среднем 18-20% сырой массы ткани.
В пересчете на сухой остаток - мышцы – до 80%, сердце – 60%, печень – 72%, легкие , селезенка – 82 – 84%.
Аминокислоты- мономеры белка
В состав большинства белков входят 20 разных аминокислот из около 170 известных.
Как из 33 букв алфавита мы можем составить бесконечное число слов, так из 20 аминокислот – бесконечное множество белков. В организме человека насчитывается до 100 000 белков.

Аминокислоты
Заменимые
Заменимые аминокислоты могут синтезироваться в организме.
Потребность организма осуществляется за счет поступления белков пищи.
К заменимым аминокислотам относятся аланин, аспарагин, аспарагиновая кислота, глицин, глютамин, глютаминовая кислота,тирозин, цистеин, цистин и др.
Незаменимые
Незаменимыми для взрослого здорового человека являются 8 аминокислот: валин, изолейцин, лейцин, лизин, метионин, треони́н, триптофан и фенилалани́н.
Для детей незаменимыми также являются аргинин и гистидин.

Не могут быть синтезированы в организме.

Аминокислота- амфотерное соединение
Первичная структура - определенная последовательность
аминокислотных остатков в полипептидной цепи. Связи между аминокислотами ковалентные, а следовательно очень прочные
NH 3-     АМИНОГРУППА
(свойства основания
  - COOH  КАРБОКСИЛЬНАЯ ГРУППА
(свойства кислот
Первичная структура белков
Вторичная структура-белка
Вторичная структура - конформация полипептидной цепи, закрепленная множеством водородных связей между группами N-H и С=О.
 Модели вторичной структуры - a-спираль.
Третичная структура - форма закрученной спирали в пространстве
Третичная структурабелка
Четверичная структура белка
Четвертичная структура - агрегаты нескольких белковых макромолекул (белковые комплексы)
Денатурация белка

после устранения воздействия денатурирующего агента белок восстанавливает свою активность.
ренатурация
Денатурация белков – это потеря белками их биологических свойств (каталитических, транспортных и т.д.) вследствие изменения структуры белковой молекулы
История открытия белков
Впервые термин белковый (albumineise) применительно ко всем жидкостям животного организма использовал, по аналогии с яичным белком, французский физиолог Ф. Кене в 1747 г., и именно в таком толковании термин вошел в 1751 г. в «Энциклопедию» .Дидро и Ж. Д'Аламбера.
Джон Дальтон- английский химик
 (6 сентября 1766 — 27 июля 1844
В 1803 г. дает первые формулы белков - альбумина и желатина - как веществ, содержащих азот

Жозеф Луи Гей-Люссак – французский химик (6.12.1778-9.05.1850 Проводит химические анализы белков - фибрина крови, казеина и отмечает сходство их элементного состава
Браконно  Анри –французский химик(29.05. 1780– 13.01.1855)
Впервые выделил (1820) из гидролизата белка аминокислоты глицин и лейцин.

Геррит Ян Мульдер
Голландский химик — органик, который описал химический состав белков.
Удостоен в 1910 году Нобелевской премии по физиологии и медицине за создание одной из первых теорий строения белков. высказал предположение, что аминокислоты служат «строительными блоками» при синтезе белков.
История открытия белков
Данилевский Александр Яковлевич – русский биохимик
1838–1923
Автор теории полипептидного строения белков

ЛЮБАВИН Николай Николаевич – русский химик
Разработал способ синтеза аминокислот
Лайнус Карл Полинг – американский химик
Первый учёный, который смог успешно предсказать вторичную структуру белков
Фредерик Сенгер- английский биохимик
Дважды лауреат Нобелевской премии по химии:
1958- «за работы по определению структур белков, особенно инсулина»,
 1980-  «за вклад в установлении основных последовательностей в нуклеиновых кислотах»
Функции белков в организме
Текст слайда
Структурная функция

Структурные белки цитоскелета, как своего рода арматура, придают форму клеткам и многим органоидам и участвуют в изменении формы клеток.
Коллаген и эластин — основные компоненты межклеточного вещества соединительной ткани (например, хряща), а из другого структурного белка кератина состоят волосы, ногти, перья птиц и некоторые раковины.

Транспортная функция
Транспортный белок гемоглобин переносит кислород из лёгких к остальным тканям и углекислый газ от тканей к лёгким, а также гомологичные ему белки, найденные во всех царствах живых организмов.
 .
Защитная функция
Печень- «чистит» кровь, то есть перестраивает токсин так, чтобы он мог выйти из организма.
Химическая защита. Связывание токсинов белковыми молекулами может обеспечивать их детоксикацию.
Особенно важную роль в детоксикации у человека играют ферменты печени, расщепляющие яды или переводящие их в растворимую форму, что способствует их быстрому выведению из организма.
Иммунная защита.
Белки, входящие в состав крови и других биологических жидкостей, участвуют в защитном ответе организма как на повреждение, так и на атаку патогенов
Энергетическая функция
Сначала белки распадаются до аминокислот, а затем до конечных продуктов — воды, углекислого газа и аммиака. Однако в качестве источника энергии белки используются только тогда, когда другие источники (углеводы и жиры) израсходованы.

2 вариант.

1. Сколько аминокислот являются незаменимыми для человека?
  А) таких аминокислот нет;   б) 20;   в) 10;   г) 7.
2. Между какими группировками аминокислот образуется пептидная связь?
 А) между карбоксильными группами соседних аминокислот;
 Б) между аминогруппами соседних аминокислот;
 В) между аминогруппой одной аминокислоты и карбоксильной группой другой.
 Г) между аминогруппой одной аминокислоты и радикалом другой.
3. Какую структуру имеет молекула гемоглобина?
   А) первичную;   б) вторичную;    в) третичную;    г) четвертичную.
4. Первичную структуру белка поддерживают связи:
 а) пептидные;   б) водородные;    в) дисульфидные;   г) гидрофобные.
5. Вторичная структура белка определяется:
 а) спирализацией полипептидной цепи;
 б) пространственной конфигурацией  полипептидной цепи;
 в) числом и последовательностью аминокислот спирализованной  цепи;
 г). пространственной конфигурацией спирализованной  цепи.
6. Третичную структуру белка поддерживают  в основном связи:
 а) ионные;   б) водородные;    в) дисульфидные;   г) гидрофобные.
7. Назовите белок, который первым был синтезирован искусственно:
  а) инсулин;     б) гемоглобин;       в) каталаза;      г) интерферон.

СОСТАВ И ФУНКЦИИ БЕЛКОВ.

                                           Вариант 1.

1. Какие органические вещества в клетке на первом месте по массе?
         А) углеводы;   б) белки;    в) липиды;    г) нуклеиновые кислоты.
2. Сколько аминокислот образует все многообразие белков?
  А) 170;    б) 26;       в) 20;       г) 10.
3. Первичная структура определяется аминокислотными остатками:
 а) числом;   б) последовательностью;   в) числом и последовательностью;    г) видами.
4. Вторичную структуру белка поддерживают в основном связи:
 а) пептидные;   б) водородные;    в) дисульфидные;   г) гидрофобные.
5. Третичная  структура белка определяется:
 а) спирализацией полипептидной цепи;
 б) пространственной конфигурацией спирализованной полипептидной цепи;
 в) соединением нескольких полипептидных цепей;
 г) спирализацией нескольких полипептидных  цепей.
6. В поддержании четвертичной структуры белка не принимают участие связи:
 а) пептидные;     б) водородные;    в) ионные;   г) гидрофобные.
7. Физико– химические и биологические свойства белка полностью определяет структура:
   а) первичная;   б) вторичная;    в) третичная;    г) четвертичная.

Опорный конспект по теме «Белки. Строение и функции белков»
БЕЛКИ – C,H,O,N….S…….Fe
МОНО – АМИНОКИСЛОТА

20 –МАГИЧЕСКИЕ !                ∞
УРОВНИ:
1-ичная

                        пептидная  (послед-ть А/К)
2-  ая                                        Н - связи
3-ая                                                гидрофобные
                                                               Н – связи
                                                               -S-S- связи

4-ая
                                    Hb

11

ДЕНАТУРАЦИЯ
  2,3,4

                        1!                                     1
Функции:
1.Каталитическая (ферменты)
2. Защитная (иммуноглобулин)
3. Сигнальная(родопсин)
4. Транспортная (гемоглобин)
5.Структурная( коллаген, кератин)
6. Двигательная (актин, миозин)
7. Е (1гр.- 17,6 кДж)
8. Регуляторная (инсулин,гистоны)
9.Запасающая ( казеин)
ренатурация
необратимая

опорный конспект по теме «Белки. Строение и функции белков»
Заключение
Белки это ключевые игроки любой живой системы.
Белки это полимеры, состоящие из 20 разных аминокислот.
Каждый белок собирается в уникальную трехмерную структуру, определяемую его аминокислотной последовательностью.
Белок имеет иерархическое построение своей формы.
Трехмерная структура белка тесно связана с его функцией.
Предопределение трехмерной формы белка будет грандиозным открытием вычислительной биологии.


title: Презентация на тему: Строение и свойства углерода

text:
ТЕМА: Углерод.
Цель урока: изучить строение, свойства и применение углерода и его аллотропных модификаций.
Задачи урока:
1.Образовательные
-закрепить знания о строении вещества и зависимости свойств  веществ от  их строения
-рассмотреть химические свойство углерода с  точки зрения окисления-восстановления
-дать сравнительную характеристику аллотропным  модификациям углерода
-дать представление об адсорбции
- рассмотреть круговорот углерода в природе
2. Развивающие
-развивать умение сравнивать, обобщать, делать выводы
-использую дополнительный материал, способствовать развитию познавательной активности обучающихся
3.Воспитательные
-воспитывать культуру общения, наблюдательность
-воспитывать чувства взаимоуважения, взаимопомощи и аккуратности при выполнении химического эксперимента
-воспитание гордости за свою страну, ученых, совершивших много открытий в области химии.

Оборудование: модели кристаллических решеток графита и алмаза, образцы изделий из графита и сажи, древесный уголь, противогаз
На демонстрационном столе: пробирки с раствором перманганата калия, таблетки карболена, химический стаканы, воронка ,фильтр
На столах обучающихся: прибор для восстановления меди из оксида меди , штатив, порошок древесного угля, оксид меди, спиртовка.
Тип урока: изучение нового материала.
Вид урока: исследовательско-поисковый.

Ход урока.
I. Огрмомент. Целеполагание.
У доски два ученика (диалог)
-Что это у тебя в руках?
-Да это я ребус составила для урока
-Ну-ка, ну-ка, дай попробую угадать: (разочарованно) да это просто углерод, а я-то думала что-то интересное
-А ты считаешь, что углерод не интересен?
- Да что в нем интересного, уголь он и есть уголь, черный, пачкается
Учитель: давайте сейчас прервем спор этих учеников и попробуем в ходе нашего урока выяснить, кто же из ребят прав.  Действительно ли углерод так прост или это не так? Какую цель для этого мы поставим перед собой сегодня на уроке? (ознакомиться со свойствами углерода.)

II. Но, прежде чем говорить о свойствах веществ, нужно обязательно вернуться к их строению (свойства определяются строением). Вспомним строение атома углерода, обратимся к периодической системе.
III. Положение в периодической таблице Д.И.Менделеева. Строение атома.
У доски 1 обучающийся характеризует положение углерода в таблице и  рассматривает строение атома.
Второй период, 4 группа, главная подгруппа. Состав атома- 6 протонов, 6 электронов , 6 нейтронов. Запись электронной и электронно-графической формул. Углерод неметалл. Относится к р-семейству.
Учитель: Какие степени окисления может проявлять углерод, ответ поясните
Обучающиеся: +4, -4, т.к. на внешнем уровне у него 4 электрона, которые он может отдавать - процесс окисления, и не хватает до завершения уровня тоже 4 электрона, которые он может принимать- процесс восстановления.
Учитель: Какие свойства будет проявлять углерод  в окислительно-восстановительных реакциях?                                                                                Обучающиеся: углерод может быть и окислителем и восстановителем.
Учитель: Какова степень окисления простого вещества углерода?
Обучающиеся: степень окисления простого вещества- 0.
IV. Учитель: рассмотрим простые вещества, которые образует углерод. Вспомните, что такое аллотроия , приведите примеры.
Обучающиеся: Аллотропия - это способность атомов одного химического элемента образовывать несколько простых веществ. Например: фосфор красный и белый, кислород и озон.
Учитель: Углерод образует аллотропные модификации - графит, алмаз, карбин, фуллерен. Причина этого явления в разном строении кристаллических решеток ( демонстрация моделей решеток). Графит - плоскостная атомная, алмаз - объемная тетраэдрическая атомная, карбин - линейная, фуллерен сферическая. Существует «аморфный углерод».

V. Обучающиеся выступают с сообщениями и презентациями о аллотропных модификациях углерода (чередуются с фронтальной беседой).
Учитель: - Что вы знаете об алмазах? Где они применяются? (очень твердые, из них делают ювелирные изделия)
1 ученик:
Алмаз. Прозрачное, бесцветное вещество с сильной лучепреломляемостью. Кристаллы алмаза отличаются особой прочной структурой, благодаря чему он обладает твердостью превосходящей твердость всех известных в природе веществ. Он в 1000 раз тверже кварца, в 150 раз- корунда. Окраска алмазов обусловлена примесями.

Вес алмазов измеряется в каратах. 1 карат равен 0,2 г. Искусственно ограненные алмазы называются бриллиантами. Собрание исторических бриллиантов и изделий из них хранится в Алмазном фонде Оружейной палаты Московского кремля и золотых кладовых Эрмитажа . Восьмилучевая звезда ордена Св. Андрея Первозванного сплошь усыпана бриллиантами различной величины.

Исторический алмаз- «Шах» с незначительным желтоватым цветом. Был найден в Центральной Индии в конце 16 века и хранился у владетелей Ахмеднагары. В результате войн попал к монголам.. В 1739 г был увезен в Персию, а в 1829 г поднесен персидским шахом Николаю  как выкуп за убийство русского дипломата и писателя А.С.Грибоедова.

К коронации императрицы Екатерины  была сделана Большая императорская корона, состоящая из золота, серебра, бриллиантов, шпинели и жемчуга. Общее число бриллиантов на короне-4936 штук, весом 2858 карат.

Императорский скипетр сделан из золота, серебра, эмали, бриллиантов, алмаза «Орлов». Алмаз был подарен императрице Екатерине графом Орловым в 1774 г.

Учитель: - Какие свойства графита и области применения вы можете назвать, исходя из собственного опыта, и знаний, полученных на других предметах? (серого цвета, жирный на ощупь, используется для изготовления стержней карандашей, электродов)
2 ученик:
Графит
Графит - жирное на ощупь вещество черного или серо-черного цвета с металлическим блеском
Графит (от греч. grapho-пишу), аллотропная модификация углерода, наиболее устойчивая при обычных условиях. Графит –распространенный в природе минерал. Встречается обычно в виде отдельных чешуек, пластинок и скоплений, разных по величине и содержанию графита. Различают месторождения кристаллического графита, связанного с магматическими горными породами или кристаллическими сланцами, и скрытокристаллический графит, образовавшегося при метаморфизме углей. В кристаллических сланцах содержание графита составляет 3-20%, в магматических горных породах 3-50%, в углях 60-85%.
Кристаллическая структура. Кристаллическая решетка графита состоит из параллельных слоев, образованных правильными шестиугольниками из атомов С. Углеродные атомы каждого слоя расположены против центров шестиугольников, находящихся в соседних слоях (нижнем и верхнем); положение слоев повторяется через один, а каждый слой сдвинут относительно другого в горизонтальном направлении на 0,1418 нм.
Применение. Графит используют в металлургии для изготовления плавильных тиглей и лодочек, труб, испарителей, кристаллизаторов, футеровочных плит, чехлов для термопар, в качестве противопригарной "присыпки" и смазки литейных форм. Он также служит для изготовления электродов и нагревательных элементов электрических печей, скользящих контактов для электрических машин, анодов и сеток в ртутных выпрямителях, самосмазывающихся подшипников и колец электромашин, вкладышей для подшипников скольжения, втулок для поршневых штоков, уплотнительных колец для насосов и компрессоров, как смазка для нагретых частей машин и установок. Его используют в атомной технике в виде блоков, втулок, колец в реакторах, как замедлитель тепловых нейтронов и конструкционных материалов, в ракетной технике - для изготовления сопел ракетных двигателей, деталей внешней и внутренней теплозащиты и др., в химическом машиностроении - для изготовления теплообменников, трубопроводов, запорной арматуры, деталей центробежных насосов и др., для работы с активными средами. Графит используют также как наполнитель пластмасс, компонент составов для изготовления стержней для карандашей, при получении алмазов. Пирографит наносится в виде покрытия на частицы ядерного топлива.

3 ученик:
3) Карбин. Представляет собой мелкокристаллический порошок черного цвета, обладает полупроводниковыми свойствами. Получен в искусственных условиях. Это линейный полимер, с чередующимися одинарными и тройными связями. Это вещество впервые получено  советскими химиками В.В.Коршаком, В.И.Касаточкиным, А.М.Сладковым, Ю.П.Кудрявцевым в начале 60 г. Карбин обладает полупроводниковыми свойствами и находит применение в  фотоэлементах.
4) Фуллерены. Получены  в 1985г., имеют сферическую форму (как футбольный мяч). Фуллерены представляют собой  кристаллическое вещество черного цвета с металлическим блеском, обладающие свойствами полупроводников. Усилия многих ученых направлены на развитие нанотехнологии.  В 1991 г японские ученые на стенках прибора, в котором проводили синтез фуллеренов, обнаружили наночастицы углерода- полые трубки. Нанотрубки являются на редкость прочным материалом, как на растяжение , так и на изгиб.  Российскими и Французскими исследователями было открыто такое свойство нанотрубок , как сверхпроводимость.
5) Поликумулен. Еще одна аллотропная форма углерода. Это линейный полимер, в котором атомы углерода связаны только двойными связями. Получен искусственным путем.

4 ученик:
6) Технический углерод. Высокодисперсный аморфный углерод. Как было установлено исследователями, он не является аллотропным видоизменением углерода, а представляет собой мелкокристаллический графит. Сортами этого углерода являются: древесный уголь, сажа, кокс. Древесный уголь получают  при нагревании древесины без доступа воздуха. Он применяется в качестве топлива.

VI. Адсорбция.
Учитель: однако больше известно применение древесного угля, основанное на его способности к адсорбции- способности поглощать ( адсорбировать ) различные вещества . Открытое русским химиком Ловицем явление адсорбции используется для очистки сахара  и спирта.

Н.Д.Зелинский на основе адсорбционных свойств древесного угля разработал фильтрующий противогаз.
Николай Дмитриевич Зелинский
           (1861-1953) - профессор Московского Университета, академик, Герой Социалистического Труда
Проведение опыта  по адсорбции.
Чтобы увеличить поглотительную способность, древесный уголь обрабатывают горячим водяным паром. Такой уголь называют активированным. В аптеках его продают в виде черных таблеток- карболена.
-С какой целью используют активированный уголь в медицине и почему?

VII. Физминутка:
А теперь, ребята, встать,
Руки медленно поднять,
Пальцы сжать, потом разжать,
Руки вниз, и так стоять.
Наклонитесь вправо, влево,
И беритесь вновь за дело.

VIII. Химические свойства углерода.
Учитель: мы знаем, что аллотропные модификации одного и того же элемента могут переходить друг в друга. А как алмаз перевести в уголь?
Обучающиеся: сжечь.
Учитель: действительно алмаз можно сжечь. В первые это  сделали в 1694 г, при помощи большого зажигательного стекла, английские ученые Деви и Фарадей.. Горел алмаз ослепительным пламенем. Запишите уравнение этой реакции и рассмотрите с позиций окисления-восстановления. ( 1 учащийся выполняет у доски.) Какую роль здесь выполняет углерод?

  4    1

  4    1

Обучающиеся: восстановитель
Учитель: С какими элементами  будет взаимодействовать углерод  в качестве окислителя?
Обучающиеся: с металлами.
Учитель: приведите пример и рассмотрите как окислительно-восстановительную  реакцию. (С последующей проверкой у доски, взаимодействие углерода  с алюминием.)  Дайте название продукту реакции.

Обучающиеся: карбид алюминия.

  4

  3

Учитель: соединения с углеродом называются карбиды. Карбид алюминия представляет  собой желтые кристаллы. Если на него подействовать водой то получится метан. Вам более известен карбид кальция, в виде кусочков серого цвета. Его применяют газосварщики для получения ацетилена, используемого для резки и сварки металлов.

Какие области применения углерода вы знаете?
Обучающиеся: для восстановления металлов из их оксидов.
Лабораторный опыт «Восстановление меди из ее оксида углеродом»:
1. В пробирку с оксидом меди (II) всыпать измельченный уголь. Встряхнуть.
2. Закрыть пробирку пробкой с газоотводной трубкой. Укрепить пробирку в лапке штатива. Конец газоотводной трубки опустить в пробирку с известковой водой.
3. Нагреть смесь оксида меди (II) и угля на спиртовке.
4. Какие изменения происходят с известковой водой? Почему?
5. Какие изменения произошли в пробирке? Запишите уравнение реакции.
Учитель: какую роль  в этой реакции выполняет углерод? По каким признакам вы определили, что реакция завершилась?
Обучающиеся: окислителя, выделилась медь красного цвета.
Учитель: при высокой температуре и давлении из графита можно получить алмаз.

10. Круговорот углерода в природе.
Учитель: вспомните, где в природе встречается углерод?
В земной коре углерода примерно 0,35 % по массе.  В природе встречается в свободном и связанном состоянии, главным образом в виде карбонатов                   ( мел, мрамор, известняк), в каменном  (99 %)и буром  (72 %)углях, торфе (57%); входит в состав нефти, природного газа, растений , организмов человека и животных. Его соединения составляют основу живой природы. Атомы углерода могут соединяться разнообразными способами между собой и с атомами других элементов, образуя огромное разнообразие веществ.
Их химические связи могут возникать и разрушаться под действием различных факторов. Так возникает круговорот углерода в природе. Из атмосферы и природных вод углекислый газ поглощается зелеными растениями, а в результате процессов дыхания, брожения, гниения снова поступает в атмосферу и воды морей и океанов. Добываемые из недр земли уголь, нефть и другие углеродсодержащие горючие ископаемые при сжигании выделяют углекислый газ, поступающий в атмосферу. При разрушении горных пород , содержащиеся в них металлы, при действии атмосферного углекислого газа образуют осаждающиеся карбонаты.

12 Подведение итогов.
К какому же выводу мы пришли; действительно ли так прост  углерод?
Что нового и интересного для себя вы узнали на уроке?
Что вызвало у вас трудности и над чем еще надо поработать?
13. Домашнее задание (разноуровневое)
1. Первый уровень - п. 28., , №2,6,7
2. Второй уровень  - п. 28., , №2,6,7; Используя записанные на уроке уравнения, составьте и решите задачу, где известна масса вещества с примесями, а нужно найти объем газа.


text:
Конспект урока  химии. 9 класс.
Учитель химии МБОУ Воскресенской СОШ  Абдуллаева Валентина Анатольевна.

5klass.net
ТЕМА: Углерод.
Цель урока: изучить строение, свойства и применение углерода и его аллотропных модификаций.
Задачи урока:
1.Образовательные
-закрепить знания о строении вещества и зависимости свойств  веществ от  их строения
-рассмотреть химические свойство углерода с  точки зрения окисления-восстановления
-дать сравнительную характеристику аллотропным  модификациям углерода
-дать представление об адсорбции
- рассмотреть круговорот углерода в природе
2. Развивающие
-развивать умение сравнивать, обобщать, делать выводы
-использую дополнительный материал, способствовать развитию познавательной активности обучающихся
3.Воспитательные
-воспитывать культуру общения, наблюдательность
-воспитывать чувства взаимоуважения, взаимопомощи и аккуратности при выполнении химического эксперимента
-воспитание гордости за свою страну, ученых, совершивших много открытий в области химии.

Оборудование: модели кристаллических решеток графита и алмаза, образцы изделий из графита и сажи, древесный уголь, противогаз
На демонстрационном столе: пробирки с раствором перманганата калия, таблетки карболена, химический стаканы, воронка ,фильтр
На столах обучающихся: прибор для восстановления меди из оксида меди , штатив, порошок древесного угля, оксид меди, спиртовка.
Тип урока: изучение нового материала.
Вид урока: исследовательско-поисковый.

Ход урока.
I. Огрмомент. Целеполагание.
У доски два ученика (диалог)
-Что это у тебя в руках?
-Да это я ребус составила для урока
-Ну-ка, ну-ка, дай попробую угадать: (разочарованно) да это просто углерод, а я-то думала что-то интересное
-А ты считаешь, что углерод не интересен?
- Да что в нем интересного, уголь он и есть уголь, черный, пачкается
Учитель: давайте сейчас прервем спор этих учеников и попробуем в ходе нашего урока выяснить, кто же из ребят прав.  Действительно ли углерод так прост или это не так? Какую цель для этого мы поставим перед собой сегодня на уроке? (ознакомиться со свойствами углерода.)

II. Но, прежде чем говорить о свойствах веществ, нужно обязательно вернуться к их строению (свойства определяются строением). Вспомним строение атома углерода, обратимся к периодической системе.
III. Положение в периодической таблице Д.И.Менделеева. Строение атома.
У доски 1 обучающийся характеризует положение углерода в таблице и  рассматривает строение атома.
Второй период, 4 группа, главная подгруппа. Состав атома- 6 протонов, 6 электронов , 6 нейтронов. Запись электронной и электронно-графической формул. Углерод неметалл. Относится к р-семейству.
Учитель: Какие степени окисления может проявлять углерод, ответ поясните
Обучающиеся: +4, -4, т.к. на внешнем уровне у него 4 электрона, которые он может отдавать - процесс окисления, и не хватает до завершения уровня тоже 4 электрона, которые он может принимать- процесс восстановления.
Учитель: Какие свойства будет проявлять углерод  в окислительно-восстановительных реакциях?                                                                                Обучающиеся: углерод может быть и окислителем и восстановителем.
Учитель: Какова степень окисления простого вещества углерода?
Обучающиеся: степень окисления простого вещества- 0.
IV. Учитель: рассмотрим простые вещества, которые образует углерод. Вспомните, что такое аллотроия , приведите примеры.
Обучающиеся: Аллотропия - это способность атомов одного химического элемента образовывать несколько простых веществ. Например: фосфор красный и белый, кислород и озон.
Учитель: Углерод образует аллотропные модификации - графит, алмаз, карбин, фуллерен. Причина этого явления в разном строении кристаллических решеток ( демонстрация моделей решеток). Графит - плоскостная атомная, алмаз - объемная тетраэдрическая атомная, карбин - линейная, фуллерен сферическая. Существует «аморфный углерод».

V. Обучающиеся выступают с сообщениями и презентациями о аллотропных модификациях углерода (чередуются с фронтальной беседой).
Учитель: - Что вы знаете об алмазах? Где они применяются? (очень твердые, из них делают ювелирные изделия)
1 ученик:
Алмаз. Прозрачное, бесцветное вещество с сильной лучепреломляемостью. Кристаллы алмаза отличаются особой прочной структурой, благодаря чему он обладает твердостью превосходящей твердость всех известных в природе веществ. Он в 1000 раз тверже кварца, в 150 раз- корунда. Окраска алмазов обусловлена примесями.

Вес алмазов измеряется в каратах. 1 карат равен 0,2 г. Искусственно ограненные алмазы называются бриллиантами. Собрание исторических бриллиантов и изделий из них хранится в Алмазном фонде Оружейной палаты Московского кремля и золотых кладовых Эрмитажа . Восьмилучевая звезда ордена Св. Андрея Первозванного сплошь усыпана бриллиантами различной величины.

Исторический алмаз- «Шах» с незначительным желтоватым цветом. Был найден в Центральной Индии в конце 16 века и хранился у владетелей Ахмеднагары. В результате войн попал к монголам.. В 1739 г был увезен в Персию, а в 1829 г поднесен персидским шахом Николаю  как выкуп за убийство русского дипломата и писателя А.С.Грибоедова.

К коронации императрицы Екатерины  была сделана Большая императорская корона, состоящая из золота, серебра, бриллиантов, шпинели и жемчуга. Общее число бриллиантов на короне-4936 штук, весом 2858 карат.

Императорский скипетр сделан из золота, серебра, эмали, бриллиантов, алмаза «Орлов». Алмаз был подарен императрице Екатерине графом Орловым в 1774 г.

Учитель: - Какие свойства графита и области применения вы можете назвать, исходя из собственного опыта, и знаний, полученных на других предметах? (серого цвета, жирный на ощупь, используется для изготовления стержней карандашей, электродов)
2 ученик:
Графит
Графит - жирное на ощупь вещество черного или серо-черного цвета с металлическим блеском
Графит (от греч. grapho-пишу), аллотропная модификация углерода, наиболее устойчивая при обычных условиях. Графит –распространенный в природе минерал. Встречается обычно в виде отдельных чешуек, пластинок и скоплений, разных по величине и содержанию графита. Различают месторождения кристаллического графита, связанного с магматическими горными породами или кристаллическими сланцами, и скрытокристаллический графит, образовавшегося при метаморфизме углей. В кристаллических сланцах содержание графита составляет 3-20%, в магматических горных породах 3-50%, в углях 60-85%.
Кристаллическая структура. Кристаллическая решетка графита состоит из параллельных слоев, образованных правильными шестиугольниками из атомов С. Углеродные атомы каждого слоя расположены против центров шестиугольников, находящихся в соседних слоях (нижнем и верхнем); положение слоев повторяется через один, а каждый слой сдвинут относительно другого в горизонтальном направлении на 0,1418 нм.
Применение. Графит используют в металлургии для изготовления плавильных тиглей и лодочек, труб, испарителей, кристаллизаторов, футеровочных плит, чехлов для термопар, в качестве противопригарной "присыпки" и смазки литейных форм. Он также служит для изготовления электродов и нагревательных элементов электрических печей, скользящих контактов для электрических машин, анодов и сеток в ртутных выпрямителях, самосмазывающихся подшипников и колец электромашин, вкладышей для подшипников скольжения, втулок для поршневых штоков, уплотнительных колец для насосов и компрессоров, как смазка для нагретых частей машин и установок. Его используют в атомной технике в виде блоков, втулок, колец в реакторах, как замедлитель тепловых нейтронов и конструкционных материалов, в ракетной технике - для изготовления сопел ракетных двигателей, деталей внешней и внутренней теплозащиты и др., в химическом машиностроении - для изготовления теплообменников, трубопроводов, запорной арматуры, деталей центробежных насосов и др., для работы с активными средами. Графит используют также как наполнитель пластмасс, компонент составов для изготовления стержней для карандашей, при получении алмазов. Пирографит наносится в виде покрытия на частицы ядерного топлива.

3 ученик:
3) Карбин. Представляет собой мелкокристаллический порошок черного цвета, обладает полупроводниковыми свойствами. Получен в искусственных условиях. Это линейный полимер, с чередующимися одинарными и тройными связями. Это вещество впервые получено  советскими химиками В.В.Коршаком, В.И.Касаточкиным, А.М.Сладковым, Ю.П.Кудрявцевым в начале 60 г. Карбин обладает полупроводниковыми свойствами и находит применение в  фотоэлементах.
4) Фуллерены. Получены  в 1985г., имеют сферическую форму (как футбольный мяч). Фуллерены представляют собой  кристаллическое вещество черного цвета с металлическим блеском, обладающие свойствами полупроводников. Усилия многих ученых направлены на развитие нанотехнологии.  В 1991 г японские ученые на стенках прибора, в котором проводили синтез фуллеренов, обнаружили наночастицы углерода- полые трубки. Нанотрубки являются на редкость прочным материалом, как на растяжение , так и на изгиб.  Российскими и Французскими исследователями было открыто такое свойство нанотрубок , как сверхпроводимость.
5) Поликумулен. Еще одна аллотропная форма углерода. Это линейный полимер, в котором атомы углерода связаны только двойными связями. Получен искусственным путем.

4 ученик:
6) Технический углерод. Высокодисперсный аморфный углерод. Как было установлено исследователями, он не является аллотропным видоизменением углерода, а представляет собой мелкокристаллический графит. Сортами этого углерода являются: древесный уголь, сажа, кокс. Древесный уголь получают  при нагревании древесины без доступа воздуха. Он применяется в качестве топлива.

VI. Адсорбция.
Учитель: однако больше известно применение древесного угля, основанное на его способности к адсорбции- способности поглощать ( адсорбировать ) различные вещества . Открытое русским химиком Ловицем явление адсорбции используется для очистки сахара  и спирта.

Н.Д.Зелинский на основе адсорбционных свойств древесного угля разработал фильтрующий противогаз.
Николай Дмитриевич Зелинский
           (1861-1953) - профессор Московского Университета, академик, Герой Социалистического Труда
Проведение опыта  по адсорбции.
Чтобы увеличить поглотительную способность, древесный уголь обрабатывают горячим водяным паром. Такой уголь называют активированным. В аптеках его продают в виде черных таблеток- карболена.
-С какой целью используют активированный уголь в медицине и почему?

VII. Физминутка:
А теперь, ребята, встать,
Руки медленно поднять,
Пальцы сжать, потом разжать,
Руки вниз, и так стоять.
Наклонитесь вправо, влево,
И беритесь вновь за дело.

VIII. Химические свойства углерода.
Учитель: мы знаем, что аллотропные модификации одного и того же элемента могут переходить друг в друга. А как алмаз перевести в уголь?
Обучающиеся: сжечь.
Учитель: действительно алмаз можно сжечь. В первые это  сделали в 1694 г, при помощи большого зажигательного стекла, английские ученые Деви и Фарадей.. Горел алмаз ослепительным пламенем. Запишите уравнение этой реакции и рассмотрите с позиций окисления-восстановления. ( 1 учащийся выполняет у доски.) Какую роль здесь выполняет углерод?

  4    1

  4    1

Обучающиеся: восстановитель
Учитель: С какими элементами  будет взаимодействовать углерод  в качестве окислителя?
Обучающиеся: с металлами.
Учитель: приведите пример и рассмотрите как окислительно-восстановительную  реакцию. (С последующей проверкой у доски, взаимодействие углерода  с алюминием.)  Дайте название продукту реакции.

Обучающиеся: карбид алюминия.

  4

  3

Учитель: соединения с углеродом называются карбиды. Карбид алюминия представляет  собой желтые кристаллы. Если на него подействовать водой то получится метан. Вам более известен карбид кальция, в виде кусочков серого цвета. Его применяют газосварщики для получения ацетилена, используемого для резки и сварки металлов.

Какие области применения углерода вы знаете?
Обучающиеся: для восстановления металлов из их оксидов.
Лабораторный опыт «Восстановление меди из ее оксида углеродом»:
1. В пробирку с оксидом меди (II) всыпать измельченный уголь. Встряхнуть.
2. Закрыть пробирку пробкой с газоотводной трубкой. Укрепить пробирку в лапке штатива. Конец газоотводной трубки опустить в пробирку с известковой водой.
3. Нагреть смесь оксида меди (II) и угля на спиртовке.
4. Какие изменения происходят с известковой водой? Почему?
5. Какие изменения произошли в пробирке? Запишите уравнение реакции.
Учитель: какую роль  в этой реакции выполняет углерод? По каким признакам вы определили, что реакция завершилась?
Обучающиеся: окислителя, выделилась медь красного цвета.
Учитель: при высокой температуре и давлении из графита можно получить алмаз.

10. Круговорот углерода в природе.
Учитель: вспомните, где в природе встречается углерод?
В земной коре углерода примерно 0,35 % по массе.  В природе встречается в свободном и связанном состоянии, главным образом в виде карбонатов                   ( мел, мрамор, известняк), в каменном  (99 %)и буром  (72 %)углях, торфе (57%); входит в состав нефти, природного газа, растений , организмов человека и животных. Его соединения составляют основу живой природы. Атомы углерода могут соединяться разнообразными способами между собой и с атомами других элементов, образуя огромное разнообразие веществ.
Их химические связи могут возникать и разрушаться под действием различных факторов. Так возникает круговорот углерода в природе. Из атмосферы и природных вод углекислый газ поглощается зелеными растениями, а в результате процессов дыхания, брожения, гниения снова поступает в атмосферу и воды морей и океанов. Добываемые из недр земли уголь, нефть и другие углеродсодержащие горючие ископаемые при сжигании выделяют углекислый газ, поступающий в атмосферу. При разрушении горных пород , содержащиеся в них металлы, при действии атмосферного углекислого газа образуют осаждающиеся карбонаты.

11. Выполнение тестовых заданий. Взаимопроверка.
1. Аллотропным видоизменением углерода не является:
Алмаз
Карбин
Аморфный углерод
 2. Причина различия свойств алмаза и графита:
Строение кристаллической решетки
Количество атомов
Цвет
3. Ученый, открывший явление адсорбции:
Марковников
Ловиц
Фарадей
4. Фильтрующий противогаз впервые разработал:
Менделеев
Кюри
Зелинский
5. Углерод проявляет свойства:
Окислительно-восстановительные
Только окислительные
Только восстановительные
6. В данной реакции 2C + Ca = CaC2  углерод проявляет свойства:
Окислителя
Восстановителя
Оба ответа верны

12 Подведение итогов.
К какому же выводу мы пришли; действительно ли так прост  углерод?
Что нового и интересного для себя вы узнали на уроке?
Что вызвало у вас трудности и над чем еще надо поработать?
13. Домашнее задание (разноуровневое)
1. Первый уровень - п. 28., , №2,6,7
2. Второй уровень  - п. 28., , №2,6,7; Используя записанные на уроке уравнения, составьте и решите задачу, где известна масса вещества с примесями, а нужно найти объем газа.


title: Презентация на тему: Строение крахмала

text:
Крахмал      (C6H10O5)n
Строение крахмала
Крахмал состоит из 2 полисахаридов - амилозы и амилопектина, образованных остатками глюкозы. Экспериментально доказано, что химическая формула крахмала (C6H10O5)n.
Установлено, что крахмал состоит не только из линейных молекул, но и из молекул разветвленной структуры. Этим объясняется зернистое строение крахмала. Накапливается в виде зерен, главным образом в клетках семян, луковиц, клубней, а также в листьях и стеблях. Крахмал - белый порошок, нерастворимый в холодной воде. В горячей воде он набухает и образует клейстер.

Безвкусный, аморфный порошок белого цвета, нерастворимый в холодной воде; в горячей воде набухает (растворяется), образуя коллоидный раствор — клейстер. Под микроскопом видно, что это зернистый порошок; при сжатии порошка крахмала в руке он издаёт характерный «хруст», вызванный трением частиц.

Физические свойства
Пищевое значение
В желудочном тракте человека и животного крахмал поддаётся гидролизу и превращается в глюкозу, которая усваивается организмом.

Крахмал, как пищевая добавка, используется для загущения многих пищевых продуктов, приготовления киселей, заправок и соусов.
Биологические свойства
Крахмал, являясь одним из продуктов фотосинтеза, широко распространен в природе. Для растений он является запасом питательных веществ и содержится в основном в плодах, семенах и клубнях. Наиболее богато крахмалом зерно злаковых растений: риса (до 86 %), пшеницы (до 75 %), кукурузы (до 72 %), а также клубни картофеля (до 24 %).
Для организма человека крахмал наряду с сахарозой служит основным поставщиком углеводов — одного из важнейших компонентов пищи. Под действием ферментов крахмал гидролизуется до глюкозы, которая окисляется в клетках до углекислого газа и воды с выделением энергии, необходимой для функционирования живого организма.
Модификация крахмала
В промышленности превращение крахмала в глюкозу (процесс осахаривания) происходит путём кипячения его на протяжении нескольких часов с разбавленной серной кислотой (каталитическое влияние серной кислоты на осахаривание крахмала было обнаружено в 1811 г. К. С. Кирхгофом). Чтобы из полученного раствора удалить серную кислоту в него добавляют мел, получая из серной кислоты нерастворимый сульфат кальция. Последний отфильтровывают, и вещество выпаривают. Получается густая сладкая масса — крахмальная патока, которая содержит кроме глюкозы значительное количество остальных продуктов гидролиза крахмала.

Патока используется для приготовления кондитерских изделий и для разнообразных технических целей.

Если нужно получить чистую глюкозу, то кипячение крахмала ведут дольше, чем достигается более полное превращение его в глюкозу. Полученный после нейтрализации и фильтрования раствор сгущают, пока из него не начнут выпадать кристаллы глюкозы. Также в настоящее время гидролиз крахмала производят ферментативно, с использованием альфа-амилазы для получения декстринов различной длины, и глюкоамилазы − для дальнейшего их гидролиза с получением глюкозы.

При нагревании сухого крахмала до 200—250°С происходит частичное его разложение и получается смесь менее сложных чем крахмал полисахаридов (декстрин и другие).

Физическое изменение позволяет получать крахмал с высокой способностью удерживать влагу, что в свою очередь придает конечному продукту желаемую консистенцию. Модифицированный крахмал не имеет никакого отношения к генномодифицированным организмам, так как не изменен на генном уровне.
Модифицированный крахмал
Применение крахмала.
Крахмал - основная часть важнейших продуктов питания: муки (75 - 80%), картофеля (25%), саго и др. Энергетическая ценность около 16,8 кДж/г.
Он является ценным питательным продуктом. Чтобы облегчить его усвоение, содержащие крахмал продукты подвергают действию высокой температуры, то есть картофель варят, хлеб пекут. В этих условиях происходит частичный гидролиз крахмала и образуются декстрины, растворимые в воде. Декстрины в пищеварительном тракте подвергаются дальнейшему гидролизу до глюкозы, которая усваивается организмом. Избыток глюкозы превращается в гликоген (животный крахмал). Состав гликогена такой же, как у крахмала, - (C6H10O5)n , но его молекулы более разветвленные. Особенно много гликогена содержится в печени (до 10%). В организме гликоген является резервным веществом, которое превращается в глюкозу по мере ее расходования в клетках.
В промышленности крахмал путем гидролиза превращают в патоку и глюкозу. Для этого его нагревают с разбавленной серной кислотой, избыток которой затем нейтрализуют мелом.
Образовавшийся осадок сульфата кальция отфильтровывают, раствор упаривают и выделяют глюкозу. Если гидролиз крахмала не доводить до конца, то образуется смесь декстринов с глюкозой - патока, которую применяют в кондитерской промышленности. Получаемые с помощью крахмала декстрины используются в качестве клея, для загустения красок при нанесении рисунков на ткань.
Крахмал применяют для накрахмаливания белья. Под горячим утюгом происходит частичный гидролиз крахмала и превращение его в декстрины. Последние образуют на ткани плотную пленку, которая придает блеск ткани и предохраняет ее от загрянения.
Крахмал и его производные также применяются при производстве бумаги, текстильных изделий,  в литейном и других производствах, а также в фармацевтической промышленности.
Определение крахмала в пище
Простым способом определения содержания в пище крахмала является
йодный тест.

Молекулы крахмала имеют форму штопора. Когда молекула крахмала контактирует с раствором йода, ионы йода проникают внутрь и формируют крахмально-полийодный комплекс. В результате процесса молекула крахмала окрашивается в голубой цвет.


title: Презентация на тему: Строение сложных эфиров

text:
Государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования «Красноярский государственный медицинский университет имени профессора В.Ф. Войно-Ясенецкого» Министерства здравоохранения и социального развития Российской Федерации             Фармацевтический колледж Лекция «Сложные эфиры»                                                                                Лихошерстова Е.В.Красноярск 2013

900igr.net
План:
Определение класса сложных эфиров
Номенклатура
Получение сложных эфиров
Химические свойства
Применение сложных эфиров в медицине и техник
Определение  жиров, триглицеридов
Строение жиров, физические свойства
Химические свойства
Применение жиров в фармации  и технике

Сложные эфиры рассматривают с одной стороны как производные карбоновых кислот, у которых группа ОН замещена на остаток спирта; с другой стороны как производные одноатомных спиртов, у которых Н замещен на остаток кислоты. Сложные эфиры – ангидриды кислот и спиртов.
Сложные эфиры широко распространены в составе растений, их плодов, многие являются лекарственными веществами.
Сложные эфиры могут быть производными моно-, дикарбоновых кислот, ароматических кислот.
Н─С═О
      └О─СН3  муравьино-метиловый эфир, метилформиат
СН3─С═О
         └О─С2Н5 уксусно-этиловый эфир, этилацетат
Изомерия зависит от строения углеродного скелета радикалокислот и радикалоспиртов. По составу сложные эфиры изомерны карбоновым кислотам.
Номенклатура.Называют сложные эфиры по кислотам и спиртам, входящих в состав эфира.
Н─С═О
     └О─С─СН3     муравьиноизопропиловый эфир
             └СН3

Большинство жидкости. Эфиры, образованные низшими спиртами и кислотами, подвижны, летучи. Большинство с приятным запахом фруктов, ягод, цветов (этилацетат – свежая зелень, уксусноизомиловый – груша, этилбутират – абрикос, этилизовалерианат - яблоко). Нерастворимы в воде, хорошо растворимы в спирте, эфире. Низшие эфиры хорошие растворители, температура кипения ниже, чем у спиртов, которыми они образованы.
Получение.
1. Реакция этерификации   t0, к H2SO4
СН3─С═О   ┼   НО─СН3       →     Н2О  ┼  СН3─С═О
         └ОН                                                                └О─СН3 метилацетат
2. Получают из галогенангидридов при обработке алкоголятами
СН3─С═О  ┼   NaО─С2Н5  →   NaCl  ┼  СН3─С═О
         └Cl                                                               └О─С2Н5 этилацетат
3. Получают из ангидридов кислот при обработке спиртами
СН3─С═О                                 условия
         └О─С═О   ┼   НО─СН3   →    СН3─С═О   ┼   СН3─С═О
                 └СН3                                            └ОН                   └О─СН3

Сложные эфиры химически активные вещества, что связано с их строением. В отличие от простых эфиров они подвергаются гидролизу, разлагаются аммиаком, способны гидрироваться.
1. Значение имеет гидролиз.
Кислотный гидролиз обратим
СН3─С═О  ┼  НОН  ↔  СН3─С═О  ┼  НО─СН3
         └О─СН3                                └ОН
Щелочной гидролиз необратим
Н─С═О        ┼  NaОН → Н─С═О  ┼  НО─СН3
     └О─СН3                              └ОNa
                                              формиат натрия
2. Процесс аммонолиза
СН3─С═О        ┼   НNH2 →  СН3─С═О   ┼   НО─СН3
         └О─СН3                                  └NH2
                                                амид уксусной кислоты
При гидрировании сложные эфиры образуют спирты.
Сложные эфиры используются на основе физико-химических свойств.
В технике используют растворители (этилацетат). В пищевой промышленности, в фармации используют как ароматизирующие вещества. Входят в состав фруктовой эссенции, которая используется в кондитерском деле.
Лекарственный вещества:
СН2─О─NО2
│                                тринитрат
СН─О─NО2               глицерина
│
СН2─О─NО2

         О
         ║
         С─О─С2Н5
         │                   этиловый эфир π-аминобензойной кислоты

         │
         NH2

Жиры – это сложные эфиры, образованные многоатомным спиртом – глицерином и остатками высших карбоновых кислот.
Жиры широко распространенны в природе, принимают участие в обмене веществ, выполняют различные функции в живом организме. Впервые строение жира изучил французский ученый Шеврель в 1811 году, а синтезировал жир из глицерина и высших жирных кислот французский ученый Бертло в 1854 году
СН2─ОН                                          Н2С─О─С═О
│                                             t0,кат    │        └С15Н31
СН─ОН   ┼  ОН─С─С15Н31  →     НС─О─С═О       ┼  3Н2О
│                            ║                           │          └С15Н31
СН2─ОН               О                        Н2С─О─С═О
глицерин    пальмитиновая                           └С15Н31
                        кислота                     трипальмиат
Состав у жиров разный. По происхождению делятся на:
1. Животные жиры – твердые вещества, за исключением рыбьего жира.
2. Растительные жиры (масла) – чаще жидкие вещества, кроме кокосового, какао. Консистенция зависит от числа предельных карбоновых кислот или непредельных карбоновых кислот в составе жира.
Жиры не растворяются в воде, легче её, имеют низкую температуру плавления в отличие от карбоновых кислот. Не растворяются в спиртах, ацетоне. Хорошо растворяются в бензине, бензоле, хлороформе. Подобно сложным эфирам важнейшим свойством является их гидролиз (кислотный, щелочной, ферментативный). При кислотном и ферментативном гидролизе образуется глицерин и высшие жирные кислоты. Фермент, расщепляющий жиры, называется липаза, ей богаты семена клещевины, которая используется в технических целях для расщепления жиров. Значение имеет и щелочной гидролиз (омыление), в результате которого образуется глицерин и соли высших карбоновых кислот (мыла).
Н2С─О─С═О                                 Н2С─ОН
   │         └С15Н31                                    t0      │                С15Н31─С═О      2  С17Н35─С═О
НС─О─С═О        ┼  3NаО﴾Н →  НС─ОН   ┼                │       ┼                   │
   │        └С17Н35                                │                              ОNа                   ОNа
Н2С─О─С═О                                Н2С─ОН
               └С17Н35                                                                                мыла

 Гидрогенизация (гидрирование)
Она основана на насыщении радикалов карбоновых кислот водородом.
Н2С─О─С═О                                Н2С─О─С═О
   │         └С17Н33               t0, Ni        │         └С17Н35
НС─О─С═О        ┼  3Н2   →         НС─О─С═О
   │        └С17Н33                                │        └С17Н35
Н2С─О─С═О                               Н2С─О─С═О
               └С17Н33                                        └С17Н35
    триолеат                                        тристеарат
(жидкий жир)                                (твердый жир)

Жир, полученный в процессе гидрирования, называется саломасс. Он поступает на маргариновые заводы, в него добавляют соль, сахар, душистые вещества, молоко и получают различные сорта маргаринов.
Маргарин – это биологически удобный продукт, т.к. легко усваивается. Он, как пишет печать, не дает большого содержания холестерина в крови, рекомендуется людям среднего и пожилого возраста.
Твердый жир получать экономически выгодно. Они легче транспортируются, труднее окисляются. Непищевые переходят в пищевые.
3) Окисление.
Жиры на воздухе при участии паров воды медленно окисляются, процесс сложный связан с окислением и образованием перекисных соединений (ядовитых), с процессом полимеризации. Жир, подвергшийся окислению, имеет неприятный запах, вкус и цвет. Такой процесс называется «прогорканием». Об этом свойстве должен помнить фармацевт и хранить жир в темном прохладном месте.

Значение:

Жиры – это источник энергии, т.к. при окислении 1 грамма жира выделяется 9,2 ккал/моль энергии. Это в 2 раза больше, чем белки и углеводы.
Жиры – это запасные вещества, как у растений, так и у животных. В организме человека жиры выполняют защитную роль, предохраняя внутренние органы от ударов и сотрясений.

В фармации используются для приготовления мазей и линиментов, некоторые масла применяются как растворители лекарственных веществ вводимых подкожно (камфара, ментол, витамин D). Сами являются лекарственными веществами (льняное, касторовое, репейное, облепиховое масла). Из жиров получают глицерин, маргарин, мыла. А высыхающие и полувысыхающие используют в производстве лаков, красок, линолеума.

Рекомендуемая литература

1. Н.А. Тюкавкина «Органическая химия». Учебник для учащихся средних фармацевтических и медицинских учебных заведений.  Москва «Медицина» 2004 г.
Стр. с 264 – 266; с 423 – 430

2. И.И. Новошинский, Н.С. Новошинская. Органическая химия 11 класс. Учебник для общеобразовательных  учреждений. Москва. «Русское слово» 2007 – 351 с.


Презентация на тему: Строение многоатомных спиртов


Презентация на тему: Строение вещества химия


title: Презентация на тему: Строение предельных углеводородов

text:
МБОУ «Самофаловская сош»  Городищенского района Волгоградской области
УРОК ХИМИИ В 9 КЛАССЕ ПРЕДЕЛЬНЫЕ УГЛЕВОДОРОДЫ
Разработала учитель химии МБОУ «Самофаловская сош»
Куриленко Людмила Михайловна
2012 год
5klass.net
      ЦЕЛЬ УРОКА
ФОРМИРОВАНИЕ НОВЫХ
ЗНАНИЙ И УМЕНИЙ

Сегодня на уроке
  Вы закрепите знания о sp 3  - гибридном состоянии углерода.
Вы  познакомитесь с особенностями предельных  углеводородов,
с понятиями – гомолог, гомологический ряд, гомологическая разница, номенклатура, изомерия.
Вы докажите наличие углерода и водорода в парафине.
 Вы узнаете важнейшие свойства углеводородов данного класса.
Вы научитесь строить молекулы веществ по названиям и называть вещества по формулам, составлять формулы изомеров и гомологов.
Вы узнаете значение предельных углеводородов в жизни человека  и области использования метана, признаки  утечки газа и действия  при его обнаружении.
Вы еще раз убедитесь, что нужны знания и умения при решении проблемной задачи с экологическим содержанием.
Мы поговорим о воздействии метана на здоровье человека.
Вы приятно удивитесь: оказывается, вы знаете уже так мало!

Схема образования sp-гибридных   орбиталей.
В гибридизации участвуют орбитали одного s и трех  p-электронов:

s
 p

Гомологический ряд алканов
                          Метан
  Этан
  Пропан
  Бутан
  Пентан
  Гексан
  Гептан
  Октан
  Нонан
  Декан

     CH4
     C2H6
	C3H8
	C4H10
	C5H12
     C6H14
        C7H16
     C8H18
     C9H20
     C10H22

Радикалы - заместители
        Правила номенклатуры  ИЮПАК по принципу замещения, где заместители – радикалы.  Их названия  формируются заменой суффикса  -ан  на –ил   в названии  соответствующего  алкана.
Общая формула: СnН2n +2
                                       CH4  - метан    -----      CH3  - метил
                                       C2H6  - этан ---------     C2H5  - этил
                                       C3H8 – пропан ------    C3H7 - пропил
                                       C4H10 – бутан  --------  C4H9 – бутил
                                      C5H12 – пентан ------   C5H11 – амил
                                      C6H14 – гексан  ------- C6H13 – гексил
                                      C7H16- гептан --------- C7H15- гептил
                                      C8H18 –октан  -------    C8H17 –октил

Понятие об алканах.
     Алканы – углеводороды, содержащие в молекуле одинарные связи между атомами углерода, а качественный и количественный состав выражается общей формулой:
                 СnН2n+2 где n ≥ 1.

Характеристика одинарной связи (С ─ С) в н – алканах.
Вид гибридизации атома С –
Валентный угол в атоме С–
Длина связи С ─ С –
Строение ─
Вид связи –
По типу –
sp³
109º 28
0,154 нм
Линейное
Ковалентная неполярная
σ  связь
Изомерия алканов
Для алканов возможна  изомерия:

Структурная изомерия
(углеродного скелета).

Правила формирования названия.( на примерах)
1) Выбор главной цепи
2) Нумерация атомов главной цепи, учитывая:
   а) Нумеруем с того конца углеводородной цепи, где ближе находится заместитель (структура А,Б)
   б) Если заместители находятся на равном удалении от конца цепи, то нумерация начинается от того конца цепи, при котором их больше (структура В)
   в) Если различные заместители находятся на равном удалении от концов цепи, то нумерация начинается от того конца цепи, к которой ближе старший (структура Г)
3) Формирование названия.

Примеры изомеров.
       1        2       3       4                                                                3        4        5     6
А) CH3 - CH- CH2- CH3                                    Б) CH3 - CH2 – CH- CH2- CH2- CH3
               │                                                                                │
               CH3                                                                                2CH2
                                                                                │
                                                                                1CH3
               CH3
            1        2│         3       4         5
В)   CH3 - C – CH2 -CH –CH3                          Г) С H3  – С H2  – С H - С H2  – С H  – С H2  - С H3
                │                    │                                                                                │                               │
                CH3      СН3                                                                   С H3                      С H2
                                                                                │
                                                                                С H3
Структура А  2 – метилбутан
Структура Б  3 - метилгексан
Структура В 2,2,4- триметилпентан
Структура Г 3 – метил – 5 - этилгептан

Физические свойства алканов.
Алканы плохо растворимы в воде.
С – С4  газы
С5 – С15  жидкости
С16…  твёрдые вещества
   С увеличением молекулярной массы алканов, в гомологическом ряду, повышаются температуры кипения и плавления, увеличивается плотность веществ.
Химические свойства алканов.
       Предельные углеводороды (алканы) – химически неактивные вещества.
Они не реагируют с кислотами, основаниями, большинством металлов и неметаллов.
Для алканов реакции присоединения невозможны.

Типы химических реакций, которые характерны для алканов.
  1) Реакции замещения.
       2) Реакции изомеризации.
   3) Реакции разложения.
4) Реакции окисления.

Реакции замещения.
    Реагируют с хлором  (реакция галогенирования) по цепному механизму при УФ – облучении или при температуре 250-4000 С.
В реакции последовательно один за другим могут заместиться все атомы водорода. Вытесняемый хлором водород уводится в виде НCI
     СH4 +   CI2     →      СH3CI + HCI
  метан    хлор       хлорметан
             СH3CI +  CI2 → СH2CI2 + HCI
	              дихлорметан
             СH2CI2 +  CI2 → СHCI3 + HCI
	             трихлорметан
                                  (хлороформ)
                СHCI3 +  CI2 → СCI4 + HCI
	              тетрахлорметан
                       (четыреххлористый углерод)
Алканы могут вступать в реакции изомеризации.
   СH3 (СH2 )6СH3  → СH3 СH(СH2 )4СH3  + СH3СHСH2СH2СH СH3
 Н-октан                    ↓                             ↓              ↓
                                СH3                                    СH3          СH3
                                2-метилпентан    2,5-диметилгексан

Реакции разложения.
         При нагревании алканов до 450-5500 С происходит расщепление сложных молекул на более простые ( по числу атомов).Причем получаются углеводороды разных классов – предельные с меньшей молекулярной массой и непредельные углеводороды (алкены). Такой процесс называется крекингом и осуществляется либо в присутствии катализаторов (AI2O3 /SiO2), либо без них. Например:

            С8H18 → С4H10 + С4H8
          октан     бутан    бутен
       (алкан)  (алкан)  (алкен)

Реакция разложения
       При повышении температуры до 550-6500 С происходит более глубокое расщепление – пиролиз. В результате образуются уголь(кокс), простейшие алканы (метан, этан, пропан), углеводороды других классов (этилен С2H4, ацетилен С2H2, и т.д.) и водород H2 . Один из возможных вариантов следующий:

         С8H18 → 2С + 2СH4+ С2H6 + С2H4 + 2H2
       октан   кокс  метан   этан   этилен  водород

Получение синтез-газа.
     а) взаимодействием СH4 с водой;         СH4 +H2O → СO+3H2                        синтез-газ                                                                                б) взаимодействием СH4 с СО2;       СH4 + СО2→ 2СО+2H2	                  синтез-газ   Реакции протекают при 800-9000 С и в присутствии катализатора (Ni, MgO,AI2O3)
 Горение алканов.
  СH4 + 2О 2 = СО 2 + 2H 2О + 880 кДж

  Алканы  горят на воздухе голубым пламенем,  с выделением большого
количества тепловой энергии .

Свойства метана.

Задание: Определить плюсы и минусы указанных свойств метана при  использовании его человеком.

Метан – ценное химическое сырье – его жалко сжигать;
В соответствии с уравнением реакции смеси метана с кислородом в соотношении 1:2 и с воздухом (1:10) взрывоопасны;
Газ легко сжимается;
Сгорает без образования золы;
Метан оказывает слабое наркотическое действие на организм,   угнетает нервную систему;
Выделяет при сгорании большое количество теплоты.

 Внимание! Пришло сообщение!
  Нефтяной танкер потерпел крушение, пятно нефти расползается по воде. Нефть подступает к берегу, на котором обитают тюлени, моржи. Необходимо срочно убрать ее.Задание: смоделировать аварийную ситуацию и экспериментально решить данную проблему, следуя инструкции по проведению эксперимента.
Инструкция по проведению эксперимента.
Цель: смоделировать аварию нефтяного танкера и найти решение проблемы; обсудить нравственные стороны ситуации.
Оборудование: вода, нефть, чашка Петри, спички, фильтровальная бумага, на которой изображен глобус.
Порядок действий:
   1) налейте воду в чашку Петри;
   2) добавьте 2-3 капли нефти;
   3) запишите наблюдения;
   4) обсудите и выберите решение.
   5) объясните, почему вы выбрали это  решение
Предлагаемые решения:
   1) поджечь нефть
   2) удалить с помощью адсорбентов, которые осядут на дно, или собрать с поверхности воды пенькой, сетью (в эксперименте – фильтровальной бумагой)
   3) подвести под слой нефти метан и поджечь его
   4) иное, самостоятельно выбранное решение

              Определите положительные и отрицательные                                             последствия этого.

    Результаты обсуждения указать в виде плюса и минуса напротив каждого вида последствия.
  -Продукты горения содержат канцерогены, много копоти;
  -Берег спасен;
  -Выделяющийся в атмосферу углекислый газ приведет к усилению парникового эффекта.
  -Тюлени и моржи живы;
  -Нефтяной пленки на воде нет;
  -Убытки: нефть потеряна безвозвратно, метан, который используется как топливо, тоже стоит дорого;
Способ очистки воды от нефти
С использованием данных объектов, объяснить действия и последствия (работа в группах):
Данные объекты: вертолет, дрожжевые микроорганизмы, графит.

    Микроорганизмы питаются нефтью, но они легкие, и их уносит ветер. Графит увеличит массу бактерий, кроме того, он не тонет, плавает на поверхности воды. Если бактерии, находящиеся на поверхности графита, разбросать с вертолета, то они уничтожат нефтяное пятно с минимальными последствиями для человека.

Назовите следующие алканы.
       1                     2                  3                4               5               6
а) СН3──СН2 ─ СН2─ СН2─СН2─СН3

                   СН3
                 1                     4              5             6
б) Н3С          СН2─СН2─СН3
                   2       3
      Н2С    СН2

            1             2            3          4                  5
в)  СН3─СН2─СH-СН2 ─ СН3

            СН3─СН2

Ответы:
а)2-метилгексан          б) гексан
в) 3-этилпентан

Осуществить превращения:

CH4            CH3Cl

        C           CО            CО2

Решите задачу.
Найдите формулу алкана, если его плотность по водороду равна 22. Постройте его структурную формулу, назовите.
Проверь!

М =22 х 2= 44
М=12n+2n+2=14n+2 14n+2=44
n=3
Ответ- C3H8 Пропан


title: Презентация на тему: Строение нуклеиновых кислот

text:
5klass.net
43


Презентация на тему: Строение вещества


Презентация на тему: строение спиртов, характерные типы химических реакци


title: Презентация на тему: Строение периодической таблицы Д.И. Менделеева

text:
Строение периодической таблицы
 Д.И. Менделеева.
Презентацию составила:
Учитель химии МКОУ СОШ №3 с Кугульта
Колодиева Оксана Александровна
Металлы
Неметаллы

Металлические свойства усиливаются, а неметаллические ослабевают;
Увеличиваются заряды атомных ядер;
Постоянно число электронов на внешнем слое;
Увеличивается число энергетических уровней;
Увеличивается радиус атома

1
1
2
2
8
2
1
8
8
1

Металлические свойства ослабевают, а неметаллические свойства усиливаются;
Увеличиваются заряды атомных ядер;
Увеличивается число электронов на внешнем уровне;
Постоянно число энергетических уровней;
Уменьшается радиус атома.

2
1

2
2

2
3

2
4

2
5

2
6

2
7

2
8

Щелочные металлы

Щелочноземельные металлы

Галогены

Благородные газы
Домашняя работа
§10 до стр.63


title: Презентация на тему: Сульфати

text:
Сульфати
Підготувала учениця 8 – В  Грошева Олександра
Сульфа́ти — солі сірчаної кислоти — H2SO4.
Сульфатна кислота утворює два ряди солей: нормальні солі, які називають сульфатами, і кислі, які називають гідросульфатами.

Сульфати у більшості добре розчинні. До малорозчинних належать сульфат кальцію CaSO4 і сульфат свинцю PbSO4. Нерозчинним у воді є сульфат барію BaSO4. Багато сульфатів широко застосовується у практиці, наприклад BaSO4, CaSO4 і CuSO4 (сульфат міді).
Сульфати міді та заліза іноді називають купоросами.

З курсу хімії відомо, що сульфати є солями сірчаної кислоти. У мінералогії відомо близько 300 мінеральних видів, що відносяться до цього класу. Найпоширенішими з них є, звичайно, гіпс, ангідрит, барит, целестин, Тенардин, мірабіліт.
Найпоширеніші сульфати:

Гіпс:
Гіпс  — мінерал класу сульфатів.
Гіпс має широке застосування. Розмолотий гіпс застосовують як добриво (гіпсування). При температурі 120 — 200°С перетворюється в алебастр, що використовують для штукатурних робіт, для виготовлення форм у керамічному виробництві та різних виливків. При температурі 600 — 700°С переходить в безводний ангідрит. А також у медицині!

Барит:
Бари́т, баритин — мінерал класу сульфатів, білого або сірого кольору зі скляним блиском. Використовують для виробництва білої фарби, барієвих препаратів, паперу, гуми. Крім того, використовується як обважнювач бурового розчину чи рідини глушіння.

Ангідрит:
Ангідри́т — мінерал та гірська порода, що складається головно з цього мінералу. Використовується для виробн. в'яжучих матеріалів (різних цементів); деякі відміни — як виробний камінь.

Целестин:
Целестин — мінерал, сульфату стронція (SrSO4). Целестин використовується в піротехніці, хімії (у скляному, керамічному виробництві), фармацевтиці.

Тенардит:
Тенардит - осадовий мінерал класу сульфатів, Na2SO4. Отримав свою назву на честь французького хіміка Луї Тенара.

Мірабіліт:
Мірабіліт (глауберова сіль)  — мінерал класу сульфатів, водний сульфат натрію. Мірабіліт – поширений мінерал соляних відкладів. Застосовується в скляному і содовому виробництві, у медицині.

Основна маса сульфатів має осадочні походження - це хімічні морські і озерні опади. Виняток становлять гідротермальні барит, алуніти і деякі інші мінерали. Багато сульфати є мінералами зони окислювання, відомі сульфати і як продукти вулканічної діяльності. Розрізняють сульфати безводні, водні та складні, які містять крім загального для всіх аніонного комплексу [SO4] 2 - також додаткові аніони (ОН) -.
Дякую за увагу!!!


Презентация на тему: Структурные формулы. Гомология в органической химии


title: Презентация на тему: Стронций

text:
Стронций
Презентацию подготовила Жаркова Ольга, 11 «А»
Стронций.

Стро́нций — элемент главной подгруппы второй группы, пятого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 38. Обозначается символом Sr (лат. Strontium). Простое вещество стронций — мягкий, ковкий и пластичный щёлочноземельный металл серебристо-белого цвета.
Sr - (стронций) , имеет порядковый номер 38.
Схема электрон. строения: +38 ) ) ) ) )
 2 8 18 8 2
Электрон. фор-ла: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 5s2
Графическая электрон. ф-ла:  5s2 | |
 4p6 | | | | | | 4s2 | |  3d10 | | | | | | | | | |  3p6 | | | | | | 3s2 | |  2p6 | | | | | |  2s2 | |  1s2 | |

Свое название стронций получил от минерала стронцианита, найденного в 1787 в свинцовом руднике около Стронциана (Шотландия) в 1790 английским химиком Адером Кроуфордом было показано, что стронцианит содержит новую, еще неизвестную «землю». Эту особенность стронцианита установил также и немецкий химик Мартин Генрих Клапрот Английский химик Т.Хоп в 1791 доказал, что в стронцианите содержится новый элемент. Он четко разграничил соединения бария, стронция и кальция, используя, помимо других методов, характерную окраску пламени: желто-зеленую для бария, ярко-красную для стронция и оранжево-красную для кальция.
Независимо от западных ученых, петербургский академик Тобиаш (Товий Егорович) Ловиц (1757–1804) в 1792, исследуя минерал барит, пришел к заключению, что в нем, помимо оксида бария, в качестве примеси находится и «стронцианова земля». Он сумел извлечь из тяжелого шпата более 100 г новой «земли» и исследовал ее свойства.
В свободном виде стронций первым выделил английский химик и физик Гемфри Дэви в 1808. Металлический стронций был получен при электролизе его увлажненного гидроксида. Выделявшийся на катоде стронций соединялся с ртутью, образуя амальгаму. Разложив амальгаму нагреванием, Дэви выделил чистый металл.
Мартин Генрих Клапрот
История открытия
ЛОВИЦ Товий Егорович
Нахождение в природе
Содержание в земной коре 0,034% по массе. В свободном виде не встречается. Он входит в состав около 40 минералов. Из них наиболее важный — целестин SrSO4 (51,2% Sr). Добывают также стронцианит SrCO3 (64,4% Sr). Эти два минерала имеют промышленное значение. Чаще всего стронций присутствует как примесь в различных кальциевых минералах.
Среди прочих минералов стронция:
SrAl3(AsO4)SO4(OH)6 — кеммлицит;
Sr2Al(CO3)F5 — стенонит;
SrAl2(CO3)2(OH)4•Н2О — стронциодрессерит;
SrAl3(PO4)2(OH)5•Н2О — гойясит;
Sr2Al(PO4)2OH — гудкенит;
SrAl3(PO4)SO4(OH)6 — сванбергит;
Sr(AlSiO4)2 — слосонит;
Sr(AlSi3O8)2•5Н2О — брюстерит;
Sr5(AsO4)3F — ферморит;
Sr2(B14O23)•8Н2О — стронциоджинорит;
Sr2(B5O9)Cl•Н2О — стронциохильгардит;
SrFe3(PO4)2(OH)5•Н2О — люсуньит;
SrMn2(VO4)2•4Н2О — сантафеит;
Sr5(PO4)3OH — беловит;
SrV(Si2O7) — харадаит.
Физические свойства
Стронций — мягкий серебристо-белый металл, обладает ковкостью и пластичностью, легко режется ножом.
Полиморфен — известны три его модификации. До 215оС устойчива кубическая гранецентрированная модификация (α-Sr), между 215 и 605оС — гексагональная (β-Sr), выше 605оС — кубическая объемно-центрированная модификация (γ-Sr).
Температура плавления — 768оС, Температура кипения — 1390оС.
Химические свойства
Стронций в своих соединениях всегда проявляет валентность +2. По свойствам стронций близок к кальцию и барию, занимая промежуточное положение между ними.
В электрохимическом ряду напряжений стронций находится среди наиболее активных металлов (его нормальный электродный потенциал равен −2,89 В. Энергично реагирует с водой, образуя гидроксид:
Sr + 2H2O = Sr(OH)2 + H2↑
Взаимодействует с кислотами, вытесняет тяжёлые металлы из их солей. С концентрированными кислотами (H2SO4, HNO3) реагирует слабо.
Металлический стронций быстро окисляется на воздухе, образуя желтоватую плёнку, в которой помимо оксида SrO всегда присутствуют пероксид SrO2 и нитрид Sr3N2. При нагревании на воздухе загорается, порошкообразный стронций на воздухе склонен к самовоспламенению.
Энергично реагирует с неметаллами — серой, фосфором, галогенами. Взаимодействует с водородом (выше 200оС), азотом (выше 400оС). Практически не реагирует с щелочами.
При высоких температурах реагирует с CO2, образуя карбид:
5Sr + 2CO2 = SrC2 + 4SrO
Легкорастворимы соли стронция с анионами Cl−, I−, NO3−. Соли с анионами F−, SO42−, CO32−, PO43− малорастворимы.

Биологическая роль стронция
Стронций – составная часть микроорганизмов, растений и животных. У морских радиолярий скелет состоит из сульфата стронция – целестина.

Морские водоросли содержат 26–140 мг стронция на 100 г сухого вещества, на-земные растения – около 2,6, морские животные – 2–50, наземные животные – около 1,4, бактерии – 0,27–30. Накопление стронция различными организмами зависит не только от их вида, особенностей, но и от соотношения содержания стронция и других элементов, главным образом кальция и фосфора, в окружающей среде.

Соли и соединения стронция относятся к малотоксичным веществам, однако при избытке стронция поражаются костная ткань, печень и мозг. Будучи близок к кальцию по химическим свойствам, стронций резко отличается от него по своему биологическому действию. Избыточное содержание этого элемента в почвах, водах и продуктах питания вызывает «уровскую болезнь» у человека и животных– поражение и деформацию суставов, задержку роста и другие нарушения.
В результате ядерных испытаний и аварий на АЭС в окружающую среду поступило большое количество радиоактивного стронция-90, период полураспада которого составляет 29,12 года. До тех пор, пока не были запрещены испытания атомного и водородного оружия в трех средах, число пострадавших от радиоактивного стронция росло из года в год.
Применение
Стронций используется, как легирующая добавка к сплавам на основе магния, алюминия, свинца, никеля и меди. Cтронций входит в состав геттеров. Соединения стронция используются в пиротехнике, входят в состав люминесцентных материалов, эмиссионных покрытий радиоламп, используются при изготовлении стекол.
Титанат стронция SrTiO 3 используется при изготовлении диэлектрических антенн, пьезоэлементов, малогабаритных нелинейных конденсаторов, в качестве датчиков инфракрасного излучения. Препараты 90Sr используются при лучевой терапии кожных и некоторых глазных болезней.

Стронций-90
Радиоизотоп стронция применяется в производстве атомных электрических батарей. Принцип действия таких батарей основан на способности стронция-90 излучать электроны, обладающие большой энергией, преобразуемой затем в электрическую. Элементы из радиоактивного стронция, соединенные в миниатюрную батарейку (размером со спичечную коробку), способны безотказно служить без перезарядки 15–25 лет, такие батареи незаменимы для космических ракет и искусственных спутников Земли. А швейцарские часовщики с успехом используют крохотные стронциевые батарейки для питания электрочасов.
Мировые запасы стронция.
Известны месторождения стронция в Калифорнии, Аризоне (США); России(Пермский край), Китай и других странах


Презентация на тему: Строительные материалы


title: Презентация на тему: Строение вещества молекулы

text:
900igr.net
(1828 -1886)
H3C-O-CH3
CH3-CH2-CH3
CH4

NH3 + HCl
+ HCl
NH4Cl
Br2 / FeBr3
- HBr
 3Br2
- 3HBr
CH3CH2NH2 + HCl
CH3CH2NH3Cl
NH3
CH3CH2NH2
+
+
+
2CH3OH + 2Na
+ 2Na
CH3OH + NaOH
+ NaOH
CH3OH + HBr
+ HBr
X
X
Br2 / FeBr3
- HBr
 3Br2
- 3HBr
2
1.
2.
2
+ H2O
3.
CH3Br + H2O


Презентация на тему: сульфиды


Презентация на тему: СТРУКТУРНАЯ ФОРМУЛА КРАХМАЛА


Презентация на тему: Сульфиды


title: Презентация на тему: Строение органических соединений

text:
Теория строения
органических веществ
А.М. Бутлерова
Пивкина
Лариса Анатольевна
МОУ «Сугоякская СОШ»

Prezentacii.com
http://prezentacija.biz
Теория радикалов
(30 гг. XIX в Й.Берцелиус, Ю.Либих, Ж.Дюма)
В состав органических веществ входят радикалы;
Радикалы всегда постоянны, не подвергаются изменениям, переходят из одной молекулы в другую;
Радикалы могут существовать в свободном виде.
Понятие «радикал» прочно вошло в химию
Теория типов
(40-50 гг. XIX в. Ш.Жерар, А.Кекуле и др.)
Все органические вещества – производные простейших неорганических – типа водорода, воды, аммиака и др.
Формулы выражают не внутреннее строение молекулы, а способы образования, свойства определяют все атомы молекулы;
Невозможно познать строение вещества, у каждого вещества столько формул, сколько его превращений существует.
Теория позволила классифицировать орг. Вещества, предсказать и открыть некоторые, особое внимание – химическим превращениям, но не могла прогнозировать, указывать пути синтеза новых веществ.
«Органическая химия может сейчас кого угодно свести с ума. Она представляется мне дремучим лесом, полным удивительных вещей, безграничной чащей, из которой нельзя выбраться, куда не осмеливаешься проникнуть»

                        (из письма Ф.Велера к Й.Берцелиусу 1835г.)
Основные «противоречия»
                        органической химии
Многообразие веществ – образовано небольшим числом элементов;
Кажущееся несоответствие валентности в органических веществах – С3Н8;
Различные физические и химические свойства соединений, имеющих одинаковую молекулярную формулу (С6Н12О6 – глюкоза, фруктоза; С4Н10О – бутиловый спирт, диэтиловый эфир)
Предпосылки возникновения теории
Развитие и утверждение атомистических представлений (съезд в Карслруэ, 1860г.);
Установление понятий валентности              (Э. Франкленд, 1853г.);
Понятие четырехвалентности углерода       (А. Кекуле, 1858г.);
Идеи о соединении атомов углерода в цепи (А. Кекуле, А. Купер, 1857г.)

Целостной теории, подтвержденной экспериментом, не существовало.
Основные положения теории строения органических веществ
(А.М. Бутлеров 1861 – 1864 гг.)
1. Атомы в молекулах веществ соединены согласно их валентности. Углерод в органических соединениях всегда четырехвалентен, а его атомы способны соединяться друг с другом, образуя различные цепи. Порядок соединения атомов в молекулах может быть отображен при помощи структурных формул.
2. Свойства веществ определяются не только их качественным и количественным составом, но и порядком соединения атомов в молекуле, т.е. химическим строением вещества. Различное строение при одном и том же составе и относительной молекулярной массе вещества обуславливает явление изомерии.
3. Свойства органических соединений зависят от взаимного влияния атомов и групп атомов в молекуле друг на друга. Наибольшее влияние оказывают атомы, непосредственно связанные друг с другом. Влияние атомов или групп атомов, не связанных непосредственно, ослабевает по мере их удаления друг от друга.
4. Зная строение вещества, можно предположить его свойства. И наоборот, зная свойства вещества, можно предположить его строение.
                    СН3      СН2      ОН    этиловый спирт
С2Н6О
                    СН3       О        СН3    диметиловый эфир

Если известно, что вещество, имеющее молекулярную формулу С2Н6О, вступает в химические реакции, характерные для спиртов (П: выделяет водород в реакции с металлическим натрием), то можно сделать вывод, что мы говорим об этиловом спирте С2Н5ОН.
Основное положение
современной теории строения
Свойства веществ зависят не только от их химического строения, но также и от их электронного и пространственного строения
                   Валентность
характеризует способность атомов химических элементов к образованию химических связей, она определяет число химических связей, которыми данный атом соединен с другими атомами в молекуле.
Н2 ;  Н      Н

            H
NH3;    N     H
            H

Н2О;   Н     О     Н

Вещества, которые имеют один и тот же качественный и количественный составы, но отличаются по своему строению и свойствам, называются изомерами, а явление существования таких веществ носит название изомерии
СН3     СН2      СН2      СН3
СН3      СН        СН3

             СН3

БУТАН  (С4Н10)
(t кип. = - 0,5 С)
ИЗОБУТАН (С4Н10)
(t кип. = -11,7 С)

Зависимость свойств органических веществ от качественного и количественного состава.

Франкленд (Frankland) Эдуард (1825-99), английский химик-органик, иностранный член-корреспондент Петербургской АН (1876). Ввел термин «валентность» (1853).

Бутлеров Александр Михайлович (1828-86), российский химик-органик, академик Петербургской АН (1874). Создал (1861) и обосновал теорию химического строения, согласно которой свойства веществ определяются порядком связей атомов в молекулах и их взаимным влиянием. Первым объяснил (1864) явление изомерии. Открыл полимеризацию изобутилена. Синтезировал ряд органических соединений (уротропин, полимер формальдегида и др.). Труды по сельскому хозяйству, пчеловодству. Поборник высшего образования для женщин.

Берцелиус (Berzelius) Йенс Якоб (1779-1848), шведский химик и минералог, иностранный почетный член Петербургской АН (1820). Открыл церий (1803), селен (1817), торий (1828). Создал (1812-19) электрохимическую теорию химического сродства, на ее основе построил классификацию элементов, соединений и минералов. Определил (1807-18) атомные массы 45 элементов, ввел (1814) современные химические знаки элементов. Предложил термин «катализ».

Кекуле (Kekule) Фридрих Август (1829-96), немецкий химик-органик, иностранный член-корреспондент Петербургской АН (1887). Труды по теории строения органических соединений. Показал, что углерод четырехвалентен (1857) и его атомы могут соединяться друг с другом в цепи (1858). Предложил (1865) циклическую формулу бензола.

Велер Фридрих (1800-82), немецкий химик, иностранный член-корреспондент Петербургской АН (1853). Впервые синтезировал из неорганических веществ органическое соединение (1824) и установил его тождество с мочевиной (1828). Исследования Велера поставили под сомнение правоту витализма.


title: Презентация на тему: Структура ячейки на примере атома железа

text:
1
2
3
4
5
6
7
 I
II
III
IV
V
VII
VIII
VI
4
12


title: Презентация на тему: Сульфатна кислота.

text:
Сульфатна кислота.
     Її застосування
Сульфатна кислота (сірчана кислота, — дигідрогенсульфат, застаріла назва — купоросне масло) — сполукасірки з формулою H2SO4.Безбарвна масляниста, дуже в'язка і гігроскопічна рідина.Сірчана кислота одна з найсильніших неорганічних кислот і є дуже їдкою та небезпечною. Ця кислота утворює два ряди солей: сульфати і гідрогенсульфати, в яких у порівнянні з сульфатною кислотою замінюються один або два аніони гідрогену на катіони металів.Сірчана кислота є однією з найважливіших технічних речовин у світі і лідирує за кількостю виробництва.Вона в основному використовується для виробництва добрив і інших неорганічних кислот. В основному використовуються водні розчини цієї кислоти.
Історія
Сульфатна кислота (або стара назва — купоросне масло) була відома з давніх часів. Перші згадки про неї можна знайти в текстах алхіміка Джабіра ібн Хайяна 8-го століття.Можливі методи виробництва описані в працях Альберта Великого (1200–1280) і Василя Валентина (1600).В основі цього методу лежить утворення кислоти з хальканинту, та галунів.Застаріла назва походить від застарілої назви мінералів з яких вона отримувалася — купороси. Перші наукові дослідження, за допомогою сірчаної кислоти провів Йоганн Рудольф Ґляубер. Він провів реакцію між сірчаною кислотою і сіллю та отримав соляну кислоту і сіль яка була названа на його честь — глауберова сіль . Методи, у яких були використані сульфати, були дуже складними і дорогими. Для отримання великих кількостей цієї речовини, в 18-му столітті, розробили процес, в якому було використовувалося спалення сірки і селітри у скляній тарі. Так як скляні посудини були дуже крихкими, то перша реакція була проведена в 1746 році Джоном Робаком, усвинцевих контейнерах. Сірчана кислота створених процесом Джона Робака мала концентрацію тільки 35-40%.
Пізніше поліпшення методу, французьким хіміком Жозефом Луї Гей-Люссаком і англійськім Джоном Гловером, дало вихід речовини 78% концентрації. Тим не менше, виробництво деяких барвників та інших хімічних речовин вимагають більш концентрований продукт. Протягом 18-го століття, сірчана кислота отримувалася сухою перегонкою мінералів, процес схожий на оригінальні алхімічні процеси. Пірит (дисульфід заліза, FeS2) нагрівали в повітрі для отримання заліза(II)сульфат, FeSO4, який окислюється при подальшому нагріванні до заліза(III)сульфат Fe2(SO4)3, який, при нагріванні до 480 ° С, розкладається дозаліза(III)оксид і триоксида сірки, який може бути використаний для отримання сірчаної кислоти в будь-якої концентрації. У 1831році британський купець Перегрін Філліпс запатентував контактний процес, який був набагато більш економічний. Сьогодні, майже вся сірчана кислота у світі виробляється з використанням цього методу.
Знаходження в природі:
1. Земля:
Вільна сірчана кислота зустрічається в природі дуже рідко. В атмосфері вона утворюється з діоксиду сірки, який утворюється при згоранні сірковмісних речовин або вулканічних вивержень. Діоксид сірки окислюється гідроксильними радикалами та киснем з утворенням триоксиду сірки, який вступаючи в реакцію з атмосферною вологою утворює кислоту. У кислотних дощах вона виступає в розбавленому виді. Невелику кількість вільної сірчаної кислоти також можна знайти в деяких вулканічних джерелах, які називаються сольфатари. Найбільшу кількість сірчаної кислоти у світі містить озеро в кратері вулкана Іджен в Індонезії. На відміну від вільної кислоти, її солі, зокрема, сульфати, зустрічається в природі набагато частіше. Існує багато різних мінералів сульфатів. Серед них найвідомішими й найважливішими є гіпс (CaSO4 · 2 H2O), барит (BaSO4), Халькантит(CuSO4 · 5 H2O) і глауберова сіль (Na2SO4 · 10 H2O).
2. Знаходження поза межами землі:
Сірчана кислота знаходиться за межами Землі в верхніх шарах атмосфери Венери. Вона утворюється в результаті фотохімічних реакцій діоксиду сірки і води, які утворюють краплі 80-85% кислоти. У більш глибоких шарах, кислота розпадається через високі температури знову на діоксид сірки, і воду, які піднімаючись догори знову можуть утворювати сірчану кислоту. Інфрачервоні спектри які були отримані апаратом Галілео показують різні ступені поглинань на супутнику Юпітера, які були віднесені до одного або кількох видів гідратів сульфатної кислоти.
Виробництво:
1. Сировиною для виробництва сірчаної кислоти є елементарна сірка яку отримують в величезних кільскостях на нафто- та газовопереробних заводах, з сірководню, за допомогою процесу, який відомий як процес Клауса. Потім сірку оксилюють до діоксиду сірки:
Реакція сірки з киснем
2. Ще одним джерелом діоксиду сірки є виплавлення руд, що містять сірку. Прикладами є мідні, цинкові і свинцові сульфіди. Діоксид сірки утворюється при випаленні з киснем повітря.
Реакція під час випалу сульфіду цинку
У 1999 році в Європі було випалено близько 3 млн тонн піриту для виробництва сульфатної кислоти. В Азії ця цифра більша, оскільки і запаси його більші. Для бідних ресурсами країнах, які не мають ні сірки, ні сульфідних руд, існує процес Мюллера-Кюне. В цьому процесі діоксид сірки утворюється при випаленні гіпсу і вугілля в печі. Цей процес можна зробити прибутковішим, якщо в піч додавати пісок і глину для утворення цементу як побічного продукту. Для подальшого виробництва потребується сірчаний ангідрид. Прямої реакції діоксиду сірки і кисню в триоксид сірки не існує, так як рівновага лежить на стороні триоксида сірки. Тому для проведення цієї реакції потрібні каталізатори.
Окиснення діоксиду сірки до триоксиду
Триоксид сірки не розбавляється у воді відразу ж. Спочатку його вводять у концентровану сірчану кислоту, цей розчин називають — олеумом. Потім олеум розчиняють у воді до утворення сірчаної кислоти.
Розчинення сірчаного ангідриту в концентрованій сірчаній кислоті з утворення дисульфатної кислоти
Розчинення дисульфатної кислоти у воді
В останні роки виробництво сірчаної кислоти зросло в основному в Китаї, у той час як в європейських країнах, виробництво скоротилося.
Фізичні властивості:
Майже вся 99% сірчана кислота втрачає SO3 при кипінні з утворенням 98,3% кислоти. 98% кислота є стабільнішою при зберіганні, і зазвичай також називається концентрованою. Інші концентрації використовуються для різних цілей. Дані про різні концентрації:
Хімічно чиста сульфатна кислота являє собою важку безбарвну маслянисту рідину. Продається звичайно її 96,5% — ий водний розчин густиною 1,84 г/см3 або так званий«олеум», тобто розчин SO3 в H2SO4. У воді H2SO4 розчиняється дуже добре (змішується з водою в необмежених кількостях). При цьому виділяється тепло, і розчин дуже сильно нагрівається (навіть до кипіння води). Тому при додаванні води до концентрованої сульфатної кислоти остання розбризкується внаслідок швидкого перетворення води в пару. Через це при розведенні концентрованої H2SO4 треба кислоту вливати у воду (а не навпаки!) тонким струменем при старанному розмішуванні розчину скляною паличкою. Концентрована сульфатна кислота як і чиста вода погано проводить струм внаслідок малої дисоціаціїї, питома електропровідність 1,044 · 10−2S/см
Хімічні властивості:
1.Дисоціація у водному розчині йде в декілька етапів:
Перший етап дисоціації;K2 = 2.4 x 106   (сильна кислота)

2. Це значення кислотності взяте як основне при визначені суперкислот.
Друга стадія дисоціаціїї;K1 = 1.0 x 10−2
Сульфатна кислота руйнує також багато органічних речовин, зокрема вуглеводи — дерево, папір, бавовняні тканини, цукор тощо. Руйнування цих речовин обумовлюється тим, що концентрована сульфатна кислота віднімає від них водень і кисень у вигляді води, а вуглець залишається у вигляді пористого вугілля. При дії розведеної сульфатної кислоти на метали, які у електрохімічному ряді активності металів розташовані ліворуч водню, виділяється водень. Концентрована сірчана кислота має сильний окислювальний ефект і здатна реагувати, при нагріванні, навіть з благородними металами, такими як мідь, ртуть і срібло, хоча при цьому вона не взаємодіє з залізом. Тому для перевезення концентрованої сульфатної кислоти використовуються залізні цистерни.
Реакція міді з концентрованою сульфатною кислотою
Застосування:
Сірчана кислота є дуже важливим товаром хімічної промисловості і є індикатором її промислової потужності.Світове виробництво в 2004 році склало близько 180 млн тон, при наступному географічному розподілі: Азія 35%, Північна Америка 24%,Африка11%, Західна Європа 10%, Східна Європа і  Росія 10%, Австралія і Океанія 7%, Південна Америка 7%.  Більша частина виробленої кислоти (~ 60%) витрачається на виробництво добрив, суперфосфату фосфату амонію,сульфатів, сульфату амонію. Близько 20% використовується в хімічній промисловості для виробництва миючих засобів, синтетичних смол, барвників,
 фармацевтичних препаратів, інсектицидів,
антифризу, а також для різних технічних процесів.
 Близько 6% використовують для виробництва
 пігментів, фарб, емалей, типографських фарб.
Використовується також як осушувач газів.
Електроліт:
Сірчана кислота діє як електроліт в свинцево-кислотних акумуляторах:
1. На аноді:
Pb + 3 SO2−4 ⇌ PbSO4 + 2 e−
2. На катоді:
PbO2 + 4 H+ + SO2−4 + 2 e− ⇌ PbSO4 + 2 H2O
3. Загалом:
Pb + PbO2 + 4 H+ + 2 SO2−4 ⇌ 2 PbSO4 + 2 H2O
Каталізатор:
Сірчана кислота використовується, також, для інших цілей в хімічній промисловості. Наприклад, вона є кислотним каталізатором для перетворення циклогексанону оксиму в капролактам, який використовується для виготовлення нейлону. Вона використовується для виготовлення соляної кислоти з солі. Сульфатна кислота використовується в нафтопереробній промисловості, в якості каталізатора реакції ізобутану з ізобутилену, для утворення ізооктану, з'єднання, що підвищує октанове число бензину.
Безпека:
Сірчана кислота дуже їдка. Окрім звичайних властивостей сильної кислоти, вона має корозійні властивості, які виявляються у високо екзотермічній реакції з водою (тобто її зневодненні власності). Опіки від сірчаної кислоти потенційно небезпечніші, ніж від інших сильних кислот (соляної, азотної кислот), так як вона не тільки викликає опік, а й вторинний термічний опік, який створює додаткові пошкодження тканин за рахунок тепла, яке виділяється в результаті реакції з водою. Якщо занурити шматки м'язів тварин в концентровану сірчану кислоту, тканини розчиняться і весь розчин стане прозорим або чорними, в результаті виділення вуглецю. Ця реакція іноді використовується для демонстрації корозійних властивостей кислоти. Крім того, сірчана кислота у високих концентраціях є сильним окислювачем, і повинна зберігатися дуже ретельно.


title: Презентация на тему: Сульфатна кислота

text:
Сульфатна кислота
 Фізичні властивості
 Сульфатна кислота - безбарвна оліїста рідина без запаху, майже удвічі важча за воду, необмежено розчиняється у воді, тобто може змішуватися з нею у будь-яких співвідношеннях, надзвичайно гігроскопічна (активно вбирає вологу).  Розчинення сульфатної кислоти у воді супроводжується виділенням великої кількості теплоти, що може призвести до закипання води та розбризкування кислоти, тому розчиняти кислоту треба надзвичайно обережно.
Пам'ятайте: не можна воду доливати до концентрованої сульфатної кислоти! Для розбавлення кислоту треба доливати до води невеликими порціями.
Хімічні властивості
     Розбавлена сульфатна                                  кислота виявляє всі хімічні властивості кислот: дисоціює на йони у водних розчинах (оскільки кислота двохосновна, то дисоціація проходить за двома ступенями), взаємодіє з металами, що стоять в ряду активності до водню, взаємодіє з основними оксидами, основами, солями.
 У реакціях з металами окиснювальні властивості концентрованої сульфатної кислоти проявляються в тому, що водень не виділяється, а утворюється сіль сульфатної кислоти, вода та один із продуктів відновлення Сульфуру .
    Дисоціація у водному розчині йде в декілька етапів:
Обвуглення паперу сульфатною кислотою
Застосування сульфатної кислоти
Застосування сульфатної кислоти дуже широке і різноманітне. Головним споживачем її є виробництво мінеральних добрив — суперфосфату і сульфату амонію, а також нафтова промисловість для очистки газу, мінеральних масел та інших нафтопродуктів. У хімічній промисловості цю кислоту застосовують при виробництві барвників, штучного волокна, залізного купоросу, мідного купоросу і інших продуктів.


title: Презентация на тему: строение пластмасс

text:
Пластмассы
Строение пластмасс
Пластмассы состоят из многократно повторяющихся элементарных звеньев:

мономер                          элементарное                                                  звено
                        полимер
                                                            степень                                             полимеризации

1) Линейное строение
–А–А–А–А–, где А - элементарное звено
Цепь не разветвлена
2) Разветвленное строение
–А–А–А–А–  Есть небольшие ответвления       В       В
3) Пространственное трехмерное строение
Линейные макромолекулы связаны друг с другом короткими поперечными цепями в единую систему

                           –А–А–А–А–А–                                  В            В                            –А–А–А–А–А–  n

3) Пространственное трехмерное строение

1. Стереорегулярного строения
Эти полимеры более прочные, т.к. молекулы плотно соединяются друг с другом
2. Нерегулярного стереостроения

3. Сополимеры
Сополимеры – полимеры, образованные остатками разных мономеров
а) нерегулярного строения–A–B–A–A–A–B–B–A–б) регулярного строения–А–В–А–В–в) блоксополимеры–А–А–А–В–В–А–А–А–В–В
Спасибо за внимание