Завдання по хімії для учнів групи №28

«Білки: склад, будова, властивості».

     Молекули білків утворюються у клітині організму з ?-амінокислот (20 амінокислот. Їх ще називають золотими). Вісім із амінокислот (триптофан, лейцин, ізолейцин, лізин, метіонін, фенілаланін, треоніт, валін) належать до незамінних – їх людина одержує з їжею, тому що організмом вони не синтезуються.

Білки - це складні високомолекулярні природні сполуки, побудовані із залишків -амінокислот, з’єднаних у певній послідовності пептидним зв’язком.

Білки можна розглядати як поліпептиди (дипептиди, трипептиди, …), тому що їх молекулярна маса більша за 10000.

За хімічним складом білки поділяють на:

–          Прості (протеїни) – гідролізуються до амінокислот

–          Складні (протеїди) – при гідролізі утворюють крім амінокислот речовини небілкової природи (вуглеводи,фосфатну кислоту, нуклеїнові кислоти)

Білки мають історичні назви. Наприклад, білок складу (С₇₃₈Н₁₁₆₆О₂₀₈S₂Fe)₄ – гемоглобін.

Структура білка :

–          Первинна;

–          Вторинна;

–          Третинна;

–          Четвертинна.

Первинна  – хімічна структура білка, тобто послідовність чергування амінокислотних залишків у поліпептидному ланцюгу даного білка.

Вторинна – форма поліпептидного ланцюга в просторі. Вона може бути ниткоподібною,  спіралеподібною та ін. форми.

Третинна – реальна тривимірна конфігурація, утворена складанням вторинних структур (одна глобула).

Третинну структуру можна уявити собі як спіраль, яка згорнута , у свою чергу спіраллю!!!

Четвертинна – поєднання в просторі кількох макромолекул (кілька глобул).

Глобулярні білки – білки, які мають форму клубка.

Хімічні властивості білків:

1)                Гідроліз білків

При нагріванні з розчинами кислот чи лугів або під впливом ферментів

2)      Денатурація – руйнування вторинної і третинної структури білка під дією нагрівання, радіації, сильних кислот, лугів, сильного струшування.  (https://www.youtube.com/watch?v=fipUNkMCAwI ).

Пригадайте приготування яєчні (https://www.youtube.com/watch?v=Vg01Fk6Xt3w),смаження риби, м яса. Це приклади денатурації.

3)      Кольорові реакції на білок:

   Біуретова реакція ( https://www.youtube.com/watch?v=mPE3ZSYSFKo )

Готуємо осад Купрум (ІІ) гідроксид: до розчину Калій гідроксиду додаємо кілька крапель розчину купрум (ІІ) сульфату

синій осад

До розчину білка додаємо кілька крапель купрум (ІІ) гідроксиду і спостерігаємо характерне фіолетове забарвлення.

   Ксантопротеїнова реакція (https://www.youtube.com/watch?v=Zg36-dLnfhE)

Внаслідок дії на білок концентрованої нітратної кислоти виникає жовте забарвлення, яке при додаванні лугу змінюється на оранжеве. Ця реація доводить що білок містить у своєму складі бензольне кільце.

Біологічна роль амінокислот та білків

1.    Амінокислоти – це будівельний матеріал для білків.

2.    Знання властивостей білків допомагає зберегти життя людям: у разі отруєння солями важких металів вживають молоко, білки якого зв’язують ці сполуки.

3.    Білки їжі не засвоюються організмом, спочатку вони розщеплюються до амінокислот, а потім амінокислоти всмоктуються в кров, а вже з нею переносяться до клітин, де організм синтезує білки.

4.    Організм людини не здатний синтезувати амінокислоти тому для поповнення їх запасу потрібно вживати білкову їжу.

Можемо зробити висновок, що життя напевно не було б можливим без білків.

Д/З Виконати тести за посиланням:

https://naurok.com.ua/test/bilki-5320.html

Відповіді надсилаємо за ел. адресою slobosvetlana78@gmail.com або на вайбер за номером 0974838938, вказуючи прізвище та групу.

Тема: Синтетичні високомолекулярні органічні сполуки і матеріали на їх основі

(https://www.youtube.com/watch?v=nYrUIJMSkzo )

      Крохмаль, целюлоза, білки є природними високомолекулярними сполуками. Вони утворюються в живих організмах і складаються з молекул, побудованих із великої кількості однакових або різних груп атомів. Багато інших речовин, що мають молекули подібної будови, добувають за допомогою хімічних реакцій. Такі речовини називають синтетичними високомолекулярними сполуками.

     Синтетичні високомолекулярні сполуки становлять основу пластмас, волокон, гуми. За деякими властивостями ці матеріали переважають традиційні — дерево, кераміку, скло, металічні сплави. Синтетичні матеріали набули широкого використання у промисловості, будівництві, медицині, засобах зв’язку, на транспорті, а також у нашому повсякденному житті, на роботі, відпочинку 

     Серед синтетичних високомолекулярних сполук — поліетилен, поліпропілен, полістирол. Загальна назва цих та інших подібних речовин — полімери. (Часто полімерами називають усі високомолекулярні сполуки.)

     Склад і будова. Високомолекулярні сполуки складаються з дуже довгих молекул, які називають макромолекулами. У цих частинках багаторазово повторюється певна група атомів — елементарна ланка. Кількість таких ланок у макромолекулі називають ступенем полімеризації. При написанні формули полімеру або його макромолекули елементарну ланку поміщають у дужки, за якими зазначають ступінь полімеризації n:

( -СH₂ –CH₂-)_n   - поліетилен

     Сполуку, від молекули якої походить елементарна ланка полімеру, називають мономером. Мономер для поліетилену — етен СН₂=СН₂.

У кожному полімері містяться макромолекули різної довжини, а отже, й різної маси. Тому для характеристики полімеру використовують середню відносну молекулярну масу¹. Її позначають так само, як і відносну молекулярну масу, й обчислюють за формулою:

Мr (полімеру) = n ∙ Mr (ел. ланки)

     Залежно від будови макромолекул розрізняють лінійні, розгалужені та сітчасті (просторові) полімери.

     Елементарні ланки в макромолекулі лінійного полімеру сполучені в нерозгалужений ланцюг. Таку будову мають молекули природного полімеру целюлози і синтетичних — поліетилену, поліпропілену. Макромолекули розгалужених полімерів¹ містять бокові відгалуження, які складаються з багатьох елементарних ланок. У сітчастих полімерів — тривимірна будова. Ланцюги в них «зшиті» окремими атомами чи групами атомів за допомогою ковалентних зв’язків; уся речовина є однією гігантською молекулою. До сітчастих полімерів належать фенолоформальдегідні смоли.

     Фізичні властивості полімерів значною мірою визначаються масою макромолекул, їх довжиною, розгалуженістю, упорядкованим чи хаотичним розміщенням у твердій речовині.

     Як правило, полімери нерозчинні у воді, а ті, що мають сітчасту будову, — ще й в органічних розчинниках. Полімери з лінійними макромолекулами повільно розчиняються в деяких органічних розчинниках з утворенням в’язких розчинів.

     Полімери сітчастої будови мають більшу міцність, ніж лінійні полімери.

     Для більшості полімерів не існує певних температур плавлення і кипіння. Лінійні полімери при нагріванні спочатку розм’якшуються, потім плавляться в певному температурному інтервалі з утворенням в’язких рідин, а при подальшому нагріванні розкладаються. Полімери сітчастої будови починають розкладатися ще до плавлення.

     Чимало полімерів після нагрівання й подальшого охолодження не зазнають хімічних перетворень і зберігають свої фізичні властивості. Ці речовини можна багато разів розплавляти і заливати у форми, де вони при охолодженні тверднуть. Полімери з такими властивостями називають термопластичними. Серед них — поліетилен, поліпропілен. Із термопластичних полімерів за допомогою пресування, лиття виготовляють вироби різного призначення.

     Існують також полімери, які під час нагрівання втрачають здатність плавитися, а також пластичність. Це — результат необоротних хімічних змін у речовинах, пов’язаних з утворенням додаткових ковалентних зв’язків і формуванням сітчастої будови. Такі полімери називають термореактивними. До них належать фенолоформальдегідні смоли.

     Хімічні властивості полімерів залежать від наявності в їхніх макромолекулах кратних зв’язків, різних функціональних груп. Багато полімерів реагує з окисниками, концентрованими розчинами кислот і лугів. Значну хімічну інертність виявляють поліетилен і поліпропілен.

Полімери — термічно нестійкі сполуки.( https://www.youtube.com/watch?v=9A7ciu-rjlA)

ВИСНОВКИ

    Речовини, молекули яких побудовані з великої кількості однакових або різних груп атомів, називають високомолекулярними сполуками, або полімерами.

    Макромолекула полімеру складається з елементарних ланок; їх кількість називають ступенем полімеризації. Мономер — сполука, від якої походить полімер. Однією з характеристик полімеру є його середня молекулярна маса. За будовою макромолекул розрізняють лінійні, розгалужені й сітчасті полімери, а за відношенням до нагрівання — термопластичні й термореактивні.

    Фізичні властивості полімерів залежать від маси, довжини, розгалуженості макромолекул, їх відносного розміщення у просторі, а хімічні — від наявності кратних зв’язків і різних характеристичних груп у макромолекулах.( https://www.youtube.com/watch?v=w-zmjoI32M8); (https://www.youtube.com/watch?v=907rhgUb1RY); (https://www.youtube.com/watch?v=vseW-IBUra0 ).

Завдання:

1. Які сполуки називають високомолекулярними?

2. Чому молекулярну масу полімеру називають середньою?

3. Обчисліть ступінь полімеризації поліпропілену, якщо середня молекулярна маса зразка цього полімеру становить 21 000.

4. Чим різняться:

а) лінійні, розгалужені та сітчасті полімери;

б) термопластичні й термореактивні полімери?

5. Що спільного й що відмінного між молекулою етену та елементарною ланкою поліетилену?

6. Молекула мономера складається із двох атомів Карбону й атомів двох галогенів. Масова частка Карбону в сполуці становить 20,6 %, а Хлору — 30,5 %. Знайдіть формулу мономера. Чи можна розв'язати задачу без використання даних про вміст Хлору?

Виконати тести : http://interactive.ranok.com.ua/theme/contentview/pdrychniki/hmya-rven-standarty-pdrychnik-dlya-10-klasy-zakladv-zagalno-seredno-osvti/tema-5-sintetichn-visokomolekylyarn-rechovini-polmern-materali-na-h-osnov/testi-do-temi-5

Шановні учні!!!! Відповіді надсилаємо за ел. адресою slobosvetlana78@gmail.com або на вайбер за номером 0974838938, вказуючи прізвище, групу та назву теми, яку ви виконували!!!

Тема: Генетичні зв’язки між класами органічних речовин

План

1.     Схема генетичного зв’язку органічних сполук

2.     Реакції, які дозволяють переходити від одного класу органічних сполук до іншого

3.     Ланцюжки перетворень

1. Схема генетичного зв’язку органічних сполук

Генетичний зв’язок означає, що від речовин одного класу можна шляхом хімічних перетворень переходити до речовин інших класів (хімічні властивості певного класу органічних сполук, а саме рівняння реакцій).

2. Реакції, які дозволяють переходити від одного класу органічних сполук до іншого

Розглянемо реакції, які дозволяють переходити від одного класу органічних сполук до іншого. Нумерція реакцій відповідає номерам перетворень з попередньої схеми.

1. Алкани → алкени

Дегідрування алканів до алкенів (одержання етилену з етану, t, кат.)

С₂Н₆ → С₂Н₄ + Н₂

2. Алкени → алкани

Гідрування алкенів до алканів (t, кат.)

С_nH_2n + H₂ → C_nH_2n+2

3. Алкани → алкіни

Дегідрування алканів до алкінів (промислове одержання ацетилену. t близько 1500 °C)

2СН₄ → С₂Н₂ + 3Н₂

4. Алкіни → алкани

Гідрування алкінів до алканів (t, кат.)

С_nH_2n-2 + 2H₂ → C_nH_2n+2

5. Алкіни → арени

Одержання бензолу з ацетилену (тримеризація ацетилену, реакція Зелінського, t близько 400-450 °C, активоване вугілля)

3С₂Н₂ → С₆Н₆

6. Арени → циклоалкани

Гідрування ароматичних вуглеводнів (t, кат.)

С₆Н₆ + 4H₂ → C₆H₁₄

7. Алкани → спирти

Одержання спиртів з алканів через галогенпохідні (hv)

С₂Н₆ + Cl₂ → C₂H₅Cl + HCl

C₂H₅Cl + KOH → C₂H₅OH+ KCl

8. Алкени → спирти

Одержання спиртів з алкенів (гідратація алкенів, t, кат.)

C₂H₄ + Н₂О → C₂H₅OH

9. Спирти → алкени

Дегідратація спиртів (одержання алкенів, t, H₂SO₄)

C₂H₅OH → C₂H₄ + Н₂О

10. Арени → феноли

Одержання фенолу через бромбензол (t, FeBr₃)

С₆Н₆ + Br₂ → С₆Н₅Br + HBr

С₆Н₅Br + KOH → C₆H₅OH+ KBr

11. Алкани → альдегіди

Одержання альдегідів окисненням алканів (одержання формальдегіду окисненням метану, t, кат.)

2СН₄ + О₂ → НСНО + Н₂О

12. Спирти → альдегіди

Одержання альдегідів окисненням спиртів (t)

C₂H₅OH + CuO → CH₃COH + Cu + Н₂О

13. Альдегіди → спирти

Одержання спиртів відновленням альдегідів (t, кат.)

CH₃COH + Н₂ → C₂H₅OH

14. Алкіни → альдегіди

Одержання оцтового альдегіду гідратацією ацетилену (реакція Кучерова, t, Hg²⁺, H₂SO₄)

C₂H₂ + Н₂О → CH₃COH

15. Алкани → карбонові кислоти

Одержання карбонових кислот окисненням алканів (t, кат.)

2С₄Н₁₀ + 5О₂ → 4CH₃COОH + 2Н₂О

При окисненні алканів С₄-С₈ утворюється, головним чином, оцтова кислота.

16. Альдегіди → карбонові кислоти

Окиснення альдегідів до карбонових кислот (t)

CH₃COH + Ag₂О → CH₃COОH + 2Ag

17. Карбонові кислоти + спирти → естери

Одержання естерів (реакція етерифікації, t, H₂SO₄)

CH₃COОH + C₂H₅OH → CH₃COОC₂H₅ + Н₂О

18. Естери → солі карбонових кислот + спирти

Гідроліз (омилення) естерів, у тому числі й жирів

CH₃COОC₂H₅ + КОН → CH₃COОК + C₂H₅OH

19. Алкани → аміни

Одержання амінів з алканів через галогенпохідні (hv)

СН₄ + Cl₂ → CH₃Cl + HCl

CH₃Cl + NH₃ → CH₃NH₂ + HCl

20. Арени → ароматичні аміни

Одержання аніліну з бензолу (реакція Зініна, t 180-230 ^оС, кат. Ni, Al₂O₃)

C₆H₆ + HNO₃ → C₆H₅NO₂ + H₂O

С₆Н₅NO₂ + ЗН₂ → С₆Н₅NH₂ + 2Н₂O

21. Карбонові кислоти → амінокислоти

Одержання амінокислот з карбонових кислот

CH₃COОH + Cl₂ → ClH₂C-COОH + НCl

Cl-CH₂-COОH + NH₃ → NH₂-CH₂-COОH + HCl

22. Амінокислоти → пептиди (білки)

Одержання пептидів

NH₂-R-COОH + NH₂-R'-COОH → NH₂-R-CO-NH-R'-COОH + Н₂O

23. Неорганічні речовини → вуглеводи

Утворення вуглеводів у процесі фотосинтезу (hv, хлорофіл)

6СО₂ + 6Н₂О → С₆Н₁₂О₆ + 6О₂

24. Вуглеводи → спирти

Спиртове бродіння вуглеводів (дріжджі)

С₆Н₁₂О₆ → 2C₂H₅OH + 2СО₂

3. Ланцюжки перетворень

Ланцюжки перетворень — схематичне зображення послідовності хімічних реакцій, які дозволяють від одних речовин переходити до інших.

Домашнє авдання:

Користуючись схемою генетичного зв’язку органічних сполук складіть рівняння реакцій, що відповідають таким схемам перетворень:

1) CH₂=CH₂ → C₂H₅OH → CH₃–COOH

2) C₂H₅OH → CH₃COH → CH₃COOH

3) CH₃Br → CH₃OH → HCOH

4) CH₃COH → C₂H₅OH → CH₂=CH₂

виконати тести за посиланням:

https://onlinetestpad.com/ua/test/115349-povtorennya-osnovnikh-pitan-z-organ%D1%96chnoi-kh%D1%96m%D1%96i

Шановні учні!!!!

Відповіді надсилаємо за ел. адресою slobosvetlana78@gmail.com або на вайбер за номером 0974838938, вказуючи прізвище, групу та назву теми, яку ви виконували!!!

Тема:

ПЕРІОДИЧНИЙ ЗАКОН І ПЕРІОДИЧНА СИСТЕМА ХІМІЧНИХ ЕЛЕМЕНТІВ Д.І. МЕНДЕЛЄЄВА

Періодична система елементів - класифікація хімічних елементів, розроблена на основі періодичного закону.

Періодичний закон — фундаментальний закон природи, який визначає, що властивості хімічних елементів, простих речовин, а також склад і властивості сполук перебувають у періодичній залежності від значень зарядів ядер атомів.

1. Перші спроби класифікації хімічних елементів  https://www.youtube.com/watch?v=sZdNvfxq0uw

У другій половині ХІХ ст. було відомо понад 60 хімічних елементів. Властивості простих речовин (тих, які вдалось виділити у чистому вигляді) і їх сполук необхідно було систематизувати.

При спробах класифікувати відомі елементи за основу брались схожі властивості, атомна маса і валентність, на основі яких елементи об’єднували в групи.

Так на основі схожості властивостей, А.Лавуаз’є та І. Берцеліус класифікували елементи на метали і неметали.

І. Деберейнер (1829 р., Німеччина) об’єднав по три схожих за властивостями елементи у “тріади”.

У 1857 р англ. У. Олдінг, а у 1862 р. фр. А. Шанкуртуа розмістили всі відомі елементи у порядку зростання їх атомних мас і виявили періодичність зміни їх хімічних властивостей.

У 1864 р. англ. Дж. Ньюлендс оголосив про відкриття закону “октав” – схожість властивостей кожного сьомого елемента.

Найближче до відкриття періодичного закону підійшов Л. Мейєр. Він опублікував таблицю (1864 р.), у якій 44 із 64 відомих елементів розмістив у шести групах згідно зростання атомних мас і їх вищій валентності за Гідрогеном. Основними недоліками таблиці Мейєра були відсутність наукової класифікації елементів і відсутність місця для нових елементів.

2. Відкриття Періодичного закону і Періодичної системи хімічних елементів Д.І. Менделєєвим

Усі розглянуті вище класифікації не давали відповіді на найважливіше запитання – у чому причина періодичної зміни властивостей хімічних елементів та їх сполук? Це спробував зробити Д.І. Менделєєв.

Основною характеристикою атома, яку вибрав Д.І. Менделєєв при побудові Періодичної системи була атомна маса.

Розмістивши усі відомі на той час елементи в порядку зростання їх атомних він помітив, що схожі за властивостями сполуки зустрічаються через правильні інтервали, тобто властивості періодично повторюються.

Це стало основою Періодичного закону (1869 р.): властивості простих тіл та властивості сполук елементів перебувають у періодичній залежності від величини атомних ваг.

Розглянемо зміну властивостей наведених елементів. Кожна трійка починається одновалентним елементом, який у сполуці з Гідрогеном утворює сильну кислоту. Далі ідуть одновалентні елементи – активні метали, які взаємодіють з водою з утворенням лугів. За ними розміщені двовалентні метали, які у хімічному відношенні є менш активними. У такій послідовності змінюються і форми сполук.

Якщо елементи зі схожими властивостями розмістити один над одним, так, щоб зверху був елемент з меншою атомною масою, одержуємо таку картину:

F	Na	Mg
Cl	K	Ca
Br	Rb	Ca
I	Cs	Ba

Горизонтальний ряд елементів, розміщених в порядку зростання атомних мас (від галогену до лужноземельного металу), було названо періодом (F – Mg, Cl – Ca тощо).

Вертикальний ряд елементів, зі схожими властивостями, розміщених в порядку зростання атомних мас, Д.І. Менделєєв назвав групою (F – I, Mg – Ba тощо).

Таке розміщення елементів називається Періодична система – графічне зображення Періодичного закону.

Однак, чітку класифікацію утруднювало те, що не всі хімічні елементи були відомі на той час, а для багатьох з них атомні маси були встановлені неточно.

Д.І. Менделєєв справився з цією проблемою: у своїй Періодичній системі він залишив місця для ще не відкритих елементів, існування і властивості яких передбачив, виходячи із структури Періодичної системи. Усі ці елементи (Екабор, Екаалюміній, Екасиліцій) були відкриті ще за життя вченого (відповідно Галій, Скандій, Германій).

На основі Періодичної системи, Д.І. Менделєєв виправив невірно визначені атомні маси елементів та їх валентність (наприклад, у Be: атомну масу з 13 на 9, валентність – з ІІІ на ІІ).

Це підтвердило правильність передбачення Д.І. Менделєєва, що фізичні і хімічні властивості простих речовин та їх сполук є періодичною функцією атомної маси елементів.

Так 1 березня 1869 року російським вченим Дмитром Івановичем Менделєєвим був відкритий Періодичний закон – новий закон природи.

Подальші дослідження будови атома та ізотопів показали, що головною характеристикою елемента є не атомна маса, а заряд ядра, який рівний порядковому номеру елемента у Періодичній системі. Тому сучасне формулювання Періодичного закону звучить так: властивості хімічних елементів, а також форми і властивості їх сполук перебувають у періодичній залежності від заряду ядра атома.

3. Структура Періодичної системи хімічних елементів

Першим варіантом Періодичної системи, який запропонував Д.І. Менделєєв, був довгоперіодний варіант, у якому періоди були розміщені в одну лінію. Пізніше він опублікував короткоперіодну форму, де періоди ділились на ряди, а групи на підгрупи.

Зараз найчастіше використовують напівдовгий варіант Періодичної системи, який є, по-суті, короткоперіодним варіантом, у якому для зручності лантаноїди та актиноїди винесені окремо. Надалі будемо користуватись саме таким варіантом Періодичної системи.

У сучасній Періодичній системі міститься 110 хімічний елементів, кожен з яких займає певне місце, згідно порядкового номера (заряду ядра). Для кожного елемента зазначено його символ, назву, порядковий номер та середню відносну атомну масу або масу найстабільнішого ізотопу.

Періодична система складається з семи горизонтальних періодів, перші три з яких (1 – 3) містять по одному ряду елементів і тому є малими. Решта періодів (4 – 7) є великими, вони містять по два ряди елементів.

Кожен період починається лужним металом і закінчується благородним газом. Лише перший період починається з неметалу, а сьомий – ще не завершений.

Елементи перших трьох періодів називають типовими, їх властивості плавно змінюються від типового металу до благородного газу.

У великих періодах властивості елементів плавно змінюються лише у непарних рядах (5, 7 і 9). У парних рядах (4, 6, 8, 10) розміщені метали і періодичність зміни їх властивостей малопомітна.

Лантаноїди розміщені окремим рядом внизу таблиці. Їх властивості яких схожі з Лантаном, у довгоперіодному варіанті Періодичної системи вони розміщені відразу після нього і є елементами 6 періоду.

Аналогічно розташовані і актиноїди – елементи 7 періоду, з властивостями, аналогічними Актинію.

У 1 періоді міститься 2 елементи, у 2 – 8, 3 – 8, 4 – 18, 4 – 18, 6 – 32, 7 – 21 (незавершений період).

По вертикалі у Періодичній системі розміщено вісім груп, які позначають римськими цифрами І – VIІІ. В межах кожної групи виділяють головну (або А) і побічну (або В) підгрупу.

Номер групи, як правило, рівний максимальному позитивному ступеню окиснення елемента. Винятками є Флуор (елемент VIІА групи, ступінь окиснення – 1), Купрум (ІА, +2), Аргентум (ІА, +1), Аурум (І А, +3); серед елементів VIІІ В групи, ступінь окиснення +8 характерний лише для Осмію, Рутенію та Ксенону.

Елементи головної та побічної підгруп у межах групи розташовані по різні сторони вертикального ряду (головної – зліва, побічної – справа).

У головних підгрупах розміщені типові елементи (2 і 3 періодів) і схожі за властивостями елементи великих періодів.

У побічних підгрупах розташовані елементи-метали великих періодів.

Властивості елементів головної та побічної підгрупи в межах однієї групи дуже відмінні. Так, у VIІА підгрупі розміщені неметали – галогени (F, Cl, Br, I, At), а у VIІВ підгрупі – метали (Mn, Tc, Re).

У ІІІВ підгрупі розміщені елементи 6 періоду (лантаноїди) та 7 періоду (актиноїди).

VIIВ підгрупа містить три побічні підгрупи (підгрупи Феруму, Кобальту та Ніколу).

Часто зустрічаються історичні назви окремих груп і підгруп Періодичної системи: ІА підгрупа – лужні метали, ІІА – лужноземельні метали, ІІІВ (лантаноїди та актиноїди) – рідкісноземельні метали, VА – пніктогени, VIА – халькогени, VIІА – галогени, VIІІА – благородні гази.

Характеризувати положення елемента у Періодичній системі слід за такою схемою (для прикладу поряд наведено характеристику Мангану):

Період – Ряд – Група – Підгрупа – Порядковий номер (заряд ядра) –

4 4 VII В 25

4. Електронні конфігурації та електронно-графічні формули елементів І – IV періодів

Розподіл електронів в атомах по електронних рівнях і підрівнях називають електронною конфігурацією атома, яка визначає його хімічні властивості, і на її основі ці властивості можна передбачити.

Графічно електронну конфігурацію зображають електронно-графічними формулами, які складають на основі правил розподілу електронів у багатоелектронних атомах.

5. Періодичність зміни фізичних та хімічних властивостей елементів

Схожість властивостей атомів елементів зумовлена схожістю їх електронних конфігурацій і розподілом електронів по зовнішніх орбіталях. Це виявляється у періодичному повторенні елементів із схожими властивостями зі зростанням заряду їх ядра. Такі властивості називають періодичними.

6. Зв’язок електронної будови атома з положенням у Періодичній системі

Знаючи положення елемента у Періодичній системі можна визначити його електронну будову і навпаки – за електронною структурою визначити його положення у Періодичній системі.

Для цього використовують такі закономірності:
https://www.youtube.com/watch?v=gAuU_G_rtmg

1.     Кількість електронних рівнів атомів одного періоду в основному (незбудженому) стані рівна номеру періоду.

2.     У головних (А) підгрупах кількість електронів на зовнішньому електронному рівні рівна номеру групи (крім Гелію).

3.     В елементів побічних (В) підгруп ІІІ – VІІ груп сума s-електронів останнього та d-електронів передостаннього електронного рівня рівна номеру групи.

4.     В елементів побічних (В) підгруп І і ІІ груп внаслідок “електронного провалу” d-підрівень завершений, а кількість електронів на s-підрівні наступного електронного рівня рівна номеру групи.

5.     В елементів головних (А) підгруп електронами заповнюється рівень, номер якого рівний номеру періоду.

6.     В елементів побічних (В) підгруп електронами заповнюється рівень, номер якого на одиницю менший від номера періоду.

Домашнє авдання:

Виконати тести за посиланням:

http://interactive.ranok.com.ua/theme/contentview/pdrychniki/hmya-rven-standarty-pdrychnik-dlya-11-klasy-zakladv-zagalno-seredno-osvti-grigorovich-o-v/test-tema-1-perodichniyi-zakon-perodichna-sistema-hmchnih-elementv/test-tema-1-perodichniyi-zakon-perodichna-sistema-hmchnih-elementv

Шановні учні!!!!

Відповіді надсилаємо за ел. адресою slobosvetlana78@gmail.com або на вайбер за номером 0974838938, вказуючи прізвище, групу та назву теми, яку ви виконували!!!

Тема:

https://www.youtube.com/watch?v=VtV4ghbQdKs

Електронні й графічні електронні формули атомів s-, p-, d-елементів. Принцип «мінімальної енергії»

Інформаційна довідка

• Електронна оболонка атома складається з електронів. Їх кількість, як і кількість протонів, визначається протонним числом (порядковим, атомним номером) хімічного елемента.

• Електрон має двоїсту природу. Він наділений властивостями мікрочастинки й хвилі. Через це неможливо простежити всі етапи його руху в атомі, можна лише передбачити ймовірність його перебування в тій чи іншій точці атомного простору.

- Обє`м простору навколо ядра, у якому ймовірність перебування електрона становить 90 і більше відсотків, називають орбіта ллю.

- s – Електрони – це електрони зі сферичною формою орбіталі.

- p – Електрони – це електрони з формою орбіта лі, схожою на гантель чи об`ємну вісімку.

- Відповідно до форми електронних орбіта лей розрізняють s-, p-, d-, f- електрони.

- Електрони з приблизно однаковою величиною енергії утворюють один енергетичний рівень.

- У межах одного енергетичного рівня електрони з однаковою формою електронної  орбіталі  утворюють енергетичний підрівень.

- Валентні електрони – електрони, які беруть участь в утворенні хімічних зв’язків.

- Енергетичні рівні, заповнені максимально можливою для них кількістю електронів, називають завершеними. Енергетичні рівні з меншою за максимальну кількістю електронів – незавершеними.

Електронна формула атома – це запис розподілу в електронній оболонці атома, де коефіцієнтами позначають енергетичні рівні ( 1,2, … 7), символами – підрівні (s, p, d, f), верхніми індексами – кількість електронів на підрівнях. Наприклад, електронна формула атома Силіцію ₁₄Si така: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p².

ГРАФІЧНІ ЕЛЕКТРОННІ ФОРМУЛИ доповнюють інформацію про будову електронної оболонки атома відомостями про кількість енергетичних комірок (кожну комірку позначають квадратиком) та заповнення їх електронами. Два спарені електрони однієї комірки позначають двома протилежно спрямованими стрілками ⇅, неспарений електрон — однією ↑. Протилежно спрямовані стрілочки вказують на те, що спарені електрони обертаються навколо своєї осі в протилежних напрямках.

Графічна електронна формула атома — відображення розподілу електронів за енергетичними комірками.

ЩО СЛІД ПАМ'ЯТАТИ ПІД ЧАС СКЛАДАННЯ ЕЛЕКТРОННИХ І ГРАФІЧНИХ ЕЛЕКТРОННИХ ФОРМУЛ. Складати електронні та графічні електронні формули атомів допоможе вам наведена нижче інформація, частину якої вам достатньо буде лише пригадати з курсу хімії 8 класу.

У межах одного рівня кількість підрівнів визначається кількістю наявних форм орбіталей.

На першому енергетичному рівні перебувають електрони лише зі сферичною формою орбіталей, тобто s-електрони, вони утворюють s-шдрівень. Отже, на першому енергетичному рівні існує один підрівень.

На другому енергетичному рівні розміщені електрони зі сферичною та гантелеподібною формами орбіталей, тобто s- та p-електрони. Відповідно до цього другий рівень включає два підрівні — s-підрівень та р-підрівень. (Назви підрівнів повторюють назви орбіталей.)

На третьому енергетичному рівні є три підрівні: s-, p-, d-. Тобто, з'являється d-підрівень. Його заповнення d-електронами відбувається в атомів хімічних елементів з протонними числами 21-30 (атоми хімічних елементів четвертого періоду).

Четвертий підрівень називається — f-підрівнем і з'являється він на четвертому енергетичному рівні у хімічного елемента Церію (протонне число 58).

Оскільки s-підрівень містить лише одну s-орбіталь, то на ньому можливе перебування не більше двох s-електронів. р-Підрівень містить три р-орбіталі, тому на ньому може перебувати максимально шість р-електронів. На d-підрівні налічується п'ять орбіталей, тож максимальне число d-електронів на ньому — десять. Щоб заповнити сім орбіталей f-підрівня, знадобиться чотирнадцять f-електронів.

Максимальна кількість електронів та енергетичних комірок на підрівнях

Умовне позначення підрівнів	s	p	d	f
Максимально можлива кількість електронів на підрівні	2	6	10	14
Максимально можлива кількість енергетичних комірок	1	3	5	7

Будова енергетичних рівнів

Енергетичний рівень	1	2	3	4
Можливі види орбіталей у межах рівня	s-	s-, р-	s-, р-, d-	s-, р-, d-, f-
Максимальна кількість електронів на енергетичному рівні	2 (2)	8 (2 + 6)	18 (2 + 6 + 10)	32 (2 + 6 + 10 + 14)
Загальна кількість енергетичних комірок

ПРИНЦИП «МІНІМАЛЬНОЇ ЕНЕРГІЇ», АБО ПРАВИЛО МІНІМУМУ ЕНЕРГІЇ. За сучасною теорією будови атома заповнення електронних оболонок атомів хімічних елементів підлягає таким загальним правилам.

Спочатку в атома електронами заповнюється перший енергетичний рівень, потім другий, і тільки після остаточного заповнення другого енергетичного рівня розпочинається заповнення третього рівня.

У межах одного енергетичного рівня першим заповнюється s-підрівень, після чого розпочинається заповнення р-підрівня.

Зазначені правила — наслідок дії принципу «мінімальної енергії». Цей принцип полягає в тому, що електрон в електронній оболонці атома за можливості займає енергетично найбільш вигідну орбіталь. З двох орбіталей енергетично вигіднішою для конкретного електрона є орбіталь з мінімальною енергією. Наприклад, атом Бору має п'ять електронів. Елемент розташований у другому періоді, тож його електронна оболонка має два енергетичні рівні. Перший рівень складається з одного підрівня — s-підрівня, а от другий рівень окрім s-підрівня має ще й р-підрівень. Сумарно обидва рівні налічують п'ять енергетичних комірок. Здавалося б, є можливість кожному з п'яти електронів розміститись в окремій комірці. Але це не так. Згідно з принципом «мінімальної енергії» повністю заповняться електронами s-підрівні обох енергетичних рівнів, і тільки один електрон розміститься на р-підрівні.

СКЛАДАННЯ ЕЛЕКТРОННИХ І ГРАФІЧНИХ ЕЛЕКТРОННИХ ФОРМУЛ АТОМІВ. В основній школі вам неодноразово доводилося складати електронні формули атомів. Застосуйте набуті знання й інформацію цього параграфа та виконайте завдання рубрики «Попрацюйте групами».

Пам'ятайте, що складаючи електронні й графічні електронні формули, спершу на кожному енергетичному підрівні в кожній енергетичній комірці позначають по одному електрону ↑. Якщо вільних комірок не залишається, то позначають по два ⇅.

ПОНЯТТЯ ПРО s-, р-, d-ЕЛЕМЕНТИ. За послідовним заповненням електронами електронних оболонок атомів хімічні елементи поділяють на s-, р-, d-, f-елементи. Таблиця  ознайомлює вас із класифікаційними характеристиками перших трьох.

Класифікаційні характеристики s-, p-, d-елементів

Назва групи елементів	Підрівні, що заповнюються електронами	Приклади
s-елементи	s-підрівень	Гідроген, Натрій, Магній
р-елементи	р-підрівень	Бор, Алюміній, Хлор
d-елементи	d-підрівень	Ферум, Купрум, Цинк

Як бачимо з таблиці , в s-елементів на зовнішньому енергетичному рівні електрони розташовані лише на s-підрівні. Усього s-елементів у періодичній системі чотирнадцять. Це Гідроген, Гелій, лужні та лужноземельні хімічні елементи. Усі вони розташовані в головних підгрупах (групах А) періодичної системи. Елементів, у атомах яких електронами послідовно заповнюється p-підрівень зовнішнього енергетичного рівня, тобто p-елементів, серед уже відкритих є тридцять два. Місця ще чотирьох позначено в періодичній системі номерами 113, 115, 117 і 118. Як і s-елементи, p-елементи розташовані в головних підгрупах (групах А) періодичної системи. У побічних підгрупах (групах Б) періодичної системи розташовані елементи, у атомах яких є електрони на s-підрівні зовнішнього енергетичного рівня, а послідовне заповнення електронами відбувається на d-підрівні передостаннього енергетичного рівня. Вони належать до d-елементів, їх відомо сорок. Згідно з програмою ви будете вивчати один з них — Ферум. Лантаноїди й актиноїди належать до f-елементів.

Зверніться до розташованої на форзаці кольорової періодичної системи, і ви побачите, що клітинки кожної з розглянутих груп елементів зафарбовані однаковим кольором.

ОСОБЛИВОСТІ БУДОВИ АТОМІВ d-ЕЛЕМЕНТІВ. Особливістю електронної будови їхніх атомів є те, що на зовнішньому енергетичному рівні в них здебільшого два електрони, а це властиво металічним елементам. І справді, усі хімічні елементи побічних підгруп утворюють прості речовини — метали. Так, у четвертому періоді після Кальцію розташовані десять хімічних елементів, атоми яких мають однакову з ним будову зовнішнього (він у них четвертий) енергетичного рівня: 4s² (виняток становлять Купрум, Хром). Електрони, що з'являються в атомах цих елементів, розміщуються на d-підрівні передостаннього, тобто третього енергетичного рівня. Для прикладу розглянемо електронну будову атома Феруму. Двадцять шість його електронів розміщені на чотирьох енергетичних рівнях.

Виконайте завдання для закріплення вивченого матеріалу:

• 1. Складіть електронну й графічну електронну формули атомів хімічних елементів з порядковими номерами 4 і 13. У якого з атомів усі електрони спарені?
• 2. Установіть відповідність між електронною будовою зовнішнього енергетичного рівня атома й хімічним елементом.

Частина електронної формули		Хімічний елемент
1	...3s23p5	А	Оксиген
2	...2s22p4	Б	Неон
3	...3s2	В	Хлор
4	...3s23p6	Г	Магній
		Д	Аргон

• 3. Укажіть можливі підрівні третього енергетичного рівня.

А s, р

Б s, p, d

В s, p, d, f

Г s, f, p

• 4. Укажіть пару s-елементів.

А Na і Al

Б Ba і Rb

В Fe і Cs

Г Ra і Cu

• 5. Укажіть електронну формулу атома елемента II групи 3-го періоду.

А 1s²2s²

Б 1 s²2s²2p¹

В 1s²2s²2p⁶3s²

Г 1s²2s²2p⁶3s²3p³

• 6. Укажіть електронну формулу атома хімічного елемента із завершеним зовнішнім енергетичним рівнем.

А 1s²2s²2p⁶3s²

Б 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²

В 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵

Г 1s²2s²2p⁶

• 7. Складіть електронні й графічні електронні формули атомів хімічних елементів з протонними числами: а) 7 і 15; б) 13 і 16. У кожній парі зазначте спільні і відмінні риси.
• 8. Складіть електронні формули атома та йона: а) Натрію; б) Хлору.
• 9*. Атом хімічного елемента має однакову кількість електронів із катіоном Калію. Визначте назву цього хімічного елемента, складіть електронну й графічну електронну формули його атома.

Домашнє авдання:

Виконати тести за посиланням:

https://naurok.com.ua/test/elektronni-formuli-him-elementiv-9727.html

Шановні учні!!!!

Відповіді надсилаємо за ел. адресою slobosvetlana78@gmail.com або на вайбер за номером 0974838938, вказуючи прізвище, групу та назву теми, яку ви виконували!!!

Тема:

Валентні стани елементів. Можливі ступені окиснення неметалічних елементів 2-го і 3-го періодів

https://www.youtube.com/watch?v=_BcSWpEo_W0

Інформаційна довідка

• Валентність — це здатність атомів утворювати хімічні зв'язки з певною кількістю інших атомів.

• Постійну валентність мають:

І	І	І	І	ІІ	ІІ	ІІ	ІІ	ІІ	ІІІ	ІІІ
Н	Na	F	K	Mg	Ca	Ba	Zn	O	Al	B

• Більшість хімічних елементів мають змінну валентність. Наводимо її значення для деяких з них:

Pb Плюмбум (IV група) — II, IV;

P Фосфор (V група) — III, V;

S Сульфур (VI група) — II, IV, VI;

Cr Хром (VI група) — II, III, VI;

Cl Хлор (VII група) — I, III, V, VII;

Mn Манган (VII група) — II, IV, VI, VII;

Fe Ферум (VIII група) — II, III, VI.

• Валентними електронами називають електрони, які беруть участь в утворенні хімічних зв'язків.

• Ступінь окиснення — це умовний заряд атома в сполуці, обчислений на основі припущення, що вона складається з йонів.

• Ступінь окиснення може набувати позитивного, негативного та нульового значень.

• У простих речовинах валентність і ступінь окиснення хімічних елементів не збігаються. Наприклад, у молекулі кисню О₂ валентність Оксигену ІІ, а ступінь окиснення 0.

• Визначаючи ступені окиснення елементів у бінарних сполуках, послуговуються рядом електронегативності. Елементи з більшим значенням електронегативності мають від'ємні значення ступенів окиснення.

ЗБУДЖЕНИЙ СТАН АТОМА. Це поняття пов'язане зі здатністю електронів отримувати додаткові порції енергії або віддавати її частину.

Що ближче до ядра розміщений енергетичний рівень, то меншим запасом енергії наділені його електрони. Тобто електрони другого рівня характеризуються меншою енергією, ніж третього; третього — меншою, ніж четвертого і так далі. У межах свого стійкого енергетичного рівня, електрон не виділяє і не поглинає енергії.

Отримавши додатковий запас енергії, наприклад під час нагрівання, електрони переходять на вищий енергетичний підрівень, атом набуває збудженого стану. Щоб відрізняти збуджений стан атома від основного, символ елемента записують зі значком *.

 Атом Карбону може мати два валентні стани. В одному з них (основному) в атома Карбону два неспарених електрони, і це визначає його мінімальну валентність ІІ та ступінь окиснення +2. У другому стані (збудженому) неспарених електронів чотири. За рахунок них Карбон утворює чотири спільні електронні пари з іншими атомами — набуває чотиривалентного стану і має ступінь окиснення +4 або -4.

Здатність електронів переходити на інші енергетичні підрівні зумовлює наявність в атомів одного хімічного елемента кількох ступенів окиснення.

ОСОБЛИВОСТІ БУДОВИ АТОМІВ НЕМЕТАЛІЧНИХ ЕЛЕМЕНТІВ, ЩО ЗУМОВЛЮЮТЬ ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ НЕМЕТАЛІВ. З вивченого в основній школі ви знаєте, що вища валентність хімічних елементів груп А дорівнює номеру групи, проте існують винятки. Наприклад, Оксиген розташований у VI групі, проте ніколи не буває шестивалентним. Елемент цієї ж підгрупи Сульфур має сполуки, у яких він шестивалентний, наприклад сульфур(VI) оксид SO₃. Поряд з цим існує сульфур(IV) оксид SO₂ з чотиривалентним Сульфуром і гідроген сульфід H₂S, у якому валентність Сульфуру дорівнює двом.

Електронні конфігурації зовнішніх енергетичних рівнів Оксигену і Сульфуру однакові.

Графічні електронні формули атомів Оксигену й Сульфуру свідчать, що в атома Оксигену відсутні вільні енергетичні комірки, тому він не може перейти в збуджений стан і мати більше двох неспарених (валентних) електронів. Для атома Сульфуру це цілком реально, тому що в нього є вільні комірки на d-підрівні третього енергетичного рівня. Поглинувши додатково енергію, спарені s- і р-електрони атома Сульфуру займають вільні комірки на d-підрівні.

Тобто, на відміну від Оксигену, з яким Сульфур входить до однієї підгрупи, електрони зовнішнього енергетичного рівня атома Сульфуру можуть стати неспареними й атом Сульфуру розширює свої валентні можливості.

Атоми неметалічних хімічних елементів можуть переходити в збуджений стан, якщо мають на зовнішньому енергетичному рівні вільні енергетичні комірки, збільшуючи цим самим кількість неспарених електронів.

МОЖЛИВІ СТУПЕНІ ОКИСНЕННЯ НЕМЕТАЛІЧНИХ ЕЛЕМЕНТІВ 2-го І 3-го ПЕРІОДІВ. В елементів зі змінною валентністю кількість неспарених електронів в основному стані визначає мінімальну валентність атомів, у збудженому стані — проміжні й максимальну (вищу) валентності. Вища (максимальна) валентність здебільшого збігається з номером групи хімічного елемента. Розглянута інформація дає змогу визначити ступені окиснення, яких можуть набувати ті чи інші елементи.

Домашнє авдання:

Щойно ви з’ясували валентні стани Карбону, Оксигену й Сульфуру. Окрім них, у 2-му і 3-му періодах розташовані Бор, Нітроген, Флуор, Неон, Силіцій, Фосфор, Хлор, Аргон. Усі вони розташовані в головних підгрупах, а в атомах елементів головних підгруп валентні електрони розташовані на зовнішньому енергетичному рівні.

Завдання 1. З’ясуйте можливі валентні стани Флуору та Фосфору. Для цього складіть електронні та графічні електронні формули атомів цих елементів, розгляньте можливість переходу валентних електронів на більш віддалені від ядра атома енергетичні підрівні.

Завдання 2. Напишіть формули сполук : а) Флуору з Оксигеном, Флуору з Гідрогеном; б) Фосфору з Оксигеном, Фосфору з Гідрогеном, що відповідають можливим валентним станам їх атомів, зазначте ступені окиснення.

Завдання 3. 

• 1. Завдяки чому атоми одного хімічного елемента можуть мати різні валентні стани?
• 2. Поясніть, що називають ступенем окиснення.
• 3. Про що свідчить той факт, що Ферум утворює сполуки зі ступенями окиснення +2, +3 і навіть може мати ступінь окиснення +6?

Завдання 4. 

• 1. Серед наведених електронних формул атомів укажіть, яка належить атому, що перебуває у збудженому стані.

a) ₁₄Si 1s²2s²2p⁶3s¹3p³;

б) ₁₄Si 1s²2s²2p⁶3s²3p².

• 2. Складіть хімічні рівняння взаємодії:

а) силіцію з киснем;

б) силіцію з воднем;

в) цинку з хлором;

г) фосфору з хлором.

Визначте ступені окиснення елементів у них.

• 3. Який з хімічних елементів — Флуор чи Фосфор — має лише один валентний стан? Поясніть чому.
• 4. Укажіть рядок, у якому записані електронні формули одного й того самого атома в основному і збудженому станах.

А 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴ і 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵

Б 1s²2s²2p¹ і 1s²2s²2p²

В 1s²2s²2p⁵ і 1s²2s²2p⁶

Г 1s²2s²2p² і 1s²2s¹2p³

Шановні учні!!!!

Відповіді надсилаємо за ел. адресою slobosvetlana78@gmail.com або на вайбер за номером 0974838938, вказуючи прізвище, групу та назву теми, яку ви виконували!!!

Узагальнення з теми:

«Періодичний закон»

• У природі існує періодична залежність властивостей елементів та їхніх сполук. На основі уявлень про будову атомів вона зумовлена однаковою електронною конфігурацією зовнішніх енергетичних рівнів і розташуванням валентних електронів на одних і тих самих енергетичних підрівнях.

• Точно обмежити ділянку атомного простору, у якому перебуває електрон, неможливо. Характеризуючи рух електрона в атомі, беруть до уваги ділянку з найбільшою ймовірністю його перебування в атомі — атомну орбіталь.

• Атомна орбіталь — це простір навколо атомного ядра, у якому ймовірність перебування електрона найбільша (90 і більше відсотків). Існує чотири види орбіталей: s, p, d, f.

• За формою орбіталей елементи поділяють на s -, p -, d -, f-елементи.

s-Елементи в періодичній системі розташовані на початку періодів. Перша і друга групи А утворені з s-елементів.

• Неметалічні елементи належать до p-елементів.

• d-Елементи розташовані в побічних підгрупах короткої періодичної системи (групах Б довгого варіанта періодичної системи).

• Енергетично вигіднішою для конкретного електрона є орбіталь з мінімальною енергією, тобто та, яка ближча до ядра атома. Відповідно до принципу «мінімальної енергії» у межах одного енергетичного рівня першим заповнюється s-підрівень, і тільки після його заповнення розпочинається заповнення р-підрівня.

• В основному стані атом має меншу енергію, ніж у збудженому.

• Валентні стани елементів обумовлені наявністю неспарених електронів атома, а також тих, які з'являються під час його переходу у збуджений стан.

• Атом може перейти з основного стану у збуджений, якщо в нього є вільні орбіталі.

Домашнє авдання:

http://www.zhu.edu.ua/mk_school/mod/quiz/view.php?id=4421

Шановні учні!!!!

Відповіді надсилаємо за ел. адресою slobosvetlana78@gmail.com або на вайбер за номером 0974838938, вказуючи прізвище, групу та назву теми, яку ви виконували!!!

Підсумкова контрольна робота з теми:

 Повторення: (https://www.youtube.com/watch?v=5aVvZbOc61E)

Виконуємо підсумкову контрольну роботу за посиланням:

https://naurok.com.ua/test/pidsumkova-kontrolna-robota-z-himi-10-klas-397347.html