Конспект урока химии «Кислород. Сера»

Конспект урока химии "Кислород. Сера" Кислород
На чтение 18 мин. Просмотров 30 Опубликовано
Содержание
  1. Лекция 2 кислород и сера.
  2. Серная кислота
  3. Соли серной кислоты

Лекция 2 кислород и сера.

План.

  1. Общая характеристика подгруппы. Кислород как химический элемент.
  2. Кислород как простое вещество.
  3. Озон.
  4. Сера как химический элемент.
  5. Сера как простое вещество.
  6. Соединения серы с отрицательной степенью окисления.
  7. Оксиды серы.
  8. Серная кислота и ее соли.

Главную подгруппу 6 группы составляют кислород, сера, селен, теллур и полоний. Все эти элементы (их иногда называют халькогены) имеют на внешнем валентном слое конфигурацию типа s2p4 , т.е. близкую к завершению. Это обуславливает окислительные способности этих элементов. Следует отметить, что их ЭО при переходе от кислорода к теллуру резко снижается, т.к. появление новых электронных слоев ведет к увеличению радиуса атомов. Наибольшей окислительной способностью обладают типичные неметаллы — кислород и сера.

Кислород как химический элемент. Кислород или Оксиген №8. 2 период, 6 группа, главная подгруппа.

Состав атома:8р, 8е—, 8n.

Схема строения: заряд ядра 8, два электронных слоя (2 е—, 6 е—)

Электронная и графическая формулы: 1s22s22p4

Типичный неметалл, сильный окислитель. Практически единственная степени окисления: -2.

Практически единственная валентность: II.

Конспект урока химии "Кислород. Сера" Самый распространенный элемент на Земле. На его долю приходится почти половина массы земной коры и около 90% массы мирового океана. Встречается в свободном состоянии в виде двух аллотропных модификаций: кислород О2 и озон О3. Эти газы входят в состав атмосферы, кислород в нем составляет около 21% по объему, озон – доли процента. Входит в состав неорганических соединений оксидов и гидроксидов, а также в состав многих солей. Содержится в важнейших органических соединениях: спиртах, альдегидах, кислотах и сложных эфирах. Является органогеном, входит в состав белков, жиров и углеводов, нуклеотидов и т.д.

2. Физические свойства кислорода. При н.у. это бесцветный газ, не имеющий запаха. Температура кипения кислорода (-183оС). Немного тяжелее воздуха, немного растворим в воде (в 100 объемах воды — около 5 объемов кислорода при 0оС). Жидкий кислород притягивается магнитом.

Химические свойства кислорода. Кислород во всех химических реакциях проявляет сильные окислительные свойства. Его бинарные соединения с элементами называются оксидами. Кислород образует оксиды со всеми элементами, кроме гелия, неона и аргона. Оксиды образуются при окислении простых веществ (непосредственно не взаимодействуют с кислородом только галогены, золото и платина), при окислении сложных веществ. Реакции взаимодействия веществ с кислородом часто сопровождаются выделением тепла и света и поэтому их называют горением. При горении веществ на воздухе выделяется такое же тепла, но часть его тратится на нагревание азота, входящего в состав воздуха, поэтому температура пламени значительно снижается. Оксиды могут образовываться и при разложении сложных веществ (гидроксидов и солей), эти реакции, наоборот, обычно идут с поглощением энергии.

P0 O20 => P2 5 O5-2

S O2 => SO2

Mg O2 => MgO

Fe O2 => Fe2O3

CH4 O2 => CO2 H2O

ZnS O2 => ZnO SO2

Cu(OH)2 => CuO H2O

CaCO3 => CaO CO2

Роль в природе: процессы дыхания, гниения по химической сути являются процессами окисления сложных органических веществ.

Применение: Как сырье для получения различных соединений; для интенсификации процессов в химической и металлургической промышленности; для получения высоких температур (сварка и резка металла, ракетное топливо); жидкий кислород в смеси с опилками или другими горючими веществами используют как ВВ; газообразный кислород используют в медицине для лечения различных заболеваний (оксигенотерапия).

3. Озон. При н.у. это газ, обладающий характерным запахом. Температура кипения озона (-112оС). Он тяжелее воздуха, растворим в воде (в 100 объемах воды — около 50 объемов озона при 0оС). Конспект урока химии "Кислород. Сера"

Озон образуется из кислорода при пропускании через него электрического разряда или жесткого УФ излучения.

О2 => O3

Обратная реакция – распад озона – протекает самопроизвольно, т.е. озон неустойчивое соединение. Озон – один из сильнейших окислителей, при его взаимодействии с веществами тоже образуются оксиды, но реакции протекают более энергично, чем с кислородом. Как сильный окислитель озон убивает бактерии и применяется для обеззараживания воды и помещений. Озон ядовит, ПДК в воздухе 10-5% , при этой концентрации хорошо ощущается его запах. В верхних слоях атмосферы концентрация озона обычно лежит в пределах 10-7-10-6.

Оксиды- один из важнейших классов неорганических веществ. Они делятся на основные, кислотные и амфотерные оксиды. Все они образуют гидроксиды и соответствующие соли. Кислород входит также в состав большого количества органических соединений.

Роль кислорода в организме и использование кислорода и озона в медицине. Содержание кислорода в организме 62,43%. Взрослый человек потребляет 264 см3 кислорода в мин. Оксиген имеет исключительное биологической значение, от него зависят важнейшие биохимические процессы, он участвует во всех видах обмена веществ. Наиболее известный физиологический процесс с участием кислорода – дыхание. Этот сложный физиологический процесс включает в себя не только процесс газообмена в легких, но и транспорт кислорода с током крови от легких к клеткам. Именно там в митохондриях происходит процесс тканевого дыхания, т.е. процесс окисления органических веществ. Продукты окисления (СО2) кровь уносит к легким. А энергия, которая выделяется в процессе реакции окисления тратится на образование молекул АТФ. При гидролизе АТФ энергия снова выделяется и расходуется на нужды организма. Т.е. с участием кислорода проходят все окислительные реакции в организме, за счет энергии этих реакций протекают все физиологические процессы. С кислородом связаны также фагоцитарные функции организма. Вспомните особенности строения атома кислорода. У него ярко выраженные неметаллические, окислительные свойства. В медицинской практике используются не только множество соединений кислорода (оксидов, гидроксидов, кислот, солей, органических и неорганических соединений) но и простые вещества – кислород и озон. Оксигенотерапия – кислородом лечат гельминтозы, сердечно-сосудистые и инфекционные заболевания, он стимулирует работу нервной системы, обладает снотворным действием и т.д. Оксигенотерапия лежит в основе климатолечения. Оксигенобаротерапия – метод лечения, в котором используется дыхание воздушной смесью с повышенным содержанием кислорода, в специальных герметичных помещениях барокамерах. В озонотерапии используют озон. Это сильнейший окислитель, в больших количествах он ядовит. Образуется из кислорода при электрическом разряде, под действием УФ. Озон обладает бактерицидным, дезодорирующим действием; используется для обработки питьевой воды, помещений, белья; в смеси с кислородом используется для лечения различных заболеваний.

Про кислород:  I-стадия.-.каталитическое окисление аммиака.

4.Сера как химический элемент. Сульфур №16. 3 период,6 группа, главная подгруппа.

Состав атома: 16р, 16е—, 16n.

Схема строения: заряд ядра 16, три электронных слоя (2 е—, 8 е—, 6 е—)

Электронная и графическая формулы:

Конспект урока химии "Кислород. Сера"Конспект урока химии "Кислород. Сера" Типичный неметалл. Характерные степени окисления: 6 и -2, возможна 4.

Возможные валентности: II, IV, VI.

Конспект урока химии "Кислород. Сера"Конспект урока химии "Кислород. Сера" Широко распространен в природе, содержание в земной коре 0,1%. Встречается в свободном состоянии (самородная сера) и в виде соединений. Например: сульфидов (железный колчедан FeS2, свинцовый блеск PbS) и сульфатов (гипс CaSO4∙2H2O, глауберова соль Na2SO4∙10H2O).Органоген, входит в состав белка

.

5. Сера как простое вещество. Для серы характерна аллотропия. Три модификации. Сера ромбическая: твердое вещество желтого цвета, молекулярная кристаллическая решетка, S8, плавится при 112,8оС, плотность 2,07 г/см3. Нерастворима в воде, не смачивается. Растворяется в бензоле. Сера моноклинная: твердое вещество темно-желтого цвета, молекулярная кристаллическая решетка, S8, плавится при 119,3оС, плотность 1,96г/см3 . При н.у. неустойчива, превращается в ромбическую. Сера пластическая: резиноподобная коричневая масса, аморфное строение, S∞. При н.у. неустойчива, превращается в ромбическую.

Конспект урока химии "Кислород. Сера"Химические свойства: типичный неметалл, может быть и окислителем и восстановителем.

Как окислитель взаимодействует с металлами и водородом:

Al S→ Al2S3

Na S → Na2S

H2 S → H2S

Как восстановитель – с активными неметаллами:

S O2 →SO2

Конспект урока химии "Кислород. Сера"Конспект урока химии "Кислород. Сера"

Получение:

1). Самородная сера. Перегретым водяным паром обрабатывают породу.

2). Разложение пирита без доступа воздуха: FeS2 → FeS S

3). Неполное сгорание сероводорода: H2S O2 → S H2O

Применение:

1). Получение серной кислоты и сульфатов.

2). Получение сульфитов.

3). Производство красителей, резины, черного пороха, спичек, лекарств.

Сера в организме человека и ее использование в медицине.

Содержание в организме 0,16%, суточная потребность 4-5 грамм. Больше всего серы содержится в кератине волос, костях, нервной ткани; входит в состав белков (аминокислоты цистеин и метионин), гормонов, витаминов. В организме серная кислота, образующаяся в процессе метаболизма, обезвреживает ядовитые продукты метаболизма (фенол, скатол, крезол) и чужеродные токсины (тяжелые металлы). Простое вещество сера оказывает противомикробное и противопаразитарное действие, серные мази и суспензии используют для лечения кожных заболеваний, гельминтозов. 1% раствор серы в персиковом масле (сульфозин) используют при лечении шизофрении и алкоголизма. Тиосульфат натрия обладает противовоспалительным и противоаллергическим действием.

Дата добавления: 2022-02-09; просмотров: 82; Нарушение авторских прав

§

Конспект урока химии "Кислород. Сера"Конспект урока химии "Кислород. Сера" H2S — сероводород, бесцветный газ с характерным запахом гниющего белка. Кристаллизуется при -85,7оС, кипит при -60,8оС. Немного тяжелее воздуха, при н.у. в 1л воды растворяется 2,5 л сероводорода.

Восстановитель, окисляется кислородом воздуха (горение)

H2S O2 →SO2 H2O, при недостатке кислорода или низкой температуре H2S O2 →S H2O

Водный раствор называют сероводородной водой, на воздухе, на свету она становится мутной (опалесцирует) в результате образования коллоидного раствора серы в воде (см. предыдущую реакцию). Кроме того раствор сероводорода обладает свойствами кислоты, поэтому его называют сероводородной кислотой, это слабая кислота. Образуется при гниении белков, встречается в водах минеральных источников и вулканических газах. Такие источники могут быть причиной гибели человека ( Сероводород очень ядовит!), но могут использоваться и для лечения желудка, почек, кожи. Соли сероводородной кислоты называют сульфидами. Большинство из них нерастворимо в воде. В природе эти соли образуют минералы, которые используют как руды цветных металлов: ZnS, CuS, PbS…Многие сульфиды имеют переменный состав. В легкой промышленности используют сульфиды натрия и кальция для очистка кожи от шерсти. Сульфиды щелочноземельных металлов служат основой люминофоров. А в лабораториях реакции образования сульфидов используют для определения многих металлов, т.к. эти соли имеют характерный цвет.

Конспект урока химии "Кислород. Сера"

Конспект урока химии "Кислород. Сера"

Дата добавления: 2022-02-09; просмотров: 17; Нарушение авторских прав

§

Конспект урока химии "Кислород. Сера"SO2 — оксид серы (IV), сернистый газ. Бесцветный газ с резким запахом, на воздухе не горит, легко растворяется в воде, ядовит.

Химические свойства: кислотный оксид, характерны восстановительные свойства.

Как восстановитель:

SO2 O2Конспект урока химии "Кислород. Сера" SO3, катализатор V2O5

Как кислотный оксид сернистый газ взаимодействует со щелочами:

SO2 NaОН →NaНSO3 и Na2SO3 H2O (соли гидросульфиты и сульфиты).

С водою образуется сернистая (сульфитная) кислота.

SO2 H2O ↔ H2 SO3 Это слабый электролит. Нестойкая, существует только в водных растворах, легко окисляется кислородом воздуха до серной кислоты: H2 SO3 O2 → H2 SO4.

Конспект урока химии "Кислород. Сера" Обесцвечивает органические красители.

Получение:

1). Горение серы: S O2 →SO2

2). Обжиг сульфидов: ZnS O2 → ZnO SO2 и т.д.

Большое количество сернистого газа образуется при горении органических соединений (каменный уголь).

Применение:

1). Производство серной кислоты.

2). Производство сульфитов и гидросульфитов.

3). В с/х для уничтожения насекомых и микроорганизмов.

4). В текстильной промышленности для отбеливания тканей, соломки и т.д.

5). При консервировании фруктов и ягод.

Конспект урока химии "Кислород. Сера"SO3 – оксид серы (VI), серный ангидрид. Молекула существует только в парах, при понижении температуры полимеризуется. При н.у. это бесцветная жидкость, летучая, «дымит» на воздухе, кристаллизуется при 17оС, кипит при 66оС. Легко растворяется в воде, токсичен.

Про кислород:  Газоаналитика.РФ - Газоанализаторы оптимизации режимов горения и анализаторы дымовых газов. Testo, Chemist, Casper и отечественные.

Химические свойства: сильный окислитель, кислотный оксид.

Как кислотный оксид:

SO3 H2O →H2 SO4 Q, взаимодействует с водой, образуя серную кислоту, при этом выделяется большое количества тепла.

SO3 NaОН →NaНSO4 и Na2SO4 H2O, т.е. образует гидросульфаты и сульфаты

Получение: в промышленности SO2 O2Конспект урока химии "Кислород. Сера" SO3, катализатор V2O5

Применение: как промежуточный продукт при производстве серной кислоты, в лаборатории как сильное водопоглощающее средство.

Дата добавления: 2022-02-09; просмотров: 13; Нарушение авторских прав

§

Конспект урока химии "Кислород. Сера" H2 SO4 –ббесцветная маслянистая жидкость, плотность 98% раствора 1,84 г/см,— нелетучая и запаха не имеет. Чрезвычайно гигроскопична, легко поглощает воду. При растворении выделяется большое количество тепла.

Химические свойства: 1. Сильная кислота, распадается на ионы по двум ступеням практически на 100%, образует два ряда солей.

H2SO4 ↔ H HSO4— — гидросульфат –ион

HSO4— ↔ H SO4 2- — сульфат- ион

Разбавленная кислота H2 SO4 обладает всеми общими свойствами кислот: изменяет окраску растворов индикаторов); взаимодействует с основаниями, основными оксидами и солями (реакции ионного обмена, не ОВР!):

H2SO4 2 KOH → K2SO4 2H2O;

2H SO42- 2K 2OH— = 2K SO42- 2H2O; H OH— = H2O

H2SO4 KOH → KНSO4 H2O

3H2SO4 Al2O3 → Al2(SO4)3 3H2O;

2H 3SO42- Al2O3 → 2Al3 3SO42- H2O ; 2H Al2O3 → 2Al3 H2O

H2SO4 Na2CO3→ Na2SO4 H2CO3 → Na2SO4 H2O CO2↑;

2H SO42- 2Na CO3→ 2Na SO42- H2O CO2↑; 2H CO3→ H2O CO2↑;

Во всех этих реакциях главную роль играют ионы водорода, а SO42- просто присутствует в растворе. Специфической реакцией иона SO42- (т.е. серной кислоты и всех ее солей) является реакция с солями бария.

H2SO4 BaCl2 → 2HCl BaSO4↓

2H SO42- Ba2 2Cl— → 2H 2Cl— BaSO4↓

SO42- Ba2 → BaSO4↓

Na2SO4 Ba(NO3)2 → 2NaNO3 BaSO4↓

2Na SO42- Ba2 2NO3— → 2Na 2NO3— BaSO4↓

SO42- Ba2 → BaSO4↓

Эту реакцию называют «качественной реакцией» на серную кислоту и ее соли, потому что в ней образуется характерный мелкокристаллический белый осадок BaSO4. Реакцию используют в лабораторной практике для определения наличия в растворе иона SO42-.

При взаимодействии с металлами серная кислота может вести себя по-разному, в зависимости от концентрации и активности металла.

В разбавленной H2SO4 окислителем является ион Н , поэтому разбавленная серная кислота взаимодействует только с металлами стоящими в ряду напряжений до водорода, причем, одним из продуктов реакции будет газ водород.

H2SO4(разб.) Zn → H2 ↑ ZnSO4

Zn0 – 2e— → Zn 2 H e— → H0

Но если мы возьмем концентрированную кислоту, то в роли окислителя выступит S 6 , и вместо водорода мы получим продукт ее восстановления – какое-то соединение серы. Какое? Это зависит от активности металла, температуры, концентрации кислоты. Обычно образуется смесь таких веществ. Но, упрощая, можно считать, что чем активнее металл, тем более глубоко идет процесс восстановления, и степень окисления серы в продукте реакции будет ниже. Следует также отметить, что с концентрированной H2SO4 взаимодействуют все металлы, кроме золота и платины, но на холоду железо, алюминий и хром пассивируются (не реагируют из-за образования прочной пленки на поверхности металла), а некоторые металлы не реагируют и с разбавленной серной кислотой (если при этом образуется нерастворимая соль).

H2SO4(конц.) Zn → ZnSO4 H2О S Zn0 – 2e— → Zn2 S 6 6e— → S0

H2SO4(конц.) Cu → ZnSO4 H2О SO2 Cu0 – 2e— → Cu2 S 6 2e— → S 4

H2SO4(конц.) Ca → CaSO4 H2О CaS Ca0 – 2e— → Ca2 S 6 8e— → S-2

H2SO4(конц.)– сильный окислитель, и может окислять не только металлы, но и неметаллы и даже их соединения, обугливает органические вещества (т.к. забирает воду, например, у углеводов)

H2SO4(конц.) C → СО2↑ H2О SO2↑

C0 – 4e— → C4 S 6 2e— → S 4

Конспект урока химии "Кислород. Сера"Получение серной кислоты. В промышленности процесс получения серной кислоты обычно включает в себя три стадии. Сырьем является FeS2 (пирит, железный колчедан).

1) обжиг колчедана (принцип теплообмена, в «кипящем слое», воздух обогащен кислородом):

FeS2 O2 → Fe2O3 SO2 13746кДж

2) каталитическое окисление сернистого газа (4500С, катализатор V2O5 оксид ванадия (V), принцип противотока):

SO2 O2 ↔ SO3 197,9кДж

Конспект урока химии "Кислород. Сера" 3) гидратация оксида серы (VI) (принцип противотока, принцип теплообмена, орошение концентрированной серной кислотой)

SO3 H2O →H2 SO4 130,6 кДж

Конечным продуктом является «олеум» — раствор SO3 в концентрированной H2 SO4.

В производстве серной кислоты часто используют сернистый газ, получаемый при обжиге цветных руд, горении топлива или свободной серы. Т.е. первая стадия может быть немного другой, а вот две последние – всегда одинаковы.

Применение. Серная кислота – «хлеб» химической промышленности.

Конспект урока химии "Кислород. Сера" 1) получение сульфатов, которые широко используются в народном хозяйстве, например:

— K2SO4 и (NH4)2 SO4 — сульфаты калия и аммония, в с/х как минеральные удобрения

— CuSO4∙5H2O – медный купорос, в с/х как средство борьбы с болезнями растений, в легкой промышленности как краситель, в строительстве как противогрибковое средство, в гальванопластике (покрытие слоем меди)

FeSO4∙ 7H2O – железный купорос, в с/х средство борьбы с вредителями растений, в легкой промышленности при крашении тканей.

CaSO4∙ 2H2O – минерал гипс, в строительстве используют «жженый гипс» 2CaSO4∙ H2O под названием «алебастр» в состав шпаклевок, в медицине — слепки, шины, в художественно- прикладном творчестве.

Про кислород:  Промышленный генератор водорода - купить у производителя

Na2SO4∙ 10H2O – глауберова соль, в медицине как слабительное, в производстве стекла

BaSO4 –в медицине, (рентген желудка), в производстве бумаги, резины как наполнитель

2) в цветной металлургии (гидрометаллургия, получение меди, никеля и т.д.) и обработке металлов (печатные платы, гальваника, аккумуляторы и т.д.)

3) неорганический синтез (производство минеральных удобрений, пигментов, кислот…) и органический синтез (производство красителей, ВВ, полимеров…)

4) производство бумаги

5) производство соды (стекло, СМС)

Соли серной кислоты не обладают окислительными свойствами, вступают в обычные реакции ионного обмена.

Дата добавления: 2022-02-09; просмотров: 38; Нарушение авторских прав

Серная кислота

На какие металлы не воздействует концентрированная серная кислота?

Молекулярная формула серной кислоты Подгруппа кислорода в химии - формулы и определения с примерами

Получение серной кислоты осуществляется с помощью химических реакций, протекающих по следующей схеме:

Физические свойства: Серная кислота — тяжелая бесцветная маслянистая жидкость без запаха. Плотность 96% -ной концентрированной кислоты равна 1,84 г/см3. При растворении в воде она выделяет большое количество теплоты, поэтому при ее разбавлении следует соблюдать осторожность, приливая серную кислоту к воде небольшими частями.

1.    Взаимодействует со всеми металлами, стоящими в ряду активности перед водородом, при этом образуются соли и вытесняется водород:

2.    Взаимодействует с основными и амфотерными оксидами и образует соли и воду:

3.    Взаимодействует с основаниями и образует соли и воду:

4.    Взаимодействует с солями слабых и летучих кислот и образует новые соли и новые кислоты:

Концентрированная серная кислота является очень сильным окислителем, поэтому она реагирует почти со всеми металлами, кроме серебра Ag, золота Аu и платины Pt, а также железа Fe при 100% -ной концентрации.

При этом в зависимости от активности металлов, концентрации серной кислоты и условий реакции выделяются газы Подгруппа кислорода в химии - формулы и определения с примерами

При кипячении концентрированная серная кислота взаимодействует также с неметаллами:

Концентрированная серная кислота обугливает такие вещества, как сахар, бумага, дерево и ткани, вытягивая воду из содержащейся в них целлюлозы:

Для определения серной кислоты и сульфатов на них воздействуют растворимой солью бария (хлорид бария). В результате реакции выпадает осадок белого цвета, не растворимый ни в воде, ни в азотной кислоте:

Сульфаты. Сульфат натрияПодгруппа кислорода в химии - формулы и определения с примерамиПодгруппа кислорода в химии - формулы и определения с примерамиСульфат кальцияПодгруппа кислорода в химии - формулы и определения с примерамиПодгруппа кислорода в химии - формулы и определения с примерамиПодгруппа кислорода в химии - формулы и определения с примерамиПодгруппа кислорода в химии - формулы и определения с примерами

Алебастр — важный строительный материал, часто используемый при строительстве объектов. В медицине гипс используется для наложения всевозможных гипсовых повязок.

Сульфат меди(Н)Подгруппа кислорода в химии - формулы и определения с примерамиПодгруппа кислорода в химии - формулы и определения с примерамиЖелезный купоросПодгруппа кислорода в химии - формулы и определения с примерами

Соли серной кислоты

Серная кислота, будучи двухосновной, образует два ряда солей: средние, называемые сульфатами, и кислые, называемые гидросульфатами. Сульфаты образуются при полной нейтрализации кислоты щелочью (на один моль кислоты приходится два моля щелочи), а гидросульфаты — при недостатке щелочи (на один моль кислоты — один моль щелочи):

Многие соли серной кислоты имеют большое практическое значение.

Качественная реакция на сульфат-ион. Большинство солей серной кислоты растворимо в воде. Соли CaSO4 и PbSO4 мало растворимы в воде, a BaSO4 практически нерастворима как в воде, так и в кислотах. Это свойство позволяет использовать любую растворимую соль бария, например ВаСl2, как реагент на серную кислоту и ее соли (точнее, на ион Подгруппа кислорода

или в ионной форме:

При этом выпадает белый нерастворимый в воде и кислотах осадок сульфата бария.

Услуги по химии:

  1. Заказать химию
  2. Заказать контрольную работу по химии
  3. Помощь по химии

Лекции по химии:

  1. Основные понятия и законы химии
  2. Атомно-молекулярное учение
  3. Периодический закон Д. И. Менделеева
  4. Химическая связь
  5. Скорость химических реакций
  6. Растворы
  7. Окислительно-восстановительные реакции
  8. Дисперсные системы
  9. Атомно-молекулярная теория
  10. Строение атома в химии
  11. Простые вещества
  12. Химические соединения
  13. Электролитическая диссоциация
  14. Химия и электрический ток
  15. Чистые вещества и смеси
  16. Изменения состояния вещества
  17. Атомы. Молекулы. Вещества
  18. Воздух
  19. Химические реакции
  20. Закономерности химических реакций
  21. Периодическая таблица химических элементов
  22. Относительная атомная масса химических элементов
  23. Химические формулы
  24. Движение электронов в атомах
  25. Формулы веществ и уравнения химических реакций
  26. Химическая активность металлов 
  27. Количество вещества
  28. Стехиометрические расчёты
  29. Энергия в химических реакциях
  30. Вода 
  31. Необратимые реакции
  32. Кинетика
  33. Химическое равновесие
  34. Разработка новых веществ и материалов
  35. Зеленая химия
  36. Термохимия
  37. Правило фаз Гиббса
  38. Диаграммы растворимости
  39. Законы Рауля
  40. Растворы электролитов
  41. Гидролиз солей и нейтрализация
  42. Растворимость электролитов
  43. Электрохимические процессы
  44. Электрохимия
  45. Кинетика химических реакций
  46. Катализ
  47. Строение вещества в химии
  48. Строение твердого тела и жидкости
  49. Протекание химических реакций
  50. Комплексные соединения

Лекции по неорганической химии:

  1. Важнейшие классы неорганических соединений
  2. Водород и галогены
  3. Подгруппа азота
  4. Подгруппа углерода
  5. Общие свойства металлов
  6. Металлы главных подгрупп
  7. Металлы побочных подгрупп
  8. Свойства элементов первых трёх периодов периодической системы
  9. Классификация неорганических веществ
  10. Углерод
  11. Качественный анализ неорганических соединений
  12. Металлы и сплавы
  13. Металлы и неметаллы
  14. Производство металлов
  15. Переходные металлы
  16. Элементы 1 (1А), 2 IIA и 13 IIIA групп и соединения
  17. Элементы 17(VIIA), 16(VIA) 15(VA), 14(IVA) групп и их соединения
  18. Важнейшие S -элементы и их соединения
  19. Важнейшие d элементы и их соединения
  20. Важнейшие р-элементы и их соединения
  21. Производство неорганических соединений и сплавов
  22. Главная подгруппа шестой группы
  23. Главная подгруппа пятой группы
  24. Главная подгруппа четвертой группы
  25. Первая группа периодической системы
  26. Вторая группа периодической системы
  27. Третья группа периодической системы
  28. Побочные подгруппы четвертой, пятой, шестой и седьмой групп
  29. Восьмая группа периодической системы
  30. Водород
  31. Кислород
  32. Озон
  33. Водород
  34. Галогены
  35. Естественные семейства химических элементов и их свойства
  36. Химические элементы и соединения в организме человека
  37. Геологические химические соединения

Лекции по органической химии:

  1. Органическая химия
  2. Углеводороды
  3. Кислородсодержащие органические соединения
  4. Азотсодержащие органические соединения
  5. Теория А. М. Бутлерова
  6. Соединения ароматического ряда
  7. Циклические соединения
  8. Карбонильные соединения
  9. Амины и аминокислоты
  10. Химия живого вещества
  11. Синтетические полимеры
  12. Органический синтез
  13. Элементы 14(IVA) группы
  14. Азот и сера
  15. Растворы кислот и оснований
кислород конспект свойства сера урок Химия
Оцените статью
Кислород
© 2025 Кислород