1. Основні класи неорганічних сполук
(лекційний матеріал)

2. Основні класи неорганічних сполук
Оксиди
класи
Основи
сполук
Солі
неорганічних
Кислоти

3. Оксиди
Оксид – це бінарна сполука елемента з Оксигеном, у якій атоми Оксигену не з’єднані безпосередньо один з одним. Оксиди досить поширені. їх утворюють майже всі хімічні елементи, за винятком інертних елементів. Формули нормальних оксидів усіх елементів можна звести до таких восьми загальних формул: R2О, RO, R2О3, RO2, R2О5, RO3, R2О7 і RO4, де R — відповідний елемент (метал або неметал). Валентність Оксигену завжди = 2.

4. Склад і назви оксидів
Якщо хімічний елемент проявляє сталу валентність і з киснем утворює тільки один оксид, то його називають просто оксидом цього елементу. Наприклад, K2O — оксид калію, CaO — оксид кальцію, Аl2О3 — оксид алюмінію і т. д.
Якщо ж елемент проявляє змінну валентність і утворює по кілька оксидів, то в їх назвах до слова оксид додаються префікси з грецьких числівників, які показують кількість атомів оксигену, що припадають на один атом даного елементу. Наприклад, Cu2O — геміоксид (півоксид) міді, а CuO — монооксид (однооксид) міді. Залізо частіше всього буває позитивно дво- і тривалентним і з киснем утворює: FeO — монооксид заліза і Fe2O3 — сесквіоксид (півтораоксид) заліза. Сірка з киснем утворює SO2 — діоксид (двооксид) сірки і SO3 — триоксид сірки.
Азот утворює кілька оксидів, у тому числі NO — монооксид азоту, N2O3 — сесквіоксид азоту, NO2 — діоксид азоту і N2O5 — геміпентаоксид (півп'ятиоксид) азоту.
Хлор серед інших оксидів утворює Cl2O7 — гемігептаоксид хлору, а осмій — OsO4 тетраоксид осмію. Більше чотирьох атомів кисню, що припадають на один атом елементу, в нормальних оксидів не буває.

5. Властивості оксидів
Оксиди металів являють собою оророткристалічні речовини, в більшості випадків малолеткі і тугоплавкі. Оксиди неметалів — це, навпаки, переважно леткі речовини і гази. Основні оксиди До основних відносять такі оксиди, які при взаємодії з кислотами і ангідридами, а також з амфотерними оксидами утворюють солі, а між собою не взаємодіють. Наприклад: СаО + СО2 = СаСО3 Na2O + ZnO = Na2ZnO2 Основні оксиди утворюються тільки металами з низькою валентністю (не вище 3+ ). Більшість основних оксидів з водою безпосередньо не взаємодіють, за винятком оксидів лужних і лужноземельних металів, які реагують з водою. Усім основним оксидам відповідають основи, тобто гідроксиди, які проявляють властивості основ.

6. Властивості оксидів
Кислотні оксиди До кислотних оксидів відносять такі оксиди, які взаємодіють з основними та амфотерними оксидами, а також з їх гідроксидами з утворенням солей. Наприклад: P2О5 + 3СаО = Са3(РО4)2 SO3 + ZnO = ZnSO4 CO2 + 2NaOH = Na2СО3 + Н2О Кислотні оксиди називають звичайно ангідридами (зневодненими кислотами), вказуючи цим, що їх можна одержати з кислот, віднімаючи від них елементи води. Кислотні оксиди утворюються неметалами та деякими металами, які проявляють змінну валентність. Валентність металів у кислотних оксидах буває, від 4+ до 7+. Наприклад CrO3 — хроматний ангідрид (валентність хрому 6+ ), Mn2O7 — ангідрид марганцю (валентність марганцю 7+ ) і т. д. Деякі кислотні оксиди взаємодіють з водою, утворюючи відповідні гідроксиди, тобто кислоти. Однак більшість з них безпосередньо з водою не взаємодіють, і тому їх гідроксиди, тобто кислоти, що їм відповідають, одержують посереднім шляхом

7. Властивості оксидів
Амфотерні оксиди Амфотерними називають такі оксиди, які взаємодіють як з кислотами, так і з основами, утворюючи сіль. При взаємодії з кислотами вони поводять себе як основні оксиди, а при взаємодії з основами — як кислотні. ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2О ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2О З водою амфотерні оксиди не взаємодіють. Амфотерні оксиди утворюються тільки металами з валентністю від 2+ до 4+. До амфотерних оксидів належать ZnO, SnO, PbO, Al2О3, SnO2, PbO2 і ін. Отже, неметали утворюють тільки кислотні оксиди, а метали можуть утворювати основні, амфотерні і кислотні. Причому для металів із змінною валентністю існує така залежність: при низькому валентному стані металу (не вище 3+ ) він утворює основний оксид, при високому валентному стані (від 4+ до 7+ ) він утворює кислотний оксид, а при проміжному (звичайно від 2+ до 4+ ) він утворює амфотерний оксид. Основні, кислотні і амфотерні оксиди називають ще солетвірними, бо вони при взаємодії з кислотами або основами утворюють солі.

8. Одержання оксидів
Оксиди можна одержувати різними способами: Безпосереднім сполученням елементів з киснем: 2Zn + О2 = 2ZnO 4Р + 5О2 = 2Р2О5 Окисленням різних сполук киснем: СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О 2Н2S + 3О2 = 2SO2 + 2Н2О Розкладом гідроксидів при нагріванні: Ca(ОН)2 = СаО + Н2О 2Fe(ОН)3 = Fe2О3 + 3Н2О Розкладом солей кисневих кислот при нагріванні: CaCO3 = CaO + СО2 Cu2(ОН)2СО3 = CuO + СО2 + Н2О

9. Оксиди у природі
Вода, Al2O3
Пісок, СО2

10. Кислоти
Кислоти— електроліти, які при розчиненні в іонізуючому розчиннику (воді), дисоціюють з утворенням іонів водню (або протону, Н+), таким чином знижуючи кислотність розчину до величини менше ніж pH 7,0.
У сучасній хімії зазвичай використовується інше, хоча й подібне визначення Бренстеда і Ловрі, за яким кислоти означаються як хімічні сполуки, що є донорами протонів і приймають електрони для утворення іонних зв'язків. Кислоти вступають у реакції з основами, утворюючи солі, а також діють як розчинники. Сильні кислоти корозійні, розбавлені кислоти мають кислий або гострий смак, хоча в деяких органічних кислотах цей смак частково схований за іншими смаковими характеристиками.

11. Класифікація кислот
Кисневі і безкисневі кислоти Залежно від того, входить кисень до складу кислотного залишку чи не входить, кислоти поділяються на кисневі і безкисневі. До найбільш вживаних кисневих кислот належать сульфатна (сірчана) кислота H2SO4,нітратна (азотна) кислота HNO3 і фосфатна (фосфорна) кислота H3PO4. . Наприклад: SO3 + Н2О = SO3 • Н2О (Сульфатна кислота Н2SO4) Р2О5 + Н2О = Р2О5 • Н2О (Метафосфатна кислота НРО3) Р2О5 + 3Н2О = Р2О5 • 3Н2О (Ортофосфатна кислота Н3РО4). Прикладом найбільш вживаних безкисневих кислот можуть бути хлоридна (хлороводнева, або соляна) кислота HCl, бромідна кислота HBr, сульфідна (сірководнева) Н2S і інші кислоти. Сильні, слабкі, середні кислоти Сильні H2SO4, HCl Слабкі Н2S Середні Н3РО4

12. Основність кислот
Залежно від кількості кислотних атомів водню молекули кислот .поділяються на одноосновні, двоосновні, триосновні і т. д. Наприклад, хлоридна кислота HCl одноосновна, сульфатна кислота H2SO4 — двоосновна, фосфатна кислота H3PO4 — триосновна і т. д.

13. Номенклатура кислот
Назви кислот найкраще виводити від міжнародних назв кислотних залишків. При цьому для кисневих кислот у випадку проявлення кислотоутворюючим елементом найвищої можливої валентності назва кислоти має закінчення -атна, наприклад: HNO3 — нітратна кислота (азотна) Н2SO4 — сульфатна кислота (сірчана) Н3РО4 — фосфатна кислота (фосфорна) Н2СО3 — карбонатна кислота (вугільна) Н3ВО3 — боратна кислота (борна) Якщо ж кислотоутворюючий елемент проявляє в молекулі даної кислоти нижчу позитивну валентність, то назва кислоти має закінчення -итна або -ітна. Наприклад: HNO2 — нітритна кислота (азотиста) Н2SO3 — сульфітна кислота (сірчиста) Назви безкисневих кислот у таких випадках мають закінчення -идна або -ідна. Наприклад: HCl — хлоридна кислота (хлороводнева, або соляна) HI — йодидна кислота (йодоводнева) HBr — бромідна кислота (бромоводнева) H2S — сульфідна кислота (сірководнева)

14. Властивості кислот
Деякі кислоти при звичайних умовах являють собою рідини, наприклад нітратна HNO3 і сульфатна Н2SO4 кислоти, а деякі — тверді речовини, як фосфатна кислота Н3РО4, боратна Н3ВО3 і ін. Більшість кислот добре розчиняється у воді, але деякі практично не розчиняються (наприклад, силікатна кислота H2SiO3). Водні розчини кислот відзначаються кислим смаком, руйнують рослинні і тваринні тканини і змінюють забарвлення індикаторів, зокрема забарвлюють лакмус у червоний колір. Ці спільні властивості усіх кислот обумовлюються наявністю в їх розчинах іонів водню. Хімічні властивості кислот визначаються їх відношенням до основ і основних оксидів. Найбільш характерною властивістю їх є здатність вступати з основами в реакції нейтралізації. Наприклад: HCl + NaOH = NaCl + H2O 3H2SO4 + 2Al(OH)3 = Al2(SO4)3 + 6Н2О З основними і амфотерними оксидами кислоти теж утворюють солі: 2HNO3 + MgO = Mg(NO3)2 + H2O 3H2SO4 + Al2O3 = Al2(SO4)3 + 3H2O Крім того, кислоти взаємодіють і з активними металами (що стоять в електрохімічному ряду напружень лівіше від водню) з утворенням солі і виділенням водню (з нітратної кислоти водень не виділяється). Наприклад: 2HCl + Zn = ZnCl2 + H2 ↑ 3H2SO4 + 2Al = Al2(SO4)3 + 3H2 ↑

15. Одержання кислот 1. Безпосереднім сполученням ангідридів з водою:
SO3 + Н2О = Н2SO4
N2O5 + Н2О = 2HNO3
Цим способом можна одержувати кислоти тільки в тому випадку, коли ангідрид безпосередньо взаємодіє з водою. При цьому слід мати на увазі, що при одержанні деяких кислот залежно від умов одна молекула ангідриду може реагувати з одною, двома і більше молекулами води. Внаслідок цього молекула утворюваної кислоти може містити різну кількість атомів водню і кисню, хоч валентність кислотоутворюючого елементу залишається тою ж самою. Якщо кислота утворюється внаслідок взаємодії одної молекули ангідриду з одною молекулою води, то до назви кислоти додається префікс мета-, а коли на одну молекулу ангідриду припадає дві або три молекули води, то додається префікс орто-.
Наприклад:
Р2О5 + H2O = 2НРО3 метафосфатна кислота
Р2О5 + 3Н2О = 2Н3РО4 ортофосфатна кислота
2. Взаємодією кислот з солями. Цим способом можна користуватися тоді, коли одержувана кислота є леткою або нерозчинною. Наприклад:
Н2SO4 + 2NaCl = Na2SO4 + 2HCl ↑ (при нагріванні)
H2SO4 + Na2SiO3 = Na2SO4 + H2SiO3 ↓
3. Безкисневі кислоти можна одержувати як їх витісненням з солей іншими кислотами, так і безпосереднім сполученням елементів з наступним розчиненням одержуваних кислот у воді.
FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S ↑
Н2 + Cl2 = 2HCl
В техніці для добування хлоридної кислоти користуються останнім способом.

16. Кислоти в побуті

17. Основи
Основами називаються електроліти, які у водному розчині дисоціюють з утворенням катіонів металу (або металоподібних груп, як NH4) і аніонів лише одного типу — гідроксилу ОН.
Основи можна розглядати як гідроксиди основних оксидів, тобто як продукти приєднання води до основних оксидів:
Na2O + H2O = 2NaOH
CaO + H2O = Ca(OH)2
BaO + H2O = Ba(OH)2

18. Класифікація основ
Залежно від кількості гідроксильних груп у молекулах основи поділяються на однокислотні, двокислотні і трикислотні. Так, гідроксид натрію NaOH є однокислотний, гідроксид барію Ba(OH)2 — двокислотний, гідроксид заліза Fe(OH)3 — трикислотний і т. д.

19. Назви основ
Основи називають звичайно гідроксидами відповідних металів. Якщо метал має сталу валентність і утворює тільки один гідроксид, то його називають просто гідроксидом цього металу. Так, NaOH — гідроксид натрію, Ba(OH)2 — гідроксид барію. Якщо ж метал має змінну валентність і утворює кілька гідроксидів, то щоб розрізнити їх, у назвах перед словом гідроксид ставлять префікси з грецьких числівників, які показують кількість гідроксильних груп, що припадає на один атом металу. Наприклад: Cu(OH) — моногідроксид міді, Cu(OH)2 — дигідроксид міді, Fe(OH)2 — дигідроксид заліза, Fe(OH)3 — тригідроксид заліза і т. д. Крім того, деякі групи основ і навіть окремі основи мають спеціальні назви. Так, розчинні у воді основи називають лугами. Гідроксид натрію NaOH називається їдким натром, гідроксид калію KOH — їдким калі, гідроксид кальцію Ca(OH)2 — гашеним вапном.

20. Властивості основ
Основи являють собою тверді речовини. Деякі з них, зокрема NaOH і KOH, у термічному відношенні досить стійкі. їх можна нагрівати до температури плавлення і навіть кипіння, і вони не розкладаються. Проте більшість основ нестійкі і при нагріванні легко розкладаються з утворенням оксидів і виділенням води. Наприклад: Ca(OH)2 = CaO + H2O 2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O Більшість основ нерозчинна у воді. Добре розчинними є тільки основи лужних і лужноземельних металів, тобто луги. Серед лугів практично найбільш вживаними є NaOH, KOH, Ca(OH)2 і Ba(OH)2. Водні розчини їдких лугів мають їдкий мильний смак. Вони легко руйнують рослинні і тваринні тканини. Через це їх називають ще їдкими лугами. Розчини їдких лугів мають здатність змінювати забарвлення індикаторів. Так, у лужному середовищі фіолетовий колір лакмусу змінюється на синій, оранжевий колір метилоранжу — на ясно-жовтий, а безбарвний розчин фенолфталеїну стає фіолетовим. Лужні властивості розчинів основ обумовлюються наявністю в розчині гідроксильних іонів. Хімічні властивості основ визначаються їх відношенням до кислот, ангідридів, амфотерних оксидів і солей. Найбільш характерною властивістю основ є їх здатність вступати в хімічні реакції з кислотами. Причому з кислотами взаємодіють як розчинні, так і нерозчинні основи. Реакції взаємодії основ з кислотами називають реакціями нейтралізації. Суть реакцій нейтралізації полягає в тому, що кислотний водень кислоти і гідроксил основи утворюють воду, а катіони металу основи і кислотні залишки утворюють сіль: Ba(OH)2 + 2HCl = BaCl2 + 2H2O Ca(OH)2 + H2SO4 = CaSO4 + 2H2O Основи вступають у хімічні реакції також з ангідридами і амфотерними оксидами: 2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O 2KOH + SO2 = K2SO3 + H2O 2KOH + PbO = K2PbO2 + H2O Розчини їдких лугів взаємодіють і з розчинами солей, утворюючи нерозчинні основи: CuCl2 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + 2NaCl Fe2(SO4)3 + 6NaOH = 2Fe(OH)3 ↓ + 3Na2SO4

21. Амфотерні гідрооксиди
До амфотерних відносять гідроксиди амфотерних оксидів: Zn(OH)2, Sn(OH)2, Pb(OH)2, Al(OH)3, Sn(OH)4, Pb(OH)4 і ін. Амфотерні гідроксиди при взаємодії з кислотами поводять себе як основи, а при взаємодії з основами — як кислоти. Тому їх формули в реакціях з кислотами слід записувати за типом основ, а в реакціях з основами — за типом кислот. Наприклад: Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O H2ZnO2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2H2O З точки зору теорії електролітичної дисоціації амфотерними гідроксидами називаються такі електроліти, які при дисоціації утворюють одночасно катіони металу і гідроксильні іони (як основи) та катіони водню й кислотні залишки (як кислоти).

22. Одержання основ Основи можна добути різними способами.
Безпосереднім сполученням основних оксидів з водою.
Цим способом можна користуватися в тих випадках, коли основний оксид безпосередньо взаємодіє з водою. Наприклад:
Na2O + H2O = 2NaOH
CaO + H2O = Ca(OH)2
Взаємодією їдких лугів, з розчинами солей. Цим способом користуються в лабораторіях, коли відповідний оксид з водою безпосередньо не взаємодіє, а гідроксид нерозчинний.
Наприклад:
CuSO4 + 2KOH = Cu(OH)2 ↓ + K2SO4
FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 ↓ + 3NaCl
Взаємодією найактивніших металів (K, Na, Ca, Ba) з водою.
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 ↑
Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2 ↑
Для технічного одержання NaOH і KOH широко використовують спосіб електролізу водних розчинів NaCl і KCl.

23. Основи у побуті

24. Солі
Солі — речовини, до складу молекул яких входять кислотні залишки (аніони), поєднані з катіонами різного походження (атоми металів, металоподібні групи, як NH4+, та ін.). Утворюються солі внаслідок реакції нейтралізації кислот, або основ.

25. Утворення солей
У першому випадку відбувається заміщення атомів водню в молекулах кислот на атоми металів: 2Fe + 6HCl = 2FeCl3 + 3H2 2C3H5(COOH)3 + 3CuO = [C3H5(COO)]2Cu3 + 3H2O У другому — обмін гідроксильних груп у молекулах основ на кислотні залишки молекул кислот. Суть цієї реакції полягає в обміні атомів водню в молекулі кислоти на атоми металу молекули основи (з такою ж самою вірогідністю відбувається обмін гідроксильних груп молекул основ на кислотні залишки молекул кислот), внаслідок чого утворюються сіль і вода: HCl + NaOH = NaCl + H2O CH3COOH+ NaOH = CH3COONa + H2O Як правило, солі є кристалічними речовинами. Найпростіший приклад солі — кухонна сіль, хімічна фомула якої є NaCl.

26. Класифікація солей
Нормальні солі Якщо всі кислотні атоми водню в молекулах кислот обмінені чи заміщені на атоми металів або усі гідроксильні групи в молекулах основ обмінені на кислотні залишки молекул кислот, такі солі називаються нормальними, або середніми, або просто солями. Кислі солі Якщо тільки частина кислотних атомів водню молекул кислот обмінена або заміщена на атоми металів, такі солі називають кислими, або гідросолями. Кислі солі у водному розчині дисоціюють на катіони металів, катіони водню і аніони кислотних залишків. Таким чином, кисла сіль ніби одночасно є і сіллю, оскільки при дисоціації вона утворює катіони металів, і кислотою, бо одночасно утворює і катіони водню. Основні солі Якщо тільки частина гідроксильних груп у молекулах основ обмінена на кислотні залишки молекул кислот, то такі солі називають основними. Основні солі у водному розчині дисоціюють на катіони металу і аніони гідроксилу і кислотні залишки.

27. Назви солей
Існує кілька способів утворення назв солей. Найпростіше утворювати назви солей, як і кислот, від міжнародних назв кислотних залишків. При цьому назви солей кисневих кислот, коли кислотоутворюючий елемент має найвищу валентність, закінчуються на -ат. Наприклад: KNO3 — нітрат калію (азотнокислий калій) CaSO4 — сульфат кальцію (сірчанокислий кальцій), Na3PO4 — фосфат натрію (фосфорнокислий натрій), BaCO3 — карбонат барію (вуглекислий барій), Na2SiO3 — силікат натрію (кремнекислий натрій) і т. д. Назви солей безкисневих кислот мають закінчення -ид або -ід. Наприклад: MgCl2 — хлорид магнію, KJ — йодид калію, NaBr — бромід натрію, Na2S — сульфід натрію і т. д.

28. Властивості солей
Усі солі являють собою тверді кристалічні речовини. По відношенню до нагрівання деякі солі є досить стійкими. Наприклад: NaCl, KCl, Na2SO4 тощо. Ці солі можна нагрівати до температури їх плавлення і навіть кипіння, і вони не розкладаються. Інші ж солі нестійкі і при нагріванні розкладаються, не плавлячись. Наприклад: CaCO3 = CaO + CO2 ↑ За розчинністю у воді солі поділяють на добре розчинні, малорозчинні і практично нерозчинні. Добре розчинними є всі солі нітратної і ацетатної кислот, а також майже всі солі натрію, калію і амонію. До практично нерозчинних солей належать хлорид срібла AgCl, сульфат барію BaSO4, всі силікати (за виключенням NaSiO3 і K2SiO3) і ін. Хімічні властивості солей визначаються їх відношенням до кислот, основ, металів і інших солей. 1. Солі можуть взаємодіяти з кислотами лише в тому випадку, коли реагуюча кислота сильніша за ту, від якої походить дана сіль. Наприклад: FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S ↑ Na2SiO3 + Н2SO4 = Na2SO4 + H2SiO3 ↓ 2. Солі можуть взаємодіяти з лугами, коли внаслідок реакції утворюється нерозчинна основа або нерозчинна сіль. Наприклад: FeCl3 + 3NaOH = 2NaCl + Fe(OH)3 ↓ K2CO3 + Ba(OH)2 = 2KOH + BaCO3 ↓ 3. Розчини солей можуть взаємодіяти з металами, коли даний метал в електрохімічному ряду напруги стоїть лівіше від металу солі. Наприклад: CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu HgCl2 + Cu = CuCl2 + Hg 4. Багато солей у розчинах можуть взаємодіяти одна з одною, коли одна із солей, що утворюється внаслідок реакції, є нерозчинною. Наприклад: Na2CO3 + CaCl2 = 2NaCl + CaCO3 ↓ FeSO4 + BaCl2 = FeCl2 + BaSO4 ↓

29. Одержання солей Основні методи та способи
Солі утворюються: 1. При взаємодії кислот з основами (реакції нейтралізації): 2HNO3 + Ba(OH)2 = Ba(NO3)2 + 2H2O 2. При взаємодії кислот з основними оксидами: 2HCl + CuO = CuCl2 + H2O 3. При взаємодії кислот з амфотерними оксидами: 3H2SO4 + Al2O3 = Al2(SO4)3 + 3H2O 4. При взаємодії кислот з солями: 3H2SO 4+ Ca3(PO4)2 = 2H3PO4 + 3CaSO4 ↓ 5. При взаємодії кислот з металами: 2HCl + Zn = ZnCl2 + H2 ↑
6. При взаємодії основ з кислотними оксидами: 2KOH + CO2 = K2CO3 + H2O 7. При взаємодії основ з солями: 2NaOH + CuCl2 = 2NaCl + Cu(OH)2 ↓ 8. При взаємодії основних оксидів з кислотними: CaO + CO2 = CaCO3 9. При взаємодії солей: K2SO4 + BaCl2 = 2KCl + BaSO4 ↓ 10. При взаємодії солей з металами: CuSO4 + Zn = ZnSO4 + Cu 11. При взаємодії металів з неметалами: Mg + Cl2 = MgCl2

30. Солі у побуті

31. Прості та складні речовини
(лекційний матеріал)

32. Речовини
Речовина́ (рос. вещество, англ. matter, substance, нім. Material n, Stoff m) — це вид матерії, яка на відміну від поля, характеризується масою. Усі фізичні тіла побудовані з речовин.

33. Фізичне тіло та речовина
Фізичне тіло – золота прикраса
Речовина з якої роблять прикраси - золото

34. Класифікація речовин
Прості
Складні
Це речовини, які складаються з атомів одного виду. До складу простої речовини входить один хімічний елемент.
Це речовини, які складаються з атомів різних видів. До складу складної речовини входять два й більше хімічних елементів.

35. Прості речовини Метали Неметали
Мають характерний металічний блиск, добре проводять електричній струм, ковкі, витягуються в дріт.
Приклади: мідь, залізо, алюміній
За кімнатної температури звичайно тверді речовини або гази. Погано проводять електричний струм, тверді неметали – крихкі.
Приклади: кисень, сірка, графіт

36. Алотропія
Алотропія – це здатність хімічного елемента існувати у вигляді двох або декількох простих речовин.
Приклади: кисень О2 і озон О3 – алотропні модифікації оксигену, ромбічна сірка S8 і пластична сірка Sдо бескінечності – алотропні модифікації Сульфуру.

37. Складні речовини (класифікація за складом)
Складні речовини (класифікація за складом)
Дальтоніди
Бертоліди
Речовини сталого складу.
Приклади: вода, вуглекислий газ.
Речовини змінного складу, звичайно мають не молекулярну будову.
Приклади: оксид феруму (2-х валентний)

38. Складні речовини (класифікація за функціональними ознаками)
Складні речовини (класифікація за функціональними ознаками)
Неорганічні
Органічні
оксиди
основи
кислоти
солі
ациклічні
циклічні

39. Презентацію підготувала вчитель хімії ХЗОШ №105 Моісєєнко Т.М.
Дякую за увагу!
Презентацію підготувала
вчитель хімії ХЗОШ №105 Моісєєнко Т.М.