Слайд 2
Цель урока
Обобщить полученные ранее знания по элементам неметаллам
и их химическим свойствам.
Задачи:
- обучающие:
1. Систематизировать знания о положении
элементов неметаллов в ПСХЭ и закономерностях изменения их свойств
2.систематизировать и обобщить знания учащихся об особенностях строения атомов неметаллов, простых веществ – неметаллов
3. обобщить знания о химических свойствах неметаллов
-развивающие:
1. формирование навыков изложения мыслей
2. продолжать формирование познавательного интереса к предмету.
-воспитательные:
1. учить быть дисциплинированным, внимательным при организации учебного труда
2. развивать умения применять знания, сравнивать и делать выводы
Слайд 6
Запомни
Химические элементы-неметаллы могут проявлять как окислительные, так и
восстановительные свойства, в зависимости от химического превращения, в котором
они принимают участие.
Слайд 7
Запомни
Атомы самого электроотрицательного элемента – фтора – не
способны отдавать электроны, он всегда проявляет только окислительные свойства,
другие элементы могут проявлять и восстановительные свойства, хотя намного в меньшей степени, чем металлы. Наиболее сильными окислителями являются фтор, кислород и хлор, преимущественно восстановительные свойства проявляют водород, бор, углерод, кремний, фосфор, мышьяк и теллур. Промежуточные окислительно-восстановительные свойства имеют азот, сера, йод.
Слайд 8
Взаимодействие с простыми веществами
Взаимодействие с металлами:
2Na + Cl2 =
2NaCl,
Fe + S = FeS,
6Li + N2 = 2Li3N,
2Ca + O2 =
2CaO
в этих случаях неметаллы проявляют окислительные свойства, они принимают электроны, образуя отрицательно заряженные частицы.
Слайд 9
Взаимодействие с другими неметаллами:
взаимодействуя с водородом, большинство неметаллов проявляет
окислительные свойства, образуя летучие водородные соединения – ковалентные гидриды:
3H2 +
N2 = 2NH3,
H2 + Br2 = 2HBr;
Слайд 10
С кислородом
взаимодействуя с кислородом , все неметаллы, кроме фтора, проявляют
восстановительные свойства:
S + O2 = SO2,
4P + 5O2 = 2P2O5;
при взаимодействии с
фтором фтор является окислителем, а кислород – восстановителем:
2F2 + O2 = 2OF2;
Слайд 11
Неметалл+неметалл
неметаллы взаимодействуют между собой, более электроотрицательный металл играет роль
окислителя, менее электроотрицательный – роль восстановителя:
S + 3F2 = SF6,
C
+ 2Cl2 = CCl4.
Слайд 12
Химические свойства водорода
Водород – неметалл, имеет молекулярное строение.
Молекула водорода состоит из двух атомов, связанных между собой
ковалентной неполярной связью. Энергия связи в молекуле водорода составляет 436 кДж/моль, что объясняет низкую химическую активность молекулярного водорода. Термическая диссоциация водорода происходит при температуре выше 2000 °С.
В своих соединениях водород всегда одновалентен. Для него характерны две степени окисления: +1 и -1.
Слайд 13
Взаимодействие с галогенами.
При обычной температуре водород реагирует лишь
со фтором:
H2 + F2 = 2HF.
С хлором реагирует только на свету,
образуя хлороводород, с бромом реакция протекает менее энергично, с йодом не идет до конца даже при высоких температурах.
Слайд 14
Взаимодействие с кислородом
. При нормальных условиях водород не реагирует
с кислородом, при 400 °С реагирует с кислородом, а при
600 °С – с воздухом, при поджигании реакция протекает со взрывом:
2H2 + O2 = 2H2O.
Водород горит в кислороде с выделением большого количества тепла. Температура водородно-кислородного пламени 2800 °С.
Слайд 15
С серой и азотом
Взаимодействие с серой. При пропускании водорода
через расплавленную серу образуется сероводород:
H2 + S = H2S.
Взаимодействие с
азотом. При нагревании водород обратимо реагирует с азотом, причем при высоком давлении и в присутствии катализатора:
3H2 + N2 = 2NH3.
Слайд 16
Взаимодействие с оксидом азота (II).
Важное значение имеет взаимодействие
водорода с оксидом азота (II), используемое в очистительных системах
при производстве азотной кислоты:
2NO + 2H2 = N2 + 2H2O.
Слайд 17
Взаимодействие с оксидами металлов
Водород – хороший восстановитель, он
восстанавливает многие металлы из их оксидов:
CuO + H2 = Cu
+ H2O.
Сильным восстановителем является атомарный водород. Он образуется из молекулярного в электрическом разряде в условиях низкого давления. Высокой восстановительной активностью обладает водород в момент выделения , образующийся при восстановлении металла кислотой.
Слайд 18
Взаимодействие с активными металлами
Водород является окислителем, присоединяет
электрон и превращается в гидрид-ион, который заряжен отрицательно.При высокой
температуре водород соединяется с щелочными и щелочно-земельными металлам и образуя белые кристаллические вещества – гидриды металлов:
2Na + H2 = 2NaH;
Ca + H2 = CaH2.
Слайд 19
Не реагирует
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ВОДОЙ
С водой не реагирует
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С
КИСЛОТАМИ
С кислотами не реагирует
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ЩЕЛОЧАМИ
С щелочами не реагирует
Слайд 20
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОРОДА
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С МЕТАЛЛАМИ
С щелочными металлами при
нормальных условиях – оксиды и пероксиды (литий – оксид,
натрий – пероксид, калий, цезий, рубидий – надпероксид
4Li + O2 = 2Li2O (оксид)
2Na + O2 = Na2O2 (пероксид)
K+O2=KO2 (надпероксид)
С остальными металлами главных подрупп при нормальных условиях образует оксиды со степенью окисления, равной номеру группы
2Сa+O2=2СaO
4Al + O2 = 2Al2O3
Слайд 21
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С МЕТАЛЛАМИ
С металлами побочных подгрупп образует при
нормальных условиях и при нагревании оксиды разной степени окисления,
а с железом железную окалину
Fe3O4 (FeO∙Fe2O3)
3Fe + 2O2 = Fe3O4
4Cu + O₂ = 2Cu₂⁺¹O (красный);
2Cu + O₂ = 2Cu⁺²O (чѐрный );
2Zn + O₂ = ZnO
4Cr + 3О2 = 2Cr2⁺³О3
Слайд 22
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С НЕМЕТАЛЛАМИ
образует оксиды – часто промежуточной степени
окисления
C + O₂(изб)=CO₂;
C+ O₂ (нед) = CO
S + O₂ = SO₂ N₂ + O₂
= 2NO - Q
Слайд 23
Со сложными веществами
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ОКСИДАМИ
Окисляет низшие оксиды до
оксидов с более высокой степенью окисления
Fe⁺²O + O2 =
Fe2⁺³O3;
C⁺²O + O2 = C⁺⁴O2
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С КИСЛОТАМИ
Безводные бескислородные кислоты (бинарные соединения) сгорают в атмосфере кислорода
2H2S + O2 = 2S + 2H2O
2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O
В кислородсодержащих повышает степень окисления неметалла.
2HN⁺³O2 + O2 = 2HN⁺⁵O3
Слайд 24
Химические свойства
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ОСНОВАНИЯМИ
Окисляет неустойчивые гидроксиды в водных
растворах до более высокой степени окисления
4Fe(OH)2 + O2 +
2H2O = 4Fe(OH)3
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С СОЛЯМИ И БИНАРНЫМИ СОЕДИНЕНИЯМИ
Вступает в реакции горения.
4FeS2 +11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2
CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O
4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O
Каталитическое окисление
NH3 + O2 = NO + H2O
Слайд 25
Не реагирует
С водой не реагирует
Слайд 26
Химические свойства серы
При комнатной температуре сера вступает в
реакции только с ртутью. С повышением температуры её активность
значительно повышается. При нагревании сера непосредственно реагирует со многими простыми веществами, за исключением инертных газов, азота, селена, теллура, золота, платины, иридия и йода. Сульфиды азота и золота получены косвенным путем.
Слайд 27
Химические свойства
Взаимодействие с металлами
Сера проявляет окислительные свойства, в
результате взаимодействия образуются сульфиды:
Cu + S = CuS.
Взаимодействие с
водородом
происходит при 150–200 °С:
H2 + S = H2S.
Слайд 28
Взаимодействие с кислородом
Сера горит в кислороде при 280 °С,
на воздухе при 360 °С, при этом образуется смесь оксидов:
S
+ O2 = SO2;
2S + 3O2 = 2SO3.
Взаимодействие с фосфором и углеродом
При нагревании без доступа воздуха сера реагирует с фосфором, углеродом, проявляя окислительные свойства:
2P + 3S = P2S3;
2S + C = CS2.
Слайд 29
Взаимодействие с фтором
В присутствии сильных окислителей проявляет восстановительные
свойства:
S + 3F2 = SF6.
Взаимодействие со сложными веществами
При взаимодействии со
сложными веществами сера ведет себя как восстановитель:
S + 2HNO3 = 2NO + H2SO4.
Реакция диспропорционирования
Сера способна к реакциям диспропорционирования, при взаимодействии со щелочью образуются сульфиды и сульфиты:
3S + 6KOH = K2S+4 O3 + 2K2S-2 + 3H2O.
Слайд 30
Химические свойства галогенов
Взаимодействие с ксеноном.
Наибольшей химической активностью обладает
фтор, это сильнейший окислитель, который реагирует даже с инертными
газами:
2F2 + Xe = XeF4.
Слайд 31
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С МЕТАЛЛАМИ
С щелочными при нормальных условиях, с F, Cl, Br воспламеняются:
2Na + Cl2
= 2NaCl (хлорид)
Щелочноземельные и алюминий реагируют при нормальных условиях:
Сa+Cl2=СaCl2
2Al+3Cl2
= 2AlCl3
Металлы побочных подгрупп при повышенных температурах
Cu + Cl₂ = Cu⁺²Cl₂
2Cu + I₂ = 2Cu⁺¹I (не бывает йодида меди (II)!)
2Fe + ЗС12 = 2Fe⁺³Cl3 хлорид железа (III)
Фтор реагирует с металлами (часто со взрывом), включая золото и платину.
2Au + 3F₂ = 2AuF
Слайд 32
Взаимодействие с водородом.
При обычных условиях фтор реагирует с
водородом в темноте со взрывом, взаимодействие с хлором протекает
на свету, бром и йод реагируют только при нагревании, причем реакция с йодом обратима.
Н2 + Hal2 = 2НHal.
Галогены в этой реакции проявляют окислительные свойства.
Слайд 33
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С НЕМЕТАЛЛАМИ
С кислородом непосредственно не взаимодействуют(исключение F₂)
, реагируют с серой, фосфором, кремнием.
Химическая активность у
брома и йода выражена слабее, чем у фтора и хлора:
Н2 + F2 = 2НF ;
Si + 2F2 = SiF4.;
2P + 3Cl2 = 2P⁺³Cl3;
2P + 5Cl2 = 2P⁺⁵Cl5;
S + 3F2 = S⁺⁶F6;
S + Cl2 = S⁺²Cl2
F₂( фтор)
Реагирует с кислородом: F2 + O2 = O⁺²F2
Реагирует с другими галогенами: Cl₂ + F₂ = 2Cl⁺¹F¯¹
Реагирует даже с инертными газами 2F₂ + Xe= Xe⁺⁸F₄¯¹.
Слайд 34
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ВОДОЙ
Фтор при нормальных условиях образует плавиковую
кислоту
2F2 + 2H2O → 4НF + О2↑
Хлор при повышении
температуры образует хлороводородную кислоту,
2Сl₂ + 2H₂O → 4HCl + O₂↑
при н.у. - «хлорная вода»
Сl2↑ + Н2О ↔ НСl + НСlO (хлороводородная и хлорноватистая кислоты)
Бром при нормальных условиях образует «бромную воду»
Br2 + Н2О ↔ НBr + HBrО (бромоводородная и бромноватистая кислоты
Йод →реакция не идет
I2 + H₂O ≠
Слайд 35
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ОКСИДАМИ
РЕАГИРУЕТ только фтор F₂ , вытесняя
кислород из оксида, образуя фториды
SiO2‾² + 2F2⁰ = SiF4‾¹
+ O2⁰↑
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С КИСЛОТАМИ.
реагируют с бескислородными кислотами, вытесняя менее активные неметаллы.
H2S‾² + I2⁰ → S⁰↓+ 2HI‾
Слайд 37
Взаимодействие со щелочами.
Также галогены диспропорционируют в растворах щелочей:
Cl2 +
KOH = KClO + KCl (на холоде);
3Cl2 + 6KOH =
KClO3 + 5KCl + 3Н2О (при нагревании).
Гипобромид-ион существует только при температуре ниже 0 °С, гипойодит-ион в растворах не существует.
Слайд 38
Взаимодействие с сероводородом.
Галогены способны отнимать водород от других
веществ:
H2S + Br2 = S + 2HBr.
Реакция замещения водорода в
предельных углеводородах:
CH4 + Cl2 = CH3Cl + HCl.
Реакция присоединения к непредельным углеводородам:
C2H4 + Cl2 = C2H4Cl2.
Слайд 39
Взаимное замещение галогенов.
Реакционная способность галогенов снижается
при
переходе от фтора к йоду,
поэтому предыдущий элемент вытесняет
последующий из галогеноводородных кислот и их солей:
2KI + Br2 = 2KBr+ I2;
2HBr + Cl2 = 2HCl + Br2.
Слайд 40
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА СЕРЫ
1.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С МЕТАЛЛАМИ
реагирует при нагревании даже
с щелочными металлами, с ртутью при нормальных условиях: с
серой – сульфиды:
2K + S = K2S
2Cr + 3S = Cr2⁺³S3 Fe + S = Fe⁺²S
2.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С НЕМЕТАЛЛАМИ
При нагревании с водородом, c кислородом (сернистый газ) c галогенами (кроме йода), с углеродом, азотом и кремнием и не реагирует
S + Cl₂ = S⁺²Cl₂ ;
S + O₂ =S⁺⁴O₂
H₂ + S = H₂S¯² ;
2P + 3S = P₂S₃¯²
С + 3S = CS₂¯²
Слайд 41
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С КИСЛОТАМИ
Окисляется серной кислотой при нагревании до
сернистого газа и воды
2H2SO4 (конц) = 2H2O + 3S⁺⁴O2
Азотной
кислотой при нагревании до серной кислоты, оксида азота (+4) и воды
S + 6HNO3(конц) =H2SO4 + 6N⁺⁴O2 + 2H2O
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ЩЕЛОЧАМИ
При нагревании образует сульфит,
сульфид + вода
3S + 6KOH = K2SO3 + 2K2S + 3H2O
Слайд 42
Запомни
С ВОДОЙ, ОКСИДАМИ, СОЛЯМИ
НЕ РЕАГИРУЕТ
Слайд 43
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АЗОТА
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С МЕТАЛЛАМИ
реакции протекают при нагревании
(исключение: литий с азотом при нормальных условиях) :
С азотом
– нитриды
6Li + N2 = 3Li2N (нитрид лития) (н.у.)
3Mg + N2 =Mg3N2 (нитрид магния)
2Cr + N2 = 2CrN
У железа в данных соединениях степень окисления +2
Слайд 44
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С НЕМЕТАЛЛАМИ
(из-за тройной связи азот очень малоактивен).
При обычных условиях с кислородом не реагирует. Реагирует с
кислородом только при высокой температуре (электрическая дуга), в природе – во время грозы
N2+O2=2NO (эл.дуга, 3000 0C)
С водородом при высоком давлении, повышенной температуре и в присутствии катализатора:
t,p,kat
3N2+3H2 ↔ 2NH3
С ВОДОЙ, ОКСИДАМИ, КИСЛОТАМИ, ЩЕЛОЧАМИ И СОЛЯМИ
НЕ РЕАГИРУЕТ
Слайд 45
Химические свойства фосфора
Химическая активность фосфора значительно выше, чем
у азота. Химические свойства фосфора во многом определяются его
аллотропной модификацией. Белый фосфор очень активен, в процессе перехода к красному и черному фосфору химическая активность резко снижается. Белый фосфор на воздухе светится в темноте, свечение обусловлено окислением паров фосфора до низших оксидов.
В жидком и растворенном состоянии, а также в парах до 800 °С фосфор состоит из молекул Р4. При нагревании выше 800 °С молекулы диссоциируют: Р4 = 2Р2. При температуре выше 2000 °С молекулы распадаются на атомы.
Слайд 46
Взаимодействие с простыми веществами
Фосфор легко окисляется кислородом:
4P +
5O2 = 2P2O5,
4P + 3O2 = 2P2O3.
Взаимодействует со многими простыми веществами
– галогенами, серой, некоторыми металлами, проявляя окислительные и восстановительные свойства:
с металлами – окислитель, образует фосфиды:
2P + 3Ca = Ca3P2.
Слайд 47
С простыми веществами
с неметаллами – восстановитель :
2P + 3S
= P2S3,
2P + 3Cl2 = 2PCl3.
Не взаимодействует с водородом.
Слайд 48
Со сложными веществами
Взаимодействие с водой
Взаимодействует с водой, при
этом диспропорционирует:
4Р + 6Н2О = РН3 + 3Н3РО2 (фосфорноватистая кислота).
Взаимодействие со
щелочами
В растворах щелочей диспропорционирование происходит в большей степени:
4Р + 3KOH + 3Н2О = РН3 + 3KН2РО2 .
Слайд 49
Восстановительные свойства
Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту:
3P
+ 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO;
2P + 5H2SO4 = 2H3PO4 +
5SO2 + 2H2O.
Реакция окисления также происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль:
6P + 5KClO3 = 5KCl + 3P2O5.
Слайд 50
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА УГЛЕРОДА
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С МЕТАЛЛАМИ
реакции протекают при нагревании
Металлы
– d-элементы образуют с углеродом соединения нестехиометрического состава типа
твердых растворов: WC, ZnC, TiC – используются для получения сверхтвёрдых сталей
с углеродом карбиды
2Li + 2C = Li2C2,
Са + 2С = СаС2
Слайд 51
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С НЕМЕТАЛЛАМИ
Из галогенов непосредственно реагирует только с
фтором, с остальными при нагревании.
С + 2F₂ = CF₄.
Взаимодействие
с кислородом:
2С + О₂ (недост) = 2С⁺²О (угарный газ),
С + О₂(изб) = С⁺⁴О₂(углекислый газ).
Взаимодействие с другими неметаллами при повышенной температуре, не взаимодействует с фосфором
C + Si = SiC¯⁴ ;
С + N₂ = C₂⁺⁴N₂ ;
C + 2H₂ = C¯⁴H₄ ;
С + 2S = C⁺⁴S₂;
Слайд 52
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ВОДОЙ
Пропускание водяных паров через раскаленный уголь
– образуется угарный газ и водород (синтез-газ)
C + H₂O
= CO + H₂
Слайд 53
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ОКСИДАМИ
УГЛЕРОД ВОССТАНАВЛИВАЕТ ПРИ НАГРЕВАНИИ МЕТАЛЛЫ И
НЕМЕТАЛЛЫ ИЗ ОКСИДОВ ДО ПРОСТОГО ВЕЩЕСТВА (КАРБОТЕРМИЯ), в углекислом
газе уменьшает степень окисления
2ZnO + C = 2Zn + CO;
4С + Fe₃O₄ = 3Fe + 4CO ;
P₂O₅ + C = 2P + 5CO;
2С + SiO₂ = Si + 2CO;
С + C⁺⁴O₂ = 2C⁺²O
Слайд 54
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С КИСЛОТАМИ
Окисляется концентрированными азотной и серной кислотой
до углекислого газа
C +2H2SO4(конц)=C⁺⁴O2↑+ 2S⁺⁴O2↑+ 2H2O;
C+4HNO3 (конц) =C⁺⁴O2↑
+ 4N⁺⁴O2 + 2H2O.
С ЩЕЛОЧАМИ И СОЛЯМИ
НЕ РЕАГИРУЕТ
Слайд 55
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КРЕМНИЯ
.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С МЕТАЛЛАМИ
реакции протекают при нагревании:
с кремнием реагируют активные металлы – силициды
4Cs + Si
= Cs4Si,
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С НЕМЕТАЛЛАМИ
Из галогенов непосредственно только с фтором.
С хлором реагирует при нагревании
Si + 2F2 = SiF4;
Si + 2Cl2 = SiCl4;
Si + 2F2 = SiF4;
Si + 2Cl2 = SiCl4;
Si + O₂ = SiO₂;
Si + C = SiC;
3Si + 2N₂ = Si₃N;
С водородом не взаимодействует
Слайд 56
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С КИСЛОТАМИ
взаимодействует только со смесью плавиковой и
азотной кислот, образуя гексафторокремниевую кислоту
3Si + 4HNO₃ + 18HF
=
3H₂[SiF6] + 4NO + 8H₂O
Взаимодействие с галогеноводородами (это не кислоты) – вытесняет водород, образуются галогениды кремния и водород
С фтороводородом реагирует при обычных условиях.
Si + 4HF = SiF₄ + 2H₂↑
Слайд 57
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ЩЕЛОЧАМИ
Растворяется при нагревании в щелочах, образуя
силикат и водород:
Si +2NaOH +H₂O = Na₂SiO₃ + 2H₂↑
Слайд 58
тесты
1 Окислительные свойства неметаллов по сравнению с металлами:
выражены
сильнее
выражены слабее
неметаллы не обладают окислительными свойствами
нет ни одного верного
ответа
Слайд 59
тест
2. Какой из перечисленных элементов является газом?
йод
сера
бром
водород
Слайд 60
тест
3. Какой из перечисленных элементов не является газом?
водород
кислород
азот
бром
Слайд 61
4. Какое количество неметаллов существует?
15
18
22
34
Слайд 62
тест
5 Какие неметаллы имеют более высокую электроотрицательность?
неметаллы, которые
находятся в правом верхнем углу в Периодической системе
неметаллы, которые
находятся в левом верхнем углу в Периодической системе
неметаллы, которые находятся в нижнем правом углу в Периодической системе
неметаллы, которые находятся в нижнем левом углу в Периодической системе
Слайд 63
тест
6 Какие элементы способны образовывать ионные связи?
фтор
хлор
кислород
все перечисленные
элементы
Слайд 64
тест
7 Какой неметалл является самым активным?
фтор
кислород
хлор
йод
Слайд 65
тест
8 Какую валентность проявляет фтор в соединениях?
I
II
IV
VI
Слайд 66
тест
9 Какое максимальное количество электронов находится на внешнем
электронном слое у электронов?
4
6
8
10
Слайд 67
тест
10 Для большинства неметаллов простых веществ характерна:
молекулярная кристаллическая
решетка
атомная кристаллическая решетка
металлическая кристаллическая решетка
ионная кристаллическая решетка
Слайд 68
тест
11. Какие элементы не относятся к органогенам?
углерод
кислород
водород
йод
Слайд 69
тест
Оксид этого неметалла в середине века служил надежным
средством дезинфекции от многих болезней
SO2
CO2
SiO2
NO2
Слайд 70
тест
13 Какой неметалл используют в качестве топлива в
транспортной промышленности?
водород
кислород
углерод
сера
Слайд 71
тест
14 Какой элемент используют в пищевой промышленности для
продления сроков продуктов?
хлор
азот
водород
серу
Слайд 72
тест
15 Это единственное жидкое при обычных условиях вещество
среди всех неметаллов. Его впервые получил в 1825 году
двадцатидвухлетний студент Гейдельбергского университета в Германии. Это вещество:
F2
Cl2
Br2
I2
Слайд 73
тест
16 За тысячи лет до того, как было
открыто это вещество, его лечебные свойства были хорошо известны
людям. В организме человека большая его концентрация в щитовидной железе. Спиртовая настойка этого вещества – необходимый медикамент в любой домашней аптечке. Данное вещество:
F2
Cl2
Br2
I2
Слайд 74
тест
17 Зеленоватый газ с резким запахом, ядовитый. Он
применялся во время Первой мировой войны в качестве боевого
отравляющего вещества. Это вещество:
F2
Cl2
Br2
I2
Слайд 75
тест
18 У Пушкина есть строки: «…Тогда услышал я
(о, диво!) запах скверный, Как будто тухлое разбилося яйцо»…
Это Александр Сергеевич говорил о:
HI
HCl
HBr
H2S
7-1
13-1
2-4 8-1 14-2
3-4 9-3 15-3
4-3 10-1 16-4
5-1 11-4 17-2
6-4 12- 1 18-4
