Consideremos as propriedades de uma molécula usando o exemplo de uma substância como o açúcar. Se você moer até os menores grãos, ainda conterá muitas moléculas de açúcar idênticas. Cada grão preservará todas as propriedades desta substância. Mesmo que você quebre o açúcar em moléculas separadas, por exemplo, dissolva-o em água, a substância não desaparecerá em lugar nenhum e exibirá suas propriedades. Você pode verificar isso testando se a água ficou doce. Claro, se você continuar a esmagar o açúcar, destruindo as moléculas ou retirando vários átomos delas, a substância será destruída. Vale ressaltar que os átomos não desaparecerão, mas passarão a fazer parte de outras moléculas. O próprio açúcar como substância deixará de existir e se transformará em outra substância.

Não existem substâncias eternas. Assim como não existem moléculas eternas. No entanto, os átomos são considerados praticamente eternos.

Embora as moléculas sejam de tamanho muito pequeno, sua estrutura ainda pode ser elucidada usando vários métodos químicos e físicos. Algumas substâncias existem na forma pura. São substâncias que contêm moléculas do mesmo tipo. Se o corpo físico contém diferentes tipos de moléculas, neste caso estamos tratando de uma mistura de substâncias.

Hoje, a estrutura das moléculas da substância é determinada por métodos de difração. Tais métodos incluem difração de nêutrons, bem como análise de difração de raios X. Existe também um método paramagnético eletrônico e um método de espectroscopia vibracional. Dependendo da substância e do seu estado, um ou outro método de análise de moléculas é determinado.

Agora você sabe o que é chamado de molécula e em que ela consiste.

ESTRUTURA DA MATÉRIA

Todas as substâncias consistem em minúsculas partículas individuais: moléculas e átomos.
O fundador da ideia de uma estrutura discreta da matéria (ou seja, consistindo de partículas individuais) é considerado o antigo filósofo grego Demócrito, que viveu por volta de 470 aC. Demócrito acreditava que todos os corpos consistem em um número incontável de partículas ultrapequenas, invisíveis aos olhos e indivisíveis. “Eles são infinitamente variados, possuem depressões e convexidades com as quais se interligam, formando todos os corpos materiais, mas na natureza só existem átomos e vazio.
O palpite de Demócrito foi esquecido por muito tempo. No entanto, as suas opiniões sobre a estrutura da matéria chegaram até nós graças ao poeta romano Lucrécio Caru: “... todas as coisas, como notamos, tornam-se menores, E parecem derreter ao longo de um longo século... ”
Átomos.
Os átomos são muito pequenos. Eles não podem ser vistos não apenas a olho nu, mas também com a ajuda até mesmo do microscópio óptico mais poderoso.
O olho humano não é capaz de discernir os átomos e os espaços entre eles, então qualquer substância nos parece sólida.
Em 1951, Erwin Müller inventou o microscópio iônico, que possibilitou ver detalhadamente a estrutura atômica de um metal.
Os átomos de diferentes elementos químicos diferem uns dos outros. As diferenças entre os átomos dos elementos podem ser determinadas na tabela periódica.
Moléculas.
Uma molécula é a menor partícula de uma substância que possui as propriedades dessa substância. Portanto, uma molécula de açúcar é doce e uma molécula de sal é salgada.
As moléculas são compostas de átomos.
Os tamanhos das moléculas são insignificantes.

Como ver uma molécula? - usando um microscópio eletrônico.

Como extrair uma molécula de uma substância? - esmagamento mecânico da substância. Cada substância possui um tipo específico de molécula. Para diferentes substâncias, as moléculas podem consistir em um átomo (gases inertes) ou em vários átomos idênticos ou diferentes, ou mesmo em centenas de milhares de átomos (polímeros). Moléculas de diversas substâncias podem ter formato de triângulo, pirâmide e outras formas geométricas, além de serem lineares.

Moléculas da mesma substância são idênticas em todos os estados de agregação.

Existem lacunas entre as moléculas de uma substância. A evidência da existência de lacunas é uma mudança no volume da substância, ou seja, expansão e contração da matéria com mudanças de temperatura

Trabalho de casa.
Exercício. Responda às perguntas:
№ 1.
1. Em que consistem as substâncias?
2. Que experiências confirmam que as substâncias consistem em partículas minúsculas?
3. Como muda o volume de um corpo quando muda a distância entre as partículas?
4. Que experiência mostra que as partículas de matéria são muito pequenas?
5. O que é uma molécula?
6. O que você sabe sobre o tamanho das moléculas?
7. Em que partículas consiste uma molécula de água?
8. Como uma molécula de água é representada esquematicamente?
№ 2.
1. A composição das moléculas de água é a mesma no chá quente e na bebida gelada de Cola?
2. Por que as solas dos sapatos se desgastam e os cotovelos das jaquetas se desgastam?
3. Como explicar a secagem do esmalte?
4. Você passa por uma padaria. Dela vem o cheiro delicioso de pão fresco... Como isso pôde acontecer?

Experiência de Robert Rayleigh.

Os tamanhos das moléculas foram determinados em muitos experimentos. Um deles foi realizado pelo cientista inglês Robert Rayleigh.
A água foi colocada em um recipiente largo e limpo e uma gota de azeite foi colocada em sua superfície. A gota se espalhou pela superfície da água e formou uma película redonda. Gradualmente, a área do filme aumentou, mas depois o espalhamento parou e a área parou de mudar. Rayleigh assumiu que as moléculas estavam dispostas em uma linha, ou seja, A espessura do filme tornou-se exatamente igual ao tamanho de uma molécula e decidi determinar sua espessura. Neste caso, claro, é preciso levar em conta que o volume do filme é igual ao volume da gota.
Usando os dados obtidos no experimento de Rayleigh, calculamos a espessura do filme e descobrimos qual é o tamanho linear da molécula de óleo. A gota tinha volume de 0,0009 cm3, e a área do filme formado a partir da gota era de 5.500 cm2. Daí a espessura do filme:

Tarefa experimental:

Faça um experimento em casa para determinar o tamanho das moléculas de óleo.
Para experimentação, é conveniente usar óleo de máquina limpo. Primeiro, determine o volume de uma gota de óleo. Descubra como fazer isso sozinho usando uma pipeta e um béquer (você pode usar um béquer usado para medir medicamentos).
Despeje a água em um prato e coloque uma gota de óleo na superfície. Quando a gota se espalhar, meça o diâmetro do filme com uma régua, posicionando-o nas bordas da placa. Se a superfície do filme não tiver o formato de um círculo, espere até que ele adquira esse formato ou faça várias medições e determine seu diâmetro médio. Em seguida, calcule a área do filme e sua espessura.
Qual número você conseguiu? Quantas vezes difere do tamanho real de uma molécula de óleo?

Por exemplo, uma molécula de água é o menor representante de uma substância como a água.

Por que não percebemos que as substâncias são compostas de moléculas? A resposta é simples: as moléculas são tão pequenas que são simplesmente invisíveis ao olho humano. Então, qual é o tamanho deles?

Um experimento para determinar o tamanho de uma molécula foi realizado pelo físico inglês Rayleigh. A água foi colocada em um recipiente limpo e uma gota de óleo foi colocada em sua superfície. O óleo se espalhou pela superfície da água e formou uma película redonda. Gradualmente, a área do filme aumentou, mas depois o espalhamento parou e a área parou de mudar. Rayleigh sugeriu que a espessura do filme se tornasse igual ao tamanho de uma molécula. Através de cálculos matemáticos foi estabelecido que o tamanho da molécula é de aproximadamente 16*10 -10 m.

As moléculas são tão pequenas que pequenos volumes de matéria contêm grandes quantidades delas. Por exemplo, uma gota de água contém o mesmo número de moléculas que gotas semelhantes no Mar Negro.

As moléculas não podem ser vistas com um microscópio óptico. Você pode tirar fotos de moléculas e átomos usando um microscópio eletrônico, inventado na década de 30 do século XX.

Moléculas de substâncias diferentes diferem em tamanho e composição, mas as moléculas da mesma substância são sempre iguais. Por exemplo, a molécula de água é sempre a mesma: na água, num floco de neve e no vapor.

Embora as moléculas sejam partículas muito pequenas, elas também são divisíveis. As partículas que constituem as moléculas são chamadas de átomos. Os átomos de cada tipo são geralmente designados por símbolos especiais. Por exemplo, um átomo de oxigênio é O, um átomo de hidrogênio é H e um átomo de carbono é C. No total, existem 93 átomos diferentes na natureza, e os cientistas criaram cerca de mais 20 em seus laboratórios. O cientista russo Dmitry Ivanovich Mendeleev ordenou todos os elementos e os colocou na tabela periódica, sobre a qual aprenderemos mais nas aulas de química.

Uma molécula de oxigênio consiste em dois átomos de oxigênio idênticos, uma molécula de água consiste em três átomos - dois átomos de hidrogênio e um átomo de oxigênio. Por si só, o hidrogênio e o oxigênio não possuem as propriedades da água. Pelo contrário, a água só se torna água quando tal ligação é formada.

Os tamanhos dos átomos são muito pequenos. Por exemplo, se você aumentar uma maçã até o tamanho de um globo, o tamanho do átomo aumentará até o tamanho de uma maçã. Em 1951, Erwin Müller inventou o microscópio iônico, que possibilitou ver detalhadamente a estrutura atômica de um metal.

No nosso tempo, ao contrário dos tempos de Demócrito, o átomo já não é considerado indivisível. No início do século XX, os cientistas conseguiram estudar sua estrutura interna.

Acontece que um átomo consiste em um núcleo e elétrons girando em torno do núcleo. Mais tarde descobriu-se que essencial por sua vez consiste em prótons e nêutrons.

Assim, os experimentos estão a todo vapor no Grande Colisor de Hádrons – uma enorme estrutura construída no subsolo na fronteira entre a França e a Suíça. O Grande Colisor de Hádrons é um tubo fechado de 30 quilômetros através do qual os hádrons (os chamados prótons, nêutrons ou elétrons) são acelerados. Tendo acelerado quase à velocidade da luz, os hádrons colidem. A força do impacto é tão grande que os prótons são “quebrados” em pedaços. Supõe-se que desta forma seja possível estudar a estrutura interna dos hádrons

É óbvio que quanto mais uma pessoa avança no estudo da estrutura interna da matéria, maiores dificuldades ela encontra. É possível que a partícula indivisível que Demócrito imaginou não exista e as partículas possam ser divididas ad infinitum. A pesquisa nesta área é um dos tópicos que mais cresce na física moderna.

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Eletricidade: conceitos gerais

Os fenômenos elétricos tornaram-se conhecidos pelo homem primeiro na forma formidável de relâmpagos - descargas de eletricidade atmosférica, depois a eletricidade obtida por fricção (por exemplo, pele em vidro, etc.) foi descoberta e estudada; finalmente, após a descoberta das fontes químicas de corrente (células galvânicas em 1800), a engenharia elétrica surgiu e se desenvolveu rapidamente. No Estado soviético assistimos ao brilhante florescimento da engenharia eléctrica. Os cientistas russos contribuíram enormemente para esse progresso rápido.

No entanto, é difícil dar uma resposta simples à pergunta: “O que é eletricidade?" Podemos dizer que “eletricidade são cargas elétricas e campos eletromagnéticos associados”. Mas tal resposta requer uma explicação mais detalhada: “O que são cargas elétricas e campos eletromagnéticos?” Mostraremos gradativamente o quão essencialmente complexo é o conceito de “eletricidade”, embora fenômenos elétricos extremamente diversos tenham sido estudados detalhadamente e, paralelamente à sua compreensão mais profunda, o campo de aplicação prática da eletricidade tenha se expandido.

Os inventores das primeiras máquinas elétricas imaginaram a corrente elétrica como o movimento de um fluido elétrico especial em fios metálicos, mas para criar tubos de vácuo era necessário conhecer a natureza eletrônica da corrente elétrica.

A doutrina moderna da eletricidade está intimamente ligada à doutrina da estrutura da matéria. A menor partícula de uma substância que retém suas propriedades químicas é uma molécula (da palavra latina “moles” - massa).

Esta partícula é muito pequena, por exemplo, uma molécula de água tem um diâmetro de cerca de 3/1.000.000.000 = 3/10 8 = 3*10 -8 cm e um volume de 29,7*10 -24.

Para imaginar mais claramente quão pequenas são essas moléculas, que grande número delas cabe em um pequeno volume, realizemos mentalmente o seguinte experimento. Vamos de alguma forma marcar todas as moléculas em um copo d’água (50 cm3) e despeje esta água no Mar Negro. Imaginemos que as moléculas contidas nestes 50 cm3, distribuídos uniformemente pelos vastos oceanos, que ocupam 71% da área do globo; Então vamos pegar outro copo de água deste oceano, pelo menos em Vladivostok. Existe a probabilidade de encontrarmos pelo menos uma das moléculas que marcamos neste vidro?

O volume dos oceanos do mundo é enorme. Sua superfície é de 361,1 milhões de km 2. Sua profundidade média é 3795 m. Portanto, seu volume é 361,1 * 10 6 * 3,795 km 3, ou seja, cerca de 1.370 LLC LLC quilômetro 3 = 1,37*10 9 quilômetro 3 - 1,37*10 24 cm3.

Mas aos 50 cm3 a água contém 1,69 * 10 24 moléculas. Consequentemente, após a mistura, cada centímetro cúbico de água do oceano conterá 1,69/1,37 moléculas marcadas, e cerca de 66 moléculas marcadas acabarão no nosso copo em Vladivostok.

Não importa quão pequenas sejam as moléculas, elas são compostas de partículas ainda menores - átomos.

Um átomo é a menor parte de um elemento químico, que é o portador de suas propriedades químicas. Um elemento químico é geralmente entendido como uma substância constituída por átomos idênticos. As moléculas podem formar átomos idênticos (por exemplo, uma molécula de gás hidrogênio H2 consiste em dois átomos) ou átomos diferentes (uma molécula de água H20 consiste em dois átomos de hidrogênio H2 e um átomo de oxigênio O). Neste último caso, quando as moléculas são divididas em átomos, as propriedades químicas e físicas da substância mudam. Por exemplo, quando as moléculas de um corpo líquido, a água, se decompõem, dois gases são liberados - hidrogênio e oxigênio. O número de átomos nas moléculas varia: de dois (em uma molécula de hidrogênio) a centenas e milhares de átomos (em proteínas e compostos de alto peso molecular). Várias substâncias, em particular metais, não formam moléculas, ou seja, consistem diretamente em átomos não conectados internamente por ligações moleculares.

Por muito tempo, o átomo foi considerado a menor partícula da matéria (o próprio nome átomo vem da palavra grega atomos - indivisível). Sabe-se agora que o átomo é um sistema complexo. A maior parte da massa do átomo está concentrada em seu núcleo. As partículas elementares eletricamente carregadas mais leves - os elétrons - giram em torno do núcleo em certas órbitas, assim como os planetas giram em torno do Sol. As forças gravitacionais mantêm os planetas em suas órbitas e os elétrons são atraídos para o núcleo por forças elétricas. As cargas elétricas podem ser de dois tipos diferentes: positivas e negativas. Sabemos por experiência que apenas cargas elétricas opostas se atraem. Conseqüentemente, as cargas do núcleo e dos elétrons também devem ter sinais diferentes. É convencionalmente aceito considerar a carga dos elétrons negativa e a carga do núcleo positiva.

Todos os elétrons, independentemente do método de sua produção, possuem as mesmas cargas elétricas e massa de 9,108 * 10 -28 G. Conseqüentemente, os elétrons que constituem os átomos de qualquer elemento podem ser considerados iguais.

Ao mesmo tempo, a carga do elétron (geralmente denotada por e) é elementar, ou seja, a menor carga elétrica possível. As tentativas de provar a existência de encargos menores foram infrutíferas.

A pertença de um átomo a um determinado elemento químico é determinada pela magnitude da carga positiva do núcleo. Carga negativa total Z elétrons de um átomo é igual à carga positiva de seu núcleo, portanto, o valor da carga positiva do núcleo deve ser eZ. O número Z determina a posição de um elemento na tabela periódica de elementos de Mendeleev.

Alguns elétrons em um átomo estão em órbitas internas e alguns estão em órbitas externas. Os primeiros são mantidos relativamente firmes em suas órbitas por ligações atômicas. Este último pode separar-se com relativa facilidade de um átomo e passar para outro átomo, ou permanecer livre por algum tempo. Esses elétrons orbitais externos determinam as propriedades elétricas e químicas do átomo.

Enquanto a soma das cargas negativas dos elétrons for igual à carga positiva do núcleo, o átomo ou molécula é neutro. Mas se um átomo perdeu um ou mais elétrons, devido ao excesso de carga positiva do núcleo, ele se torna um íon positivo (da palavra grega íon - em movimento). Se um átomo capturou elétrons em excesso, ele serve como um íon negativo. Da mesma forma, os íons podem ser formados a partir de moléculas neutras.

Os portadores de cargas positivas no núcleo de um átomo são os prótons (da palavra grega “protos” - primeiro). O próton serve como núcleo do hidrogênio, o primeiro elemento da tabela periódica. Sua carga positiva e +é numericamente igual à carga negativa do elétron. Mas a massa de um próton é 1.836 vezes maior que a massa de um elétron. Os prótons, juntamente com os nêutrons, formam os núcleos de todos os elementos químicos. O nêutron (da palavra latina “neutro” - nem um nem outro) não tem carga e sua massa é 1838 vezes maior que a massa do elétron. Assim, as partes principais dos átomos são elétrons, prótons e nêutrons. Destes, prótons e nêutrons são firmemente mantidos no núcleo de um átomo e apenas os elétrons podem se mover dentro da substância, e as cargas positivas em condições normais só podem se mover junto com os átomos na forma de íons.

O número de elétrons livres em uma substância depende da estrutura de seus átomos. Se houver muitos desses elétrons, então essa substância permite que cargas elétricas em movimento passem bem por ela. É chamado de condutor. Todos os metais são considerados condutores. Prata, cobre e alumínio são condutores especialmente bons. Se, sob uma ou outra influência externa, o condutor perdeu alguns dos elétrons livres, então a predominância das cargas positivas de seus átomos criará o efeito de uma carga positiva do condutor como um todo, ou seja, o condutor irá atraem cargas negativas - elétrons livres e íons negativos. Caso contrário, com excesso de elétrons livres, o condutor ficará carregado negativamente.

Várias substâncias contêm muito poucos elétrons livres. Essas substâncias são chamadas de dielétricos ou isolantes. Eles transmitem cargas elétricas de maneira deficiente ou praticamente nenhuma. Os dielétricos incluem porcelana, vidro, borracha dura, a maioria dos plásticos, ar, etc.

Em dispositivos elétricos, as cargas elétricas se movem ao longo dos condutores e os dielétricos servem para direcionar esse movimento.

Tópico da aula: Generalização do tema “Conceitos químicos iniciais” Objetivo da aula:
repetir e generalizar o conhecimento dos alunos sobre conceitos químicos iniciais;
consolidar a compreensão de fórmulas químicas e equações de reação;
melhorar as habilidades e habilidades de comunicação.
Tarefas:
1. Educacional:
promover a independência, um sentido de camaradagem e cooperação;
formação do pensamento lógico e abstrato;
formação de qualidades morais - coletivismo, capacidade de assistência mútua, criatividade.
2. Educacional:
resumir o conhecimento dos alunos;
destacar os conceitos químicos iniciais mais gerais e essenciais - substâncias, fenómenos, fórmulas químicas e equações;
ensinar conceitos básicos de cosmovisão.
3. Desenvolvimento:
desenvolvimento de competências em atividades educativas e cognitivas;
desenvolvimento da inteligência, cultura da fala oral e escrita;
desenvolvimento do pensamento lógico e da atenção;
desenvolvimento da capacidade de utilização do material estudado em atividades práticas.
Equipamento:
mesa D.I. Mendeleiev;
cartões com número de série do aluno;
cartões de tarefas;
equipamentos para experimentos,
tela da conta.
apresentação "Conceitos químicos iniciais"
projetor;
computador ou notebook
Tipo de aula: aula combinada
Plano de aula:
Tempo de organização.
Verificando o dever de casa.
A fase de generalização e sistematização do conhecimento.
Reflexão.
Resumindo a lição.
Trabalho de casa

Durante as aulas
I Momento organizacional.
Olá, pessoal! Quem está ausente hoje?
O tema da nossa lição: “Repetição. Idéias químicas iniciais". Pessoal, hoje o objetivo da nossa aula é sistematizar e generalizar o conhecimento sobre substâncias, fenômenos, fórmulas em duas equipes. Vocês competirão entre si e ao mesmo tempo repetirão o tópico abordado, e eu monitorarei e avaliarei seu conhecimento e o refletirei na tela de pontuação. Então, como? Pronto para começar?
Cada participante recebe cartões com seu número de série.
II Atualizando conhecimentos.
Trabalho frontal com a turma. 1 ponto é concedido para a resposta correta
Aquecimento. Questões:
O que a química estuda?
Que mudanças ocorrem durante as reações químicas?
Dê exemplos de reações químicas: a) na indústria;
b) na natureza;
c) na vida cotidiana.
Com base nas propriedades que são usadas na vida cotidiana:
um copo; b) borracha; c) concreto; e) cobre
Defina os seguintes termos:
Molécula, átomo, valência, fórmula química, elemento químico.
Que leis você já estudou?
O que é uma equação química?
Cite os tipos de reações químicas, dê exemplos
III Etapa de generalização e sistematização do conhecimento.
1 competição
A) Ditado químico “Fenômenos físicos e químicos”
As respostas devem ser marcadas com as letras “X” (fenômenos químicos) ou “F” (fenômenos físicos).
Opção I
Azedamento do leite
Aroma de perfume
Apodrecimento das folhas
Fotossíntese
Formação de placa verde em itens de cobre
Opção de resposta 1 - ХФХХХ
Opção II
Evaporação de álcool
Madeira queimando
Geléia de açúcar
Forjamento de metais
Metal enferrujando
Opção II – FHFFH
B) Ditado químico “Substâncias e misturas”
As respostas devem ser marcadas com as letras “B” ou “C”.
I opção II opção
Água destilada 1. Cobre
Solo 2. Ar
Açúcar 3. Fósforo
Granito 4. Sal de cozinha
Água do rio 5. Ácido sulfúrico
Resposta: Opção I - B C B SS Opção II - VSVBB
Competição 2 - Os membros da equipa “Valência” recebem cartões com tarefas.
Tarefa A
É necessário determinar a valência dos elementos químicos, a pontuação máxima é de 5 pontos
Opção I Sabendo que a valência do cloro é igual a um, determine a valência de outro elemento nestas fórmulas
CaCl2, NCl3, HCl, PCl5, AlCl3
Opção II Sabendo que a valência do oxigênio é dois, determine a valência do outro elemento nestas fórmulas
MnO, P 2O 5, CO 2, Mn 2 O 7, K 2O
Tarefa B
Crie fórmulas para compostos químicos
Opção I Ca (II) e O (II), Na (I) e S (II), Mg (II) e S (II), AL (III) e O (II), Pb (IV) e O (II) ).
Opção II
Sn (IV) e O (II), C (IV) e O (II), Mg (II) e O (II), S (IV) e O (II), Fe (III) e O (II).
3ª competição – Hóquei Químico
Professor: Você recebeu lição de casa: prepare 3 perguntas para a outra equipe. Agora, pessoal, vamos jogar hóquei. Para isso, daremos nomes às equipes: “defensores” e “atacantes”. Cada equipe fará suas perguntas, uma de cada vez, e a equipe adversária responderá. Para cada resposta correta é atribuído 1 ponto. Você também pode ganhar 1 ponto por uma pergunta interessante. A pontuação máxima para esta competição é de 6 pontos.
(As equipes fazem e respondem perguntas uma por uma)
4º concurso – “Experiência Química”
Equipamento: xícara com mistura de madeira e limalha de ferro, xícara com mistura de amido e açúcar granulado, copos vazios, copos de água, bastão de vidro, papel de filtro, funil, tripés, lamparina a álcool, ímã,
Professor: É hora de descobrir como você pode manusear vidrarias químicas e realizar experimentos. O primeiro passo é lembrar as regras de segurança ao realizar experimentos. Três pessoas de cada equipe são chamadas à mesa para experimentos. Para cada equipe é dada uma mistura composta por duas substâncias. Sua tarefa: usando seu conhecimento, divida essas misturas nas substâncias que as compõem. A pontuação máxima para esta competição é de 5 pontos
Depois de concluir esta tarefa, os membros da equipe leem a tarefa e falam detalhadamente sobre a experiência que vivenciaram.
Opção I: Separar a mistura composta por amido e açúcar granulado Opção II: Separar a mistura composta por limalha de ferro e madeira
5º concurso – “Equações de reações químicas e tipos de reações”
As equipes recebem cartões com tarefas.
Professor: A Competição 5 chama-se “Equações de reações químicas e tipos de reações.” Você tem cartões com tarefas que contêm equações de reações químicas. É necessário juntar os pontos que faltam com os sinais necessários dos elementos químicos, organizar os coeficientes e indicar o tipo de reação química. A pontuação máxima é de 3 pontos (é levada em consideração a velocidade de conclusão da tarefa, a equipe que completa a tarefa recebe mais 1 ponto mais rápido)
Opção I
? + Reação O 2 MgO………………
Reação FeO + H2 Fe + H 2O………………
AuO Au + ? reação………………
Opção II
? +HCl FeCl 2+ reação H 2………………
H2+Br2? reação………………
Reação HgO Hg + O2………………

6º concurso – Da história da química”
Professor: As equipes receberam lição de casa: preparar um discurso sobre cientistas que deram uma valiosa contribuição para o desenvolvimento da “Ciência Atômico-Molecular” ou foram seus fundadores. A palavra é dada às equipes. Ao completar esta tarefa, a equipe pode ganhar 3 pontos. Os alunos entregam mensagens a Robert Boyle e Antoine Lavoisier.
Apresentações da primeira equipe
Robert Boyle - químico, físico e teólogo inglês. Nasceu em uma família protestante em 25 de janeiro de 1627 no Castelo de Lismore, na Irlanda. Seu pai era o aristocrata Richard Boyle, um homem muito rico, aventureiro por natureza, que deixou a Inglaterra em 1588, aos 22 anos. A mãe de Robert, Catherine Fenton, já era a segunda esposa de Richard Boyle. Sua primeira esposa morreu logo após o nascimento do primeiro filho. Robert Boyle era o décimo quarto filho mais novo da família Boyle e o sétimo e amado filho de Richard Boyle. Quando Robert nasceu, seu pai já tinha 60 anos e sua mãe 40. Claro, Robert Boyle teve sorte porque seu pai era uma das pessoas mais ricas da Grã-Bretanha. Os pais de Robert Boyle acreditavam que as crianças deveriam receber educação e educação fora a família. Portanto, em 1635, aos 8 anos, o pequeno Robert, junto com um de seus irmãos, foi enviado à Inglaterra para receber educação. Eles ingressaram no elegante Eton College, onde estudavam filhos de nobres nobres. As condições de estudo em Eton eram bastante favoráveis ​​para o jovem Boyles. Richard Boyle leva seus filhos de Eton em novembro de 1638. A educação de Robert continua em casa, sob a supervisão de um dos padres de seu pai. Em 1638, Robert Boyle, juntamente com seu mentor, fez uma viagem a países europeus, continuando seus estudos em Florença e na Academia de Genebra. Em Genebra, estuda intensamente matemática, francês e latim, retórica e teologia. No início de 1642, Boyle visitou Florença, cidade onde viveu e trabalhou o grande Galileu Galilei. Infelizmente, foi durante a estada de Boyle em Florença que Galileu Galilei morreu. Boyle carregou seu amor pela filosofia de Galileu ao longo de sua vida, mantendo em seu trabalho científico a crença na possibilidade de estudar o mundo por meio das leis da matemática e da mecânica. Em 1644, após a morte de seu pai, Robert Boyle retornou à Inglaterra e se estabeleceu em sua propriedade em Stelbridge, onde viveu quase continuamente por 10 anos, fazendo pesquisas na área de ciências naturais, ao mesmo tempo que dedicava muito tempo às atividades religiosas e filosóficas. problemas. Deve-se notar que Robert Boyle estudou teologia durante toda a vida, com muita seriedade e entusiasmo. Em 1654, Robert Boyle mudou-se para Oxford, onde equipou um laboratório e, com a ajuda de assistentes especialmente convidados, conduziu experimentos em física e química. Um desses assistentes foi Robert Hooke. E embora R. Boyle tenha residido na Universidade de Oxford por quase 12 anos, ele nunca obteve nenhum diploma ou diploma universitário. Um MD (Oxford, 1665) foi seu único diploma. Em 1680, Robert Boyle foi eleito o próximo presidente da Royal Society de Londres, mas recusou a honra porque o juramento exigido violaria seus princípios religiosos. Talvez devido a crenças religiosas, Robert Boyle viveu toda a vida solteiro e nunca se casou. Em 1668, Boyle recebeu um doutorado honorário em física pela Universidade de Oxford e no mesmo ano mudou-se para Londres, onde se estabeleceu com sua irmã e continuou seu trabalho científico.
Realizações científicas de Robert Boyle. Em 1654, R. Boyle introduziu na ciência o conceito de análise química da composição dos corpos. Em 1660, R. Boyle obteve acetona destilando acetato de potássio.16764065405 Infelizmente, Boyle nunca foi capaz de abandonar sua crença na alquimia. Ele acreditava na transformação dos elementos e ainda em 1676 relatou à Royal Society de Londres seu desejo de transformar mercúrio em ouro. Ele acreditava sinceramente que estava no caminho do sucesso nessas experiências.
Em 1663, Boyle descobriu anéis coloridos em camadas finas, mais tarde chamados de anéis newtonianos. Em 1663, ele descobriu o indicador ácido-base no líquen que crescia nas montanhas da Escócia, que ele usou em sua pesquisa. Boyle passou muito tempo estudando os processos químicos que ocorrem durante a queima de metais, a destilação a seco da madeira e as transformações de sais, ácidos e álcalis. Em 1680, desenvolveu um novo método para obter fósforo dos ossos e obteve ácido ortofosfórico e fosfina. Robert Boyle morreu em Londres em 30 de dezembro de 1691, deixando uma rica herança científica para as gerações futuras. Boyle escreveu muitos livros, alguns dos quais foram publicados após a morte do cientista, já que alguns dos manuscritos foram posteriormente encontrados nos arquivos da Royal Society de Londres. Ele foi sepultado na Igreja de Saint-Martin-in-the-Fields ao lado de sua irmã. A igreja foi posteriormente destruída e infelizmente não há registros ou evidências de para onde seus restos mortais foram transferidos.
Atuações da outra equipe
Antoine Laurent Lavoisier - (1743-1794), químico francês, um dos fundadores da química moderna. Antoine Laurent Lavoisier nasceu na família de um advogado em 28 de agosto de 1743. A criança passou os primeiros anos de vida em Paris, em Pequet Lane, rodeada de jardins e terrenos baldios. Sua mãe morreu ao dar à luz outra menina em 1748, quando Antoine Laurent tinha apenas cinco anos. Ele recebeu sua educação primária no Mazarin College. Esta escola foi fundada pelo Cardeal Mazarin para crianças nobres, mas também foram aceitos alunos externos de outras classes. Era a escola mais popular de Paris.
Antoine estudou bem. Como muitos dos cientistas destacados, ele primeiro sonhou com a fama literária e, ainda na faculdade, começou a escrever um drama em prosa, “A Nova Heloísa”, mas limitou-se apenas às primeiras cenas. Ao sair da faculdade, Laurent ingressou na Faculdade de Direito, provavelmente porque seu pai e seu avô eram advogados e essa carreira já começava a se tornar tradicional na família: na antiga França, os cargos geralmente eram herdados.
Em 1763, Antoine Laurent recebeu o diploma de bacharel e, no ano seguinte, a licenciatura em direitos. Mas as ciências jurídicas não conseguiram satisfazer a sua curiosidade ilimitada e insaciável. Ele estava interessado em tudo - desde a filosofia da Condillac até a iluminação pública. Ele absorvia o conhecimento como uma esponja, cada novo objeto despertava sua curiosidade, ele o sentia por todos os lados, extraindo dele todo o possível.
Logo, porém, dessa diversidade começa a se destacar um grupo de conhecimento que a absorve cada vez mais: as ciências naturais.
Os primeiros trabalhos de Lavoisier foram realizados sob a influência de seu professor e amigo Guétard. Após cinco anos de colaboração com Guétard, em 1768, quando Lavoisier tinha 25 anos, foi eleito membro da Academia de Ciências.
Antoine Lavoisier logo se casou com a filha do agricultor geral Polza. Em 1771, Antoine Lavoisier tinha 28 anos e sua noiva 14. Apesar da juventude da noiva, o casamento acabou sendo feliz. Lavoisier encontrou nela uma ativa assistente e colaboradora em seus estudos. Ela o ajudou em experimentos químicos, manteve um diário de laboratório e traduziu os trabalhos de cientistas ingleses para o marido. Até fiz desenhos para um dos livros. Eles não tiveram filhos.
Em sua vida, Antoine Lavoisier seguiu uma ordem estrita. Ele estabeleceu como regra estudar ciências seis horas por dia: das seis às nove da manhã e das sete às dez da noite. Um dia por semana era dedicado exclusivamente à ciência. Pela manhã, A. Lavoisier trancou-se no laboratório com seus colegas, onde repetiram experimentos, discutiram questões químicas e discutiram sobre o novo sistema. Gastou enormes somas na construção de instrumentos, representando neste aspecto o completo oposto de alguns dos seus contemporâneos.
Em 1775, Antoine Lavoisier apresentou um livro de memórias à academia, no qual a composição do ar foi esclarecida com precisão pela primeira vez. O ar consiste em dois gases: “ar puro”, que pode melhorar a combustão e a respiração e oxidar metais, e “ar mítico”, que não possui essas propriedades. Os nomes oxigênio e nitrogênio foram dados posteriormente.
Os resultados da gestão das fábricas de pólvora por Lavoisier em 1775-1791 também foram frutíferos. Ele assumiu esta tarefa com sua energia habitual.
Durante a Revolução Francesa, como um dos coletores de impostos, o cientista Antoine Lavoisier foi preso. Em 8 de maio de 1794, ocorreu o julgamento. Com base em acusações forjadas, 28 coletores de impostos, incluindo Lavoisier, foram condenados à morte. Lavoisier ficou em quarto lugar na lista. Seu sogro, Polz, foi executado antes dele. Então foi a vez dele.
IV.Reflexão
Professor: Pessoal, nossa aula está chegando ao fim. Agradeço sua participação ativa na aula e por ajudar seus colegas de equipe.
Cada um de vocês tem suas próprias impressões da lição. Gostaria de pedir que você comentasse a lição usando estas frases:
Os alunos falam em círculo em uma frase, escolhendo o início de uma frase na tela reflexiva do quadro:
hoje eu descobri...
foi interessante…
foi difícil…
Concluí tarefas...
Eu percebi que...
Agora eu posso…
Eu senti isso...
Eu comprei...
Aprendi…
Eu consegui …
Eu fui capaz...
Vou tentar…
Eu estava surpreso...
Eu queria…
V. Resumindo a lição
Ao final da aula, os resultados são somados, são calculadas as notas de cada aluno e são dadas notas pela participação e respostas na aula. A equipe vencedora é determinada e os líderes são identificados
Pontuações por pontos:
“5” – para 21 ou mais pontos
“4” - para 17-20 pontos
“3” – para 12 -16 pontos
VI. Trabalho de casa
Prepare-se para um teste sobre o tema “Conceitos químicos iniciais”