Сьогодні відбувся
Вебінар:
«
Виховні заходи з теми прав дитини. Практичні кейси
»
Взяти участь Всі події

Комбінований урок "Загальна характеристика неметалічних елементів"

Увага! Автор матеріалу забороняє відтворення, передрук або розповсюдження іншим способом цього матеріалу з сайту «ВСЕОСВІТА» (тексти, фото, відео тощо). Дозволяється лише гіперпосилання на сам матеріал.

Хімія

Для кого: Дорослі

08.11.2021

102

4

0

Опис документу:

У VIII столітті група вчених вирішила визначити, з якого елемента складається алмаз. Вони зібрали гроші й купили його, помістили в герметичний циліндр, заповнений киснем, і прожарювали протягом доби на великому полум’ї. Потім вивчили склад газу в циліндрі. Як же вони здивувалися, коли з’ясували, що після згоряння алмазу в кисні утворився тільки вуглекислий газ. Отже, алмаз складався з Карбону, як графіт і сажа. Чому ж прості речовини, утворені атомами того самого хімічного елемента, мають такі різні властивості? За якими ознаками відбувається поділ елементів на металічні й неметалічні? Наскільки поширеними в природі є неметалічні елементи? Де застосовуються неметали?

Наше завдання – у процесі вивчення нового матеріалу дати відповіді на ці та інші запитання.

Перегляд
матеріалу
Отримати код

Неметали.

Загальна характеристика неметалічних елементів

І. Організаційний етап

ІІ. Актуалізація опорних знань

  1. Встановіть послідовність зростання радіусів атомів елементів:
    а)
    Br;
    б)
    J;
    в)
    F;
    г)
    Cl .

  2. Визначте ступені окиснення Сульфуру в його сполуках: Н24, Н2S, Н23, К2S, СаS, К23.


ІІІ. Мотивація навчальної діяльності:

У VIII столітті група вчених вирішила визначити, з якого елемента складається алмаз. Вони зібрали гроші й купили його, помістили в герметичний циліндр, заповнений киснем, і прожарювали протягом доби на великому полумї. Потім вивчили склад газу в циліндрі. Як же вони здивувалися, коли зясували, що після згоряння алмазу в кисні утворився тільки вуглекислий газ. Отже, алмаз складався з Карбону, як графіт і сажа. Чому ж прості речовини, утворені атомами того самого хімічного елемента, мають такі різні властивості? За якими ознаками відбувається поділ елементів на металічні й неметалічні? Наскільки поширеними в природі є неметалічні елементи? Де застосовуються неметали?

Наше завдання – у процесі вивчення нового матеріалу дати відповіді на ці та інші запитання.


ІV. Вивчення нового матеріалу

Хімічні елементи можна умовно поділити на дві групи: металічні та неметалічні елементи. Така класифікація ґрунтується на найтиповіших фізичних і хімічних ознаках простих речовин утворених цими елементами.

У періодичній системі хімічних елементів неметалічні елементи розміщені в кінці періодів. До них належать: Гідроген, Гелій, Бор, Карбон, Нітроген, Оксиген, Флуор, Неон, Силіцій, Фосфор, Сульфур, Хлор, Аргон, Арсен, Селен, Бром, Телур, Йод, Астат, та інші інертні елементи.

Це ρ-елементи, за винятком Н і Не, які належать до s – елементів.

На зовнішньому енергетичному рівні атоми неметалічних елементів мають, як правило, понад 4 електрони. Майже всі вони можуть приєднувати певну кількість електронів і перетворюватися на негативно заряджені йони – аніони.

Здатність атомів неметалічних елементів приєднувати електрони або зміщувати їх у свій бік зростає у групі знизу догори, а в періоді – зліва направо.

Тому найтиповіший неметалічний елемент перебуває у правому верхньому куті періодичної системи. Це – Флуор.

Кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні збігається з номером групи. Неметалічні елементи одної групи головної підгрупи мають однакову будову зовнішнього енергетичного рівня. Вищі оксиди неметалічних елементів є кислотними оксидами. Сполуки неметалічних елементів з Гідрогеном при звичайних умовах – газоподібні речовини.

Прості речовини утворені атомами неметалічних елементів, мають загальну назву неметали. До неметалів належать фосфор, сірка, графіт, бром, йод, кисень, водень, кремній тощо. Неметалів значно менше, ніж металів.

Назви простих речовин часто збігаються з назвами тих елементів, якими вони утворені. Слід пам’ятати, що назва елемента пишеться з великої літери, а назва простої речовини – з малої.

Частина неметалів має атомну будову: інертні гази, графіт, алмаз, силіцій, бор, червоний фосфор. Решта неметалів молекулярної будови.

Молекули деяких неметалів складаються із двох атомів, молекула озону трьохатомна, білого фосфору Р4 – чотирьохатомна, молекула сірки складається із восьми атомів S8, молекула фулерену складається із 60 атомів.

Фізичні властивості неметалів

За нормальних умов неметали водень, кисень, озон, азот, хлор, фтор, інертні гази перебувають у газоподібному агрегатному стані,

бром – рідина,

решта неметалів – сірка, вуглець, фосфор, кремній, йод – тверді речовини.

Неметали відрізняються за кольором.

Так, водень, кисень, азот – безбарвні гази;

фтор – блідо-жовтий,

хлор – жовто-зелений отруйний газ з різким специфічним запахом;

бром – темно-червона рідина, жовто-бурі пари якої мають різкий неприємний запах, а при потраплянні на шкіру викликають опіки.

Фосфор червоний – червоного кольору, фосфор білий – білого кольору.

Сірка – жовтого кольору,

йод – чорно-фіолетовий з металічним блиском.

Оскільки неметали мають різні агрегатні стани, то й температури їх плавлення та кипіння перебувають у широких межах.

Газоподібні неметали за нормальних умов киплять при низьких температурах (майже –200°С).

Йод при нагріванні сублімується – відразу переходить із твердого стану в газоподібний.

Сірка кипить у полум’ї спиртівки. Якщо шматок сірки потерти об суху долоню або шерсть, сірка електризується і починає притягувати до себе клаптики паперу. Сірка не розчиняється у воді і не змочується нею.

Якщо кинути на поверхню води щіпку сірчаного цвіту (крихкий порошок), частинки сірки не потонуть у воді, а плаватимуть на поверхні, утворюючи на ній золотисто-жовту плівку. Таке спливання дрібних часточок речовини, яка не змочується водою, називається флотацією.

Температура кипіння алмазу +30000С.

Більшість неметалів не проводять електричний струм, тобто є діелектриками. Кремній – напівпровідник, а графіт – провідник електричного струму.

Неметали погано проводять тепло, крихкі, деякі розчинні у воді, багато з них добре розчинні в органічних розчинниках.


Алотропні модифікації

Хімічні елементи Оксиген, Сульфур, Карбон і Фосфор у вільному стані існують у формі кількох простих речовин.

Явище існування хімічного елемента у вигляді двох або кількох простих речовин, різних за властивостями і будовою називають алотропією, а самі прості речовини – алотропними модифікаціями.

Хімічний елемент Оксиген утворює дві прості речовини – кисень і озон, які є алотропними модифікаціями. Вони утворені одним і тим самим хімічним елементом, але відрізняються за складом молекул, фізичними і хімічними властивостями.

Алотропні модифікації Оксигену


У природі

У повітрі – 21% (за об’ємом), розчинений у воді.

Верхній шар атмосфери – постійно. На висоті 15-30 км шар товщиною 2-4,5 мм. У нижніх шарах атмосфери під час грози, в хвойних лісах при окисненні смолянистих речовин.

Ar

32

48

Фізичні властивості

Газ безбарвний, без смаку і запаху tк – -193оС, tпл – -219оС. Погано розчинний у воді (1:3). При – 183оС перетворюється в тверду речовину.

Газ блакитний, запах свіжості при невеликій концентрації і різкий в концентрованому стані, у зрідженому стані –  темно-синій, у твердому стані – колір до чорного. Добре розчинний у воді (1:49). tк – -112оС, tпл – -251,4оС Добувають у лабораторії за допомогою озонатора.

Фізіологічна дія

Не отруйний. У малій кількості забезпечує життєві процеси.

У малій кількості вбиває хворобливі мікроорганізми, у великій – дуже отруйний.

Хімічна активність

Активний окисник.

Реакційна здатність висока.    Дуже сильний окисник внаслідок виділення атомарного Оксигену, не стійкий, вибухає при ударі, знебарвлює барвники, викликає самозагоряння деяких речовин. Хімічна активність дуже висока.

Застосування

Дихання, горіння, окиснення, заправлення ракет (рідина), зварювання і різання металів, окисник в металургії, добування вибухових речовин, HNO3, H2SO4, в медицині.

Дезінфекція води, повітря, усунення неприємного запаху, вибілювання тканин, окисник ракетного палива, захист планети від сонячної радіації.

Озоновий шар і його значення

Озон – це природний надійний захисник усього живого на нашій планеті від згубної дії шкідливого сонячного випромінювання. Біля поверхні Землі озону мало. Більша концентрація його вдень, навесні і влітку над полярними частинами Землі. На висоті 15-30 км утворюється озоновий шар.

Він затримує згубні для всього живого ультрафіолетові промені.

Разом із СО2 поглинає інфрачервоне випромінювання Землі і тим самим запобігає її охолодженню.

Озон дуже отруйний. Невеликі концентрації озону у повітрі створюють відчуття свіжості. Великі дози викликають подразнення дихальних шляхів, кашель, блювання, запаморочення, стомленість.

Озон руйнує еритроцити крові, спричиняє глибокі спадкові зміни в генах людини.

Невеликі довготривалі дози призводять до змертвіння серцевого м’яза. Концентрація озону в повітрі 0,00001% діє на організм так, як і 250 рентген радіації.

Озон у мінімальних дозах, виділений спеціальними приладами – озонаторами розщеплює молекули неприємних запахів у приміщенні, нейтралізує шкідливий вплив електричних і антенних сигналів, світлових вібрацій, позитивно впливає на організм людини.


Карбон існує у вигляді декількох алотропних модифікацій, які відрізняються між собою за фізичними властивостями. Загальна назва простих речовин Карбону – вуглець. У природі Карбон трапляється здебільшого у вигляді графіту й дуже рідко – у вигляді окремих кристалів алмазу.

Алотропні модифікації Карбону

 

Карбін -СС-СС-

Синтезований у 60-х рр. Є у природі в метеоритах (Уренгой, Баварія, Кратер Рис). Дрібнокристалічний порошок, чорний, напівпровідник, сама термостійка форма Карбону.

Фулерен Молекулярна формула С6О. Атоми Карбону з’єднані в кільце із 20 шестикутників і 12 п’ятикутників.


Добутий у США в 1985 р. у формі футбольного м’яча.


Кристалічна, чорна речовина стійка на повітрі tпл – 3600C, ρ – 1,65 г/см3. розчинна в органічних речовинах. Перспектива – виробництво напівпровідникових плівок.
Об’єднання 60-70 атомів називають наноструктурами і широко застосовують у нанотехнологіях.

Фізичні властивості

Самий твердий, прозорий, блискучий, сильно заломлює світло, добре проводить тепло, не проводить електричного струму, тугоплавкий. Колір – жовтий, безбарвний, коричневий, зелений, синій блакитний.

Кристалічний, м’який, чорний, жирний на дотик, має металічний блиск, добре проводить тепло і електричний струм. Відбиває світло, тугоплавкий, хімічно стійкий.

Будова

Тетраедр. Кожен атом С сполучений із чотирма іншими атомами.

Шарувата, гексагональна.

Застосування

Для свердління твердих порід, виготовлення шліфувальних дисків, різців, свердел, різання скла. У приладобудуванні, радіотехніці, виготовленні ювелірних виробів (діаманти).

Для виготовлення вогнетривких тиглів, синтетичних алмазів, мастил, електродів, труб, теплообмінників, грифелів для олівців. В ядерних реакторах як уповільнювач нейтронів.


Аморфний вуглець (дрібні кристалики графіту)

Добування

Вугілля(С) (Рослинне і тваринне). Обвуглювання деревини без доступу повітря.

Сажа(С) Спалювання органічних речовин при малій кількості повітря.

Кокс(С) Нагрівання кам’яного вугілля без доступу повітря.

Застосування

Виплавка чавуну і сталі, виробництво чорного пороху, фарб, для поглинання газів, очищення їх. Активоване вугілля – в медицині, виготовлення протигазів.

Як каталізатор, очистка цукру від домішок, вловлювання цінних органічних розчинників.

Виготовлення лаків, фарб, туші, ґуми (як наповнювач), стрічки для друкарських машин, гуталіну.

Паливо в доменному процесі, відновник у металургії. Виготовлення електродів, легованих сталей.

Аморфний вуглець не належить до окремих алотропних модифікацій, а є дуже дрібними кристаликами графіту.



Алотропні модифікації Фосфору

Відомо декілька алотропних модифікацій фосфору, які відрізняються між собою за фізичними властивостями. Існування цих модифікацій пояснюється різним типом їх кристалічних ґраток.

Алотропні модифікації Фосфору

 

Будова, фізичні властивості

 Р4, Тетраедр, кристалічна ґратка – молекулярна, м’який, ріжеться ножем, легко плавиться, зберігають під водою,
tn – 44,10С,

tk – 2750С.

 

Полімер, кристалічна ґратка – атомна, порошкоподібний.

Подібний до графіту, жирний на дотик, добре проводить електричний струм.

Добутий у 1934 році американським фізиком Бріджменом.

Колір

Безбарвний з жовтуватим відтінком.

Темно-коричневий.

Фіолетовий добув у 1797 році Мусін-Пушкін.

Запах

Часниковий.

Немає.

Густина

1,8

2,3

 

Розчинність

У воді нерозчинний, розчинний у NH3, CS2, у бензині, легко випаровується

Нерозчинний у воді і органічних розчинниках

Коричневий добутий у лабораторії.

Світіння

Світиться у темряві.

Не світиться.

 

Дія  на організм

Дуже отруйний, доза 50 мг смертельна.

Не отруйний.

 

Хімічні властивості

Легко окиснюється на повітрі, самозагоряється, опіки на тілі погано заживають.

При нагріванні без доступу повітря звітрюється, суміш з бертолевою сіллю займається при найменшому терті, не окиснюється на повітрі, горить.

 

Застосування

Виробництво авіабомб, снарядів, раніше виготовляли статуетки, в годинниках, добування Н3РО4, добування твердого сплаву фосфористої бронзи.

Для виготовлення сірників, димових завіс, фосфорорганічних сполук, полімерів, проти корозії, напівпровідників, для знищення комах.

 


Кристалічна решітка сірки молекулярна і складається з восьмиланкових кільцеподібних молекул S8.

Як і всі речовини з молекулярною решіткою, сірка легкоплавка: вона плавиться при температурі, яка тільки трохи більша за температуру кипіння води, перетворюючись у прозору жовту, дуже рухливу рідину. Коли розплавлену сірку нагрівати далі, вона буріє і втрачає рухливість: якщо перекинути посудину, сірка вже не випливає з неї, а повільно стікає з її стінок як смола. Від швидкого охолодження перегрітої сірки утворюється коричнева, що просвічується маса, фізичними властивостями подібна до ґуми. Ця алотропна модифікація називається пластичною сіркою.

Отже, якщо молекули розташовані щільно, утворюється алотропна модифікація ромбічна сірка.

Менш щільне упакування молекул спричиняє утворення моноклінної сірки. Молекула пластичної сірки – це довгі ланцюжки з атомів Сульфуру. Дуже нагріта сірка закипає і переходить у пару бурого кольору.

Алотропні модифікації Сульфуру

Лимонно-жовта кристалічна, молекули упаковані щільно, крихка,
ρ – 2,07 г/см3,
tпл – 112,8оС.

Блідо-жовта рідина, менш щільне упакування молекул,
ρ – 1,96 г/см3,
tпл – 119,3оС.

Темно-коричнева в’язка маса, складається з довгих ланцюжків атомів, еластична, можна витягнути в нитку, не стійка, швидко загусає, твердне, стає крихкою.


Хімічні властивості неметалів

Неметали, за винятком інертних газів, є досить хімічно активними речовинами. Зовнішній електронний шар у їх атомах не завершений, але близький до завершення, тому атоми неметалічних елементів легко приєднують електрони, перетворюючись на негативно заряджені йони.

Це відбувається під час сполучення неметалічних елементів з елементами, атоми яких, навпаки, легко віддають електрони, а такими елементами є металічні елементи і Гідроген, тому для неметалів типовими є реакції сполучення з металами і воднем.

У реакціях з більш активними неметалами менш активні неметали віддають електрони і є відновниками. Відновником буде той елемент, який у періодичній системі розміщений ліворуч або нижче, а окисником той, що розміщений праворуч або вище. При цьому утворюються сполуки з ковалентним полярним зв’язком. Вищі оксиди неметалічних елементів є кислотними оксидами. Сполуки неметалічних елементів з Гідрогеном при звичайних умовах – газоподібні речовини.


  1. Взаємодія з металами з утворенням солей:
    6K + N2   2K3N (калій нітрид);    

2Na + S = Na2S (натрій сульфід)

Загальна назва солей утворених при взаємодії металів з неметалами:

MexSу–2 – сульфід


Me
xCy–4  – карбід

MexNy–3 – нітрид

MeFy–1 – фторид

MexSiy–4 – силіцид


MeCl
y–1 – хлорид

MexPy–3 – фосфід


MeBr
y – бромід

  1. Взаємодія з киснем з утворенням оксидів:

С + О2 = СО2;         4Р + 5О2 = 2Р2О5;      N2 + О2 = 2NО.


  1. Взаємодія з іншими неметалами:

С + 2S = СS2;         Si + 2Cl2 = SiCl4.


  1. Взаємодія з воднем (крім Фосфору і Силіцію):

С + 2Н2 = СН4;     N2 +3H2 = 2NH3;      S + Н2 = Н2S.


  1. Вуглець і водень відновлюють малоактивні метали з їх оксидів:

С + 2СuO = 2Cu + CO2;     FeO + H2 = Fe + H2O.


Поширення неметалічних елементів у природі.

Атоми неметалічних елементів становлять переважну більшість сполук у Всесвіті та верхніх шарах Землі. Вони більш поширені в природі, аніж метали.

Деякі неметалічні елементи зустрічаються у природі у вигляді простих речовин: родовища самородної сірки в Прикарпатті; Заваллівське родовище графіту; існують поклади порід, що містять  алмази.

До складу повітря входять: азот, кисень, інертні гази.

Найпоширенішим елементом у космосі є Гідроген.

Значно більше атомів неметалічних елементів утворюють різноманітні складні речовини. Так, значну частину літосфери становить кремнезем SiО2, гідросфери – вода.


Оксиген один із найпоширеніших елементів на Землі. У земній корі в складі сполук 49% за масою. Він входить до складу води, гірських порід, мінералів, солей. Є обов’язковою складовою частиною рослинних, тваринних організмів: входить до складу білків, жирів, вуглеводів. У повітрі вільного кисню 21% за об’ємом.

Сульфур широко розповсюджений у природі як у вільному вигляді (з домішками гірських порід), так і у сполуках з різними металами (сульфіди), а також у вигляді солей.

Сульфіди: залізний колчедан або пірит FeS2,

цинкова обманка ZnS,

мідний блиск CuS,

кіновар HgS.

Сульфати: гіпс CaSO4•2H2O,

глауберова сіль Na2SO4•10H2O,

гірка сіль MgSO4•7H2O.

Міститься в живих організмах, входить до складу білка, до складу органічних сполук у нафті.


Елемент Карбон входить до складу нафти, газу, вугілля, сланців, органічних сполук, вуглекислого та чадного газів.

Важливий елемент живої природи – входить до складу білків, жирів, вуглеводів, вітамінів, ферментів, гормонів.

У вигляді простих речовин графіту та алмазу;

складних речовин: CaCO3 – крейда, вапняк, мармур,

CaCO3MgCO3 – доломіт,

MgCO3 – магнезит.


Чистий кремній у природі не існує, його добувають хімічним способом. За поширеністю займає друге місце після Оксигену. Оболонка Землі на 97% складається із сполук силіцію.

Зустрічається у вигляді: SiO2   пісок, кварц, кремнезем;

мінералів – слюда, азбест, тальк, нефелін, польовий шпат.

В стеблах рослин (хвощ, бамбук),

в тілі птахів і тварин – пір’я, око, скелет, тіло губок.


Нітроген у вигляді простої речовини азоту входить до складу повітря, приблизно 78% за об’ємом. Вміст елементу у земній корі – 0,01% за масою у вигляді нітратів.

Невелика кількість у складі нафти і кам’яному вугіллі.

Входить до складу білкових речовин всіх живих організмів.


Фосфор у природі існує тільки в сполуках у вигляді фосфатів. Головні мінерали до складу яких входить Фосфор – Ca3(PO4)2 – апатити і фосфорити (0,08%).

Елемент Фосфор входить до складу кісткової, м’язової, нервової тканин людини і тварин, багато його у клітинах мозку.



Застосування неметалів

Сульфур являється життєво важливим елементом для живих організмів, є складовою частиною білка. Він сприяє нейтралізації в організмі отруйних речовин, росту хрящової і кісткової тканин, шкіри, волосся, нігтів. Разом з іншими компонентами приймає участь у формуванні структури сполучної тканини. Забезпечує її еластичність, покращує проникливість клітинних мембран. Дефіцит Сульфуру може призвести до порушення синтезу інсуліну. Шкіра стає сухою, зморшкуватою, появляються тріщини, наступає раннє старіння організму. Сірку використовують для добування сульфатної кислоти, виготовлення ґуми з каучуку, виробництва сірників, чорного пороху, лікарських препаратів.


Азот використовують для наповнення електролампочок, створення інертного середовища при зварюванні металів, у вакуумних установках, глибокого охолодження і замороження, добування амоніаку, нітратної кислоти, нітратів.


Фосфор в організмі є джерелом енергії. У промисловості для створення мийних засобів, для пом’якшення води. Фосфорорганічні сполуки для боротьби з бур’янами. Фосфіди – як напівпровідники. Утворення фарб (ґрунтовка). Білий фосфор для виробництва авіабомб, снарядів, раніше виготовляли статуетки, в годинниках, добування Н3РО4, добування твердого сплаву фосфористої бронзи. Червоний фосфор для виготовлення сірників, димових завіс, фосфорорганічних сполук, полімерів, проти корозії, напівпровідників, для знищення комах.


Вуглець. Алмаз для свердління твердих порід, виготовлення шліфувальних дисків, різців, свердел, різання скла. У приладобудуванні, радіотехніці, виготовленні ювелірних виробів (діаманти). Графіт для виготовлення вогнетривких тиглів, синтетичних алмазів, мастил, електродів, труб, теплообмінників, грифелів для олівців. В ядерних реакторах як уповільнювач нейтронів. Вугілля для виплавки чавуну і сталі, виробництво чорного пороху, фарб, для поглинання газів, очищення їх. Активоване вугілля – в медицині як адсорбент, для виготовлення протигазів, як каталізатор, для очистки цукру від домішок, вловлювання цінних органічних розчинників.

Адсорбція – це здатність деяких речовин (зокрема вуглецю) утримувати на своїй поверхні частинки інших речовин.

Сажа для виготовлення лаків, фарб, туші, ґуми (як наповнювач), стрічки для друкарських машин, гуталіну. Кокс як паливо в доменному процесі, відновник у металургії. Виготовлення електродів, легованих сталей.


Хлор для знезараження води, для виробництва хлорного вапна, органічних розчинників, засобів захисту рослин від хвороб і шкідників.


Кремній в електроніці й електротехніці для виготовлення діодів, фотоелементів, транзисторів, сплавів. Силіцій оксид широко використовується в будівництві, для виробництва цементу, кераміки, скла. Кварц дуже мало розширюється при нагріванні, тому кварцовий посуд, розжарений до білого, не тріскається, якщо його занурити в холодну воду. Кварц використовують у виготовленні моніторів комп’ютерів, лінз телескопів, кришталеві вироби, дзеркала, в радіотехніці, оптиці, в ювелірній справі.


Водень є сировиною для хімічної і нафтохімічної промисловості, як екологічно чисте паливо.


V. Узагальнення та систематизація знань

Прийом «Вірю  не вірю»

1. Алотропною видозміною Оксигену є озон.

2. На зовнішньому енергетичному рівні атома Нітрогену міститься сім електронів.

3. Мінімальний ступінь окиснення атома Фосфору дорівнює 3.

4. У результаті взаємодії металів з азотом утворюються нітриди.

5. Алмаз — це алотропна видозміна Сульфуру.

6. Силіцій використовують у електроніці як напівпровідник.

7. Найпоширенішим неметалом у природі є Силіцій.

8. Озоновий шар розміщений на висоті 20-25 км від поверхні Землі.

9. Об’ємна частка азоту в повітрі становить 21 %.

10. Активоване вугілля — чудовий адсорбент.


VІ. Домашнє завдання


Відображення документу є орієнтовним і призначене для ознайомлення із змістом, та може відрізнятися від вигляду завантаженого документу.

Увага! Автор матеріалу забороняє відтворення, передрук або розповсюдження іншим способом цього матеріалу з сайту «ВСЕОСВІТА» (тексти, фото, відео тощо). Дозволяється лише гіперпосилання на сам матеріал.