Prezentacija na temu "fluor". Brom.Jod „Fizikalna svojstva fluora

“Jod u ljudskom tijelu” - A ako nema nijednog retka, imate jasan nedostatak joda. Ljudsko tijelo sastoji se od 60% vode, 34% organske tvari i 6% anorganske tvari. Potreba za jodom u mcg / dan. Postoje dva testa za utvrđivanje nedostatka joda. Otkriće joda. Jod je jedini halogen koji je u normalnim uvjetima u čvrstom stanju.

"Jod u tragovima" - jod normalizira funkcioniranje živčanog sustava. Jod je uključen u proliferaciju stanica sustava kostiju i hrskavice. Jod regulira rad štitnjače, uspostavlja hormonalnu ravnotežu tijela. Jod poboljšava metabolizam lipida. Jod je uključen u sintezu hormona trijodtironina i tiroksina. Jod osigurava rast stanica živčanog sustava, poboljšava neuropsihički razvoj.

"Jod u organizmu" - Nedostatak joda u organizmu može dovesti do: Znakovi nedostatka joda: Upitnik Praktično iskustvo Kemijski pokus Titracija Usporedba i analiza. Nemojte uzimati jodiranu sol u rinfuzi. Hipoteza. Metode istraživanja. Analizirati stanje s nedostatkom joda u školi i dati preporuke o raznovrsnosti prehrane.

"Halogeni" - klor se koristio u medicini. 24 umjetna izotopa astatina. Teška tamnocrvena tekućina. Fluor je sastavni dio polimera. Klor. Razmotrite crtež. sadržaj joda. Fluor. Klor spada u skupinu zagušljivih tvari. Elektroliza. Dobivanje klora u laboratoriju. Brom se čuva u tikvicama s čepovima od brušenog stakla.

"Elementi-halogeni" - Metabolizam. Riješiti problem. Dobivanje halogena. Nalaz u prirodi. Brom. Fluor i klor. Napiši jednadžbu reakcije. Položaj halogena u tablici. biološki značaj. Industrijska uporaba.

„Karakterizacija halogena“ – Nalaz u prirodi. Kemijska svojstva. Reducirajuće sredstvo. Halogeni. Oksidator. fizička svojstva. Otkriće halogena. aktivni halogen. Opće karakteristike halogena. Hlapljivi vodikovi spojevi.

U temi je ukupno 16 prezentacija

FLUOR FLUOR, F, kemijski element s atomskim brojem 9, atomskom masom 18, Prirodni fluor sastoji se od jednog stabilnog nuklida 19F. Konfiguracija vanjskog elektronskog sloja je 2s2p5. U spojevima pokazuje samo oksidacijsko stanje -1 (valencija I). Fluor se nalazi u drugoj periodi u grupi VIIA periodnog sustava elemenata Mendeljejeva, pripada halogenima. FLUOR, F, kemijski element s atomskim brojem 9, atomskom masom 18, Prirodni fluor se sastoji od jednog stabilnog nuklida 19F. Konfiguracija vanjskog elektronskog sloja je 2s2p5. U spojevima pokazuje samo oksidacijsko stanje -1 (valencija I). Fluor se nalazi u drugoj periodi u grupi VIIA periodnog sustava elemenata Mendeljejeva, pripada halogenima.

Svojstva U normalnim uvjetima, fluor je plin (gustoće 1,693 kg / m 3) s oštrim mirisom. Vrelište -188,14°C, talište -219,62°C. U čvrstom stanju tvori dvije modifikacije: a-oblik, koji postoji od temperature taljenja do -227,60°C, i b-oblik, koji je stabilan na temperaturama nižim od -227,60°C. U normalnim uvjetima, fluor je plin (gustoće 1,693 kg / m 3) s oštrim mirisom. Vrelište -188,14°C, talište -219,62°C. U čvrstom stanju tvori dvije modifikacije: a-oblik, koji postoji od temperature taljenja do -227,60°C, i b-oblik, koji je stabilan na temperaturama nižim od -227,60°C. Kao i drugi halogeni, fluor postoji kao dvoatomne F2 molekule. Međunuklearna udaljenost u molekuli je 0,14165 nm. Molekulu F2 karakterizira anomalno niska energija disocijacije na atome (158 kJ/mol), što posebno određuje visoku reaktivnost fluora. Kao i drugi halogeni, fluor postoji kao dvoatomne F2 molekule. Međunuklearna udaljenost u molekuli je 0,14165 nm. Molekulu F2 karakterizira anomalno niska energija disocijacije na atome (158 kJ/mol), što posebno određuje visoku reaktivnost fluora. Kemijska aktivnost fluora je izuzetno visoka. Od svih elemenata s fluorom samo tri laka inertna plina ne tvore fluoride - helij, neon i argon. U svim spojevima fluor ima samo jedno oksidacijsko stanje -1. Kemijska aktivnost fluora je izuzetno visoka. Od svih elemenata s fluorom samo tri laka inertna plina ne tvore fluoride - helij, neon i argon. U svim spojevima fluor ima samo jedno oksidacijsko stanje -1. natrijev fluorid

Povijest otkrića Fluor(F2) je 1866. godine otkrio francuski kemičar Henri Moissan elektrolizom smjese tekućeg bezvodnog HF i kalijevog bifluorida KHF2 u posudi od platine: 2HF H2 + F2 katodna anoda 1906. Moissan je dobio Nobelovu nagradu za otkriće elementa fluora i uvođenje u praksu električne pećnice nazvane po njemu

Kemijska svojstva Reagira sa svim metalima uz oslobađanje velike količine topline: Interakcija sa svim metalima uz oslobađanje velike količine topline: s aluminijem: 3F Al 2 AlF do J s aluminijem: 3F Al 2 AlF do J sa željezom : 3F 2 + 2Fe 2FeF u J sa željezom: 3F 2 + 2Fe 2FeF u J Kada se zagrijava, stupa u interakciju s mnogim nemetalima, osim s kisikom, dušikom i dijamantom. Kada se zagrijava, stupa u interakciju s mnogim nemetalima, osim kisik, dušik i dijamant s vodikom: F 2 + H 2 2HF u J s vodikom: F 2 + H 2 2HF u J sa silicijem: 2F 2 + Si SiF u J sa silicijem: 2F 2 + Si SiF u J Oksidira druge halogene : Oksidira druge halogene: klor: F 2 + Cl 2 2ClF klor: F 2 + Cl 2 2ClF brom: F 2 + Br 2 2BrF brom: F 2 + Br 2 2BrF jod: F 2 + I 2 2lF jod: F 2 + I 2 2lF

Fluor i zdravlje (dnevna doza 2-3 mg) Fluor i zdravlje (dnevna doza 2-3 mg) Uloga u organizmu osigurava čvrstoću koštanog tkiva, pravilan rast kostura, kose i noktiju, povećava otpornost zuba na karijes bolesti, sudjeluje u hematopoezi, štiti od osteoporoze. Manjak: karijes (propadanje zuba), slabljenje kostiju, gubitak kose Višak: fluoroza (mrljavost zubne cakline), zastoj u rastu, deformacija kostura
Kao element u tragovima, fluor se nalazi u svim organizmima. Kod životinja i ljudi fluor je prisutan u koštanom tkivu (kod ljudi 0,2-1,2%), a posebno u dentinu i zubnoj caklini. Tijelo prosječne osobe (tjelesne težine 70 kg) sadrži 2,6 g fluora; dnevne potrebe su 2-3 mg i podmiruju se uglavnom vodom za piće. Nedostatak fluorida dovodi do karijesa. Stoga se spojevi fluora dodaju pastama za zube, ponekad se uvode u vodu za piće. Višak fluora u vodi, međutim, također je štetan za zdravlje. To dovodi do fluoroze - promjene u strukturi cakline i koštanog tkiva, deformacije kostiju. MDK za sadržaj fluoridnih iona u vodi je 0,7 mg/l. MDK za plinoviti fluor u zraku je 0,03 mg/m 3. Uloga fluora u biljkama nije jasna. Biološka uloga:

1 slajd

T 2. Elementi skupine VIIA FLUOR Fluor "F" u nepobuđenom stanju ima elektronsku konfiguraciju: 1s22s22p5. Prisutnost jednog nesparenog elektrona određuje sličnost fluora s vodikom. Međutim, razlika u ukupnom broju valentnih elektrona i orbitala unaprijed određuje značajnu razliku između ovih elemenata jedan od drugog. Oksidacijsko stanje fluora kao najelektronegativnijeg elementa (4.0) uzima se na –1. Maksimalna valencija fluora, prema teoriji valentnih veza, kao i drugih elemenata 2. perioda, je četiri.

2 slajd

Fluor je prilično čest element. Od minerala fluora najvažniji su CaF2 - fluorit (fluorit), Na3A1F6 - kriolit i Ca5 (PO4) 3F - fluorapatit. Spojevi fluora nalaze se u ljudskom tijelu (uglavnom u zubima i kostima). U prirodi se nalazi samo jedan izotop, 19F. Umjetno su dobiveni izotopi niske stabilnosti (s masenim brojevima od 16 do 21).

3 slajd

Jednostavna tvar. Poput vodika, fluor tvori dvoatomne molekule F2, što odgovara sljedećoj elektronskoj konfiguraciji: (sb)2 (s def)2 (xb)2 (y, zb)4 (y, zb)4. Budući da vezne orbitale imaju dva elektrona više od antiveznih, pretpostavlja se da je redoslijed veze u molekuli F2 1.

4 slajd

F2 molekula fluora ima relativno malu masu i prilično je mobilna, stoga je u normalnim uvjetima fluor plin (svijetložute boje), ima nisko talište (-223 ° C) i vrelište (-187 ° C ). Zbog visoke oksidativne aktivnosti fluora i velike čvrstoće njegovih spojeva, fluor se dobiva u slobodnom stanju elektrolizom njegovih rastaljenih spojeva. U ove svrhe obično se koristi eutektička smjesa HF - KF ili kalijevi fluorohidrogenati (na primjer, K - kalijev difluorohidrogenat). Fluor i njegovi spojevi su vrlo toksični (s izuzetkom CF4, SF6 - SF6 i nekih drugih tvari).

5 slajd

Zbog svoje visoke reaktivnosti, fluor uzrokuje koroziju gotovo svih materijala. Nehrđajući čelik i bakar koriste se kao oprema za proizvodnju, skladištenje i transport fluora; nikal (i neke njegove legure), koji je otporan na fluor tako što stvara zaštitni NiF2 film. Općenito, ovaj problem je riješen, a fluor se transportira u velikim količinama u ogromnim tankerima (obično u tekućem obliku).

6 slajd

Široka uporaba fluora započela je u vezi s radom na odvajanju izotopa urana (u obliku 235UF6 i 238UF6) metodom difuzije. UF4 se koristi za proizvodnju metalnog urana. (Fluor se također koristi u tehnologiji rijetkih elemenata Nb, Ta i dr.). Trenutno se fluor naširoko koristi za sintezu raznih rashladnih sredstava i polimernih fluoroplastičnih materijala, koji se odlikuju visokom kemijskom otpornošću. Tekući fluor i brojni njegovi spojevi koriste se kao oksidans za raketno gorivo.

7 slajd

Fluor je kemijski izuzetno aktivan, najjači je oksidans. Visoka kemijska aktivnost fluora objašnjava se činjenicom da njegova molekula ima nisku energiju disocijacije (159 kJ/mol), dok je kemijska veza u većini spojeva fluora vrlo jaka (oko 200–600 kJ/mol). (Energija vezanja E(H-F)=566, E(Si-F)=582 kJ/mol). Osim toga, aktivacijska energija reakcija koje uključuju atome fluora je niska (≤ 4 kJ/mol). Zbog niske energije vezanja, molekule fluora lako disociraju na atome. Niska vrijednost energije vezanja molekule F2 može se objasniti jakim odbijanjem parova elektrona smještenih u π-orbitalama, zbog male duljine F-F veze.

8 slajd

Prema slikovitom izrazu akad. A. E. Fersman, "sveproždirući" fluor. U atmosferi fluora, takve postojane tvari kao staklo (u obliku vate), voda gori: SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2; 2N2O + 2F2 = 4NF + O2 (O3, OF2). U tim reakcijama nastaje kisik kao jedan od produkata izgaranja (!), odnosno fluor je kao oksidans jači od kisika. Pt izgara u fluoru Pt + F2 = PtF6 (Tm. = 61, T vrel. = 69 °C), dobiva se tamnocrvena hlapljiva kristalna tvar. Jedan je od najjačih oksidansa, najjači je reagens za fluoriranje.

9 slajd

Interakcija fluora s većinom jednostavnih tvari odvija se iznimno aktivno. Međusobno djeluje sa sumporom i fosforom čak i pri temperaturi tekućeg zraka (-190 °C): S + 3F2 = SF6 (g), Ho298 = -1207 kJ/mol; 2P + 3F2 = 2PF3 (g), Ho298 = -311,7 kJ/mol; 2R + 5F2 \u003d 2RF5 (cr), Ho298 \u003d -3186 kJ / mol. Reakcije s fluorom tvari koje sadrže vodik (H2O, H2, NH3, B2H6, SiH4, AlH3 itd.) popraćene su stvaranjem HF. 2NH3(g) + 3F2(g) = 6HF(g) + N2(g); Go = -1604 kJ/mol 2NH3(g) + 6F2(g) = 6HF(g) + 2NF3(g); Go = -1772 kJ/mol Prvi se odvija pri visokim T (S>0), drugi – pri nižim T (S

10 slajd

Fluor oksidira neke tzv. inertne plinove: (pri normalnom R) Xe + 2F2 = XeF4(c), Ho298 = – 252 kJ/mol; Xe + 3F2 = XeF6(k) (pri povećanom P = 6MPa) Xe + F2 = XeF2(k) (električno pražnjenje, UV zračenje) 2XeF2 = Xe + XeF4; 3XeF4 = Xe + 2XeF6. XeF6 + H2O = XeOF4(g) + 2HF; XeOF4 + 2H2O \u003d XeO3 (t) + 4HF Xe + PtF6 \u003d Xe + -. Fluor ne stupa u izravnu interakciju samo s helijem, neonom i argonom.

11 slajd

E AOF MOXeF AOXe σraz σ 5p 2p σb U linearnoj molekuli XeF2, zbog jedne 5p orbitale atoma ksenona i dvije 2p orbitale atoma fluora, nastaju trocentralne molekularne orbitale - vezne, nevezne, labavne. Postoje četiri elektrona na 3 molekularne orbitale. U molekuli XeF2 dolazi do djelomičnog prijenosa naboja s atoma Xe na atom F, a efektivni naboj potonjeg ispada negativan (δF ≈ -0,5). HV – hipervalentne (elektronski višak) veze.

12 slajd

U skladu s pravilnom promjenom prirode elemenata po periodima i skupinama periodnog sustava, prirodno se mijenjaju i svojstva fluorida, npr.: Kemijska priroda NaF, MgF2 Osnovni AlF3 Amfoterni AlF63- SiF4, PF5, SF6, (ClF5 ) ClF6-) Poznati su mnogi jaki kompleksi (-, 2-, 2-, 3-, itd.). WF6>ReF6> OsF6>IrF6>PtF6

13 slajd

Ionski fluoridi su kristalne tvari s visokim talištem. Koordinacijski broj iona fluora je 6 (NaF) ili 4 (SaF2). Kovalentni fluoridi plinovi ili tekućine. Srednji položaj između ionskih i kovalentnih fluorida zauzimaju fluoridi s visokim stupnjem polariteta veze, koji se mogu nazvati ionsko-kovalentnim spojevima. Potonji, na primjer, uključuju kristalni ZnF2, MnF2, CoF2, NiF2, u kojima su efektivni naboji elektropozitivnih atoma 1,56; 1,63; 1,46; 1,40 odnosno.

14 slajd

Mnogi metalni fluoridi u niskim stupnjevima oksidacije dobivaju se djelovanjem otopine HF na okside, hidrokside, karbonate itd., npr.: 3HF + Al(OH)3 = AlF3 + 3H2O npr.: F2 + Cl2 = 2ClF; SlF + F2 = SlF3; SlF3 + F2 = SlF5 I2 + 7F2 = 2IF7 Stabilnost fluorida raste s porastom pozitivnog oksidacijskog stanja halogena. Prema metodi MO, trifluoride karakteriziraju nejednake G-F veze: jedna trocentrična F-G-F i jedna dvocentrična G-F. (veze 2-tri centra odnosno 1-dva centra u pentafluoridu.)

15 slajd

Po kemijskoj prirodi ionski fluoridi su bazični spojevi, a kovalentni fluoridi kiseli. Tako u reakciji 2NaF + SiF4 = Na2 bazični kiseli natrijev heksafluorosilikat ionski NaF djeluje kao donor, a kovalentni SiF4 djeluje kao akceptor elektronskih parova, čiji je nositelj fluoridni ion F-.

16 slajd

Tijekom hidrolize bazični fluoridi stvaraju alkalni okoliš, dok kiseli fluoridi stvaraju kiseli NaF + H2O = NaOH + HF SiF4 + 3H2O = H2SiO3 + 4HF Amfoterni fluoridi međusobno djeluju i s bazičnim i s kiselim fluoridima. U potonjem slučaju nastaju miješani fluoridi, npr.: 2KF + BeF2 = K2[BeF4] (BeF2 kao kiseli spoj) BeF2 + SiF4 = Be (BeF2 kao bazični spoj)

17 slajd

U nevodenim otopinama, PF5 stupa u interakciju s bazičnim fluoridima KF + PF5 = KPF6 Formira HF + PF5 = HPF6 - heksafluorofosfornu kiselinu s tekućim HF (vodena otopina je vrlo jaka kiselina)

18 slajd

Kompleksni fluoridi su vrlo raznoliki. Koordinacijski broj za fluor za elemente 2. perioda je 4, za elemente ostalih perioda tipičan koordinacijski broj je 6. Osim toga, postoje složeni fluoridi u kojima je koordinacijski broj kompleksirajućeg agensa 7, 8 i 9, za primjer: K2[BeF4] K3[A1F6 ] K2 K2 Isti primjeri pokazuju da se stabilizira u kompleksima fluora. najveći stupanj oksidacije središnjih atoma. Derivati ​​fluorovih kompleksa pretežno su ionski spojevi ili su miješani (polimerni) fluoridi (na primjer, BeSiF6). Spojevi s vodikom kao što su HBF4, HPF6, H2SiF6 nestabilni su u slobodnom stanju. Njihove vodene otopine su vrlo jake kiseline (kao što je HClO4).

19 slajd

Fluor eksplozivno stupa u interakciju s vodikom čak i pri niskim temperaturama i (za razliku od klora) u mraku stvarajući fluorovodik H2 + F2 = 2HF. Obično se fluorovodik dobiva zagrijavanjem djelovanjem sumporne kiseline na fluorit: CaF2 + H2SO4 = CaSO4 + 2HF

20 slajd

Molekula HF hidrogen fluorida je visoko polarna i ima snažnu tendenciju povezivanja kroz vodikove veze u cik-cak lance. Stoga je vodikov fluorid u normalnim uvjetima bezbojna tekućina (Tm. -83 ° C, Tbp. 19,5 ° C) s oštrim mirisom, snažno dimećim na zraku. Čak iu stanju plina, fluorovodik se sastoji od mješavine polimera H2F2, H3F3, H4F4, H5F5, H6F6. Jednostavne HF molekule postoje samo na temperaturama iznad 90 °C. Zbog velike čvrstoće veze (energija disocijacije 565 kJ/mol), toplinska razgradnja HF na atome postaje uočljiva iznad 3500 oC.

21 slajd

Intrinzična ionizacija tekućeg HF je beznačajna (K = 2,07 10-11). Nastaje prijelazom protona (odnosno iona fluora) iz jedne molekule u drugu, praćen transformacijom vodikove veze iz međumolekularne u međuatomsku i kovalentnu. U tom slučaju nastaju solvatirani fluoronijev ion FH2+ i fluorohidrogenatni ion HF2- prema shemi H-F H-F H-F + + -

22 slajd

Tekući fluorovodik je jako ionizirajuće otapalo. U njoj se dobro otapaju voda, fluoridi, sulfati i nitrati s-elemenata I. skupine, nešto lošije slični spojevi s-elemenata II. Istodobno, otopljene tvari, oduzimajući protone molekulama HF, povećavaju koncentraciju negativnih iona (HF2-), tj. ponašaju se kao baze. Na primjer: KNO3 + 2HF K+ + HNO3 + HF2-

23 slajd

Čak se i HNO3 ponaša kao baza pod ovim uvjetima: HNO3 + 2HF NO3H2+ + HF2- etilni alkohol indiferentan u vodi u tekućem fluorovodiku ispada da je jednako jaka baza kao KOH u vodi: C2H5OH + 2HF C2H5ON2+ + HF2-

24 slajd

U tekućem HF, tvari se ponašaju kao kiseline - akceptori fluoridnih iona, na primjer, BF3, SbF5: BF3 + 2HF = FH2+ + BF4- SbF5 + 2HF = FH2+ + SbF6- Kada se kiseline otope, koncentracija pozitivnih fluoronijevih iona FH2 + povećava se.

25 slajd

Amfoterni spojevi u tekućem HF su npr. aluminijevi i kromovi (III) fluoridi: 3NaF + AIF3 3Na+ + A1F63- (AIF3 kao kiseli spoj) AlF3 + 3BF3 A13+ + 3BF4- (AIF3 kao bazični spoj)

26 slajd

HF je beskonačno topljiv u vodi. HF ionizira stvarajući OH3+ i F- ione. Potonji, u interakciji s HF, tvore fluorohidrogenatne ione: 2HF + N2O = OH3 + + NF2-. Otopina HF (fluorovodične kiseline) (fluorovodična = fluorovodična) je kiselina srednje jakosti (K=6,2 10-4). Otopina također sadrži kompleksne ione H2F3-, H3F4-, HnFn+1-. Stoga se pri neutralizaciji otopina fluorovodične kiseline ne stvaraju fluoridi, već fluorohidrogenati tipa K[HF2].

Fluor Fluor je element glavne podskupine sedme skupine, druge periode periodnog sustava kemijskih elemenata D. I. Mendeljejeva, s atomskim brojem 9. Označava se simbolom F. Fluor je izrazito reaktivan nemetal i najjači oksidans, najlakši je element iz skupine halogena. Jednostavna tvar fluor u normalnim je uvjetima blijedožuti dvoatomni plin oštra mirisa koji podsjeća na ozon ili klor. Vrlo otrovno!!!

Kemijska svojstva Najaktivniji nemetal, nasilno stupa u interakciju s gotovo svim tvarima (rijetke iznimke su fluoroplasti), a s većinom njih - sa izgaranjem i eksplozijom. Kontakt fluora s vodikom dovodi do paljenja i eksplozije čak i pri vrlo niskim temperaturama (do -252 stupnja).Čak i voda i platina gore u atmosferi fluora: 2F2 + 2H2O  4HF + O2 Fluor također može oksidirati kisik, tvoreći kisikov fluorid OF2.

Element fluor je predviđen 1810. godine, a izolirao ga je u slobodnom obliku tek 76 godina kasnije Henri Moissan 1886. elektrolizom tekućeg bezvodnog fluorovodika koji je sadržavao primjesu kiselog kalijevog fluorida KHF2. Element fluor je predviđen 1810. godine, a izolirao ga je u slobodnom obliku tek 76 godina kasnije Henri Moissan 1886. elektrolizom tekućeg bezvodnog fluorovodika koji je sadržavao primjesu kiselog kalijevog fluorida KHF2. Naziv "fluor" (od grčkog "uništenje"), koji je predložio André Ampère 1810., koristi se u ruskom i nekim drugim jezicima.

Skladištenje Fluor se skladišti u plinovitom stanju (pod tlakom) iu tekućem stanju (uz hlađenje tekućim dušikom) u aparatima od nikla i njegovih legura (monel metal), bakra, aluminija i njegovih legura, mjedi i nehrđajućeg čelika.

Primjena u medicini Spoj fluora ima široku primjenu u medicini kao nadomjestak za krv. Fluor ima važnu ulogu u procesima formiranja kostiju, formiranju zubne cakline i dentina. Inhibira procese tkivnog disanja, oksidaciju masnih kiselina, inhibira aktivnost koštane fosfataze i aktivnost štitnjače.

Manjak i višak fluora u organizmu U nizu područja zemaljske kugle postoji nizak sadržaj fluora u hrani, tlu i vodi. Osiromašenje ljudskog tijela fluorom doprinosi razvoju zubnog karijesa, parodontne bolesti s oštećenjem zubnog mesa, čeljusti i gubitkom zuba. Pri visokom sadržaju fluora u prehrambenim proizvodima, tlu i vodi te prekomjernom unosu u ljudski organizam dolazi do intoksikacije, fluoroze, koju karakterizira "šaranost" cakline, poremećeni procesi okoštavanja, poremećeno disanje tkiva, metabolizam masti, ugljikohidrata. , željezo, kalcij, fosfor, mangan.

Rad se može koristiti za lekcije i izvješća o predmetu "Kemija"

Gotove kemijske prezentacije uključuju slajdove koje nastavnici mogu koristiti u nastavi kemije za istraživanje kemijskih svojstava tvari na interaktivan način. Predstavljene prezentacije o kemiji pomoći će učiteljima u obrazovnom procesu. Na našoj web stranici možete preuzeti gotove prezentacije iz kemije za razrede 7,8,9,10,11.