nyuuzyou/ukr-lit huggingface dataset:
Презентація на тему «Акрил»

 Акрил
Історія відкриття
Акрил - розмовна назва полімерів на основі похідних акрилової та метакрилової кислот і полімерних композицій з них.
    
   Родоначальник акрилів - поліметилметакрилат - був винайдений німецькими хіміками в 1930-х роках. Він розроблявся як альтернатива склу та отримав відповідну назву - «органічне скло». Оргскло прозоре як справжнє скло, але на відміну від нього воно легке, конструктивно міцне, має низьку теплопровідність і пропускає ультрафіолетові промені.

   
Формула

СН2=СН−СООН
Виробництво акрилу
Оргскло   
     Оргскло отримують двома способами: екструзією і литтям. Екструзійне оргскло - отримують методом безперервної екструзії розплавленої маси гранульованого ПММА через щілинну головку з наступним охолодженням і різкою по заданих розмірах. Блочне (рос."литьевое") - отримують методом заливки мономеру ММА між двома плоскими стеклами з подальшою його полімеризацією до твердого стану.
Виробництво акрилу
 Акрилове волокно
   Виробництво структур волокон складається з наступних основних технологічних операцій: отримання полімеру, формування волокна мокрим або сухим методом і регенерація розчинника (здебільшого диметилформаміду і диметилацетаміду).

   Так як акрил простий у догляді, стійкий до побутових кислот і розчинників, на ньому не розмножуються бактерії, він найчастіше використовується для виробництва сантехніки, фарб, герметиків, а також кухонних стільниць, мийок  тощо.
Презентація на тему «ЙОД» (варіант 2)











ЙОД


Йод – хімічний елемент VII групи періодичної системи Менделєєва. Атомний номер - 53. Відносна атомна маса 126,9045. Галоген. Із наявних в природі галогенів – найважчий, якщо, звичайно, не важати радіоактивний короткоживучий астат. Практично весь природний йод це атом одного – єдиного ізотопу. Його вміст в земній корі 4%. Радіоактивний йод – 125 утворюється в холоді. З штучних ізотопів йоду найважливіші – йод-131 і йод-133: їх в основному використовують в медицині. Йод – єдиний із галогенів – перебуває в твердому стані при нормальних умовах.
Йод – хімічний елемент
Щільність йоду 4,94 г/см3. Молекула рідкого і газоподібного йоду складається з двох атомів (I2). Помітна дисоціація I2, 2I спостерігається при температурі 700 °С, а також при дії світла. Вже при звичайній температурі йод випаровується, утворюючи фіолетову пару. При слабкому нагріванні йод переганяється, осідаючи у вигляді блискучих тонких пластинок; цей процес служить для очищення йоду в лабораторіях і в промисловості. Йод погано розчиняється у воді (0,33 г/л при 25 °С), добре - в сірковуглеці і органічних розчинниках, а також у водних розчинах. Хімічно йод досить активний, хоча і у меншій мірі, чим хлор і бром.


При розчиненні у воді йоду частково реагує з нею; у гарячих водних розчинах лугів утворюються йодид і йодат. Адсорбуючись на крохмалі, йод забарвлює його в темно-синій колір; це використовується для якісного аналізу виявлення йоду. Пари йоду отруйні подразнюють слизову оболонку. На шкіру йод намазують для, знезараження. Плями від йоду змивають розчинами соди або сульфату натрію.

 

Щитовидна залоза або щитовидка  займала увагу ще ранніх вчених. Щитовидна залоза виробляє потрібний гормон який потрапляє в кров.
Для вироблення цього гормону щитовидці потрібен йод  як повітря.
В організмі людини не існує інших органів і систем ,які б споживали йод в таких обсягах, як щитовидна залоза.
Захворювання щитовидної залози
Збільшення щитовидки призводить до зовнішніх змін, шиї. Такі захворювання як гіпотиреось, а також різновиди зоба, обумовлені нестачею йоду в організмі. Ці захворювання характеризуються  сонливістю ,слабкістю, дипресією.



Про широке поширення хвороби можна судити навіть за твором живопису.  У красивої жінки  зображеної на портреті , помітна припухлість шиї.
Портрет Рубенса «Солом’яний капелюшок»
картина «Персей і Андромеда»ті ж симптоми у Андромеди











В процесі зберігання харчових продуктів йод більшою чи меншою мірою руйнується. 

Картопля, за 4 місяці зберігання втрачає 45% йоду, за 7 – 64%


Квасоля втрачає - 51%
Кулінарна обробка риби, також веде до значних втрат йоду.
Морська капуста - завдяки високому вмісту йоду, володіє особливим смаком і знайшла широке застосування в медицині
Йод міститься в овочах,  фруктах, крупах,  яйцях,  молоці
Дякуємо за увагу
Презентація на тему «Нафта» (варіант 19)

Застосування нафти та нафтопродуктів
Презентацію підготувалиучениці 11-В класуКузнецовської гімназії
Турик Даша та Коновал Катя

Нафта – це густа оліїста рідина зі специфічним запахом, темно-бурого чи чорного кольору, легша за воду і нерозчинна в ній.

Нафтопродукти-це продукти,одержані внаслідок переробки нафти на нафтопереробних заводах.

Основні нафтопродукти
Світлі нафтопродукти
бензин, уайт-спірит
лігроїн
гас
дизельне паливо, газойль
 Темні нафтопродукти
мазут
олива (суміш високомолекулярних нафтових вуглеводнів, що використовується в техніці як змащувальний, електроізоляційний, консерваційний матеріал та робоча рідина);
мастило (структурована загусником олива, що застосовується для зменшення тертя, консервації виробів та герметизації ущільнень);
вазелін, парафін, церезин;
гудрон,  асфальт, асфальтени;
нафтовий кокс, пек


Нафта відіграє надзвичайно велику роль у житті людства, у розвитку цивілізації. Насамперед це одне із найважливіших джерел енергії, що вивільнюється в результаті спалення нафтопродуктів. Крім того, хімічною переробкою нафти добувають незліченну кількість речовини, що використовуються, без перебільшення, скрізь, куди не поглянемо.
  








У результаті хімічної переробки чорна олійна рідина перетворюється на волокна і пластмаси, на запашні і вибухові речовини. Ліки і барвники. Чим глибша переробка нафти, тим більше корисних продуктів можна добувати з неї.


Можна сказати, що ми залежимо від нафти, оскільки поки що вона незамінна як сировина для синтезу і для виробництва пального. На жаль, ще й сьогодні у вигляді пального більша частина нафтопродуктів спалюється (до 87% видобутку) і лише 13 використовується для хімічної переробки.








Людство давно усвідомило, що нафта – надто цінна хімічна сировина, щоб спалювати її у вигляді пального. До того ж, ресурси цієї копалини на планеті швидко скорочуються. У звязку з цим постає питання про заміну нафти як джерела енергії і сировини.
Презентація на тему «Аміак» (варіант 3)

Аміак
Аміа́к, амоніа́к, NH3 — неорганічна сполука, безбарвний газ із різким задушливим запахом, легший за повітря, добре розчинний у воді. Одержують каталітичним синтезом з азоту і водню під тиском. Використовують переважно для виробництва азотних добрив, вибухових речовин і азотної кислоти. Рідкий аміак використовується в холодильних установках. Водний розчин аміаку (нашатирний спирт) застосовується в медицині.
Властивості 
Небезпеки 
1
3
0
Молекули аміаку утворюються за допомогою ковалентних зв'язків. Електронна і структурна формули молекули аміаку такі:
 Зв'язки N — Н в молекулі аміаку полярні, оскільки електронна пара зміщена до атома азоту. Тому атом азоту має негативний заряд, а атом водню — позитивний. У хімічному відношенні аміак є відновником, а сам звичайно окиснюється до вільного азоту. Так, в атмосфері кисню аміак горить за реакцією:4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2OАмоніак також легко відновлює монооксид міді до металічної міді при високій температурі за реакцією:3CuO + 2NH3 = 3Cu + N2 + 3H2O
При розчиненні аміаку в воді частина його молекул взаємодіє з водневими іонами води з утворенням складного катіона амонію NH+4. Разом з тим відповідна кількість гідроксильних груп OH− води звільняється. Цей процес рівноважний. Його можна зобразити таким рівнянням:
Розчин гідроксиду амонію забарвлює лакмус у синій колір. З кислотами розчин гідроксиду амонію утворює солі, наприклад:NH4OH + HCl = NH4Cl + H2ONH4OH + HNO3 = NH4NO3 + H2O 2NH4OH + H2SO4 = (NH4)2SO4 + 2H2O
В лабораторних умовах аміак добувають звичайно нагріванням суміші хлориду амонію NH4Cl з гашеним вапном Ca(OH)2. Процес утворення аміаку при цьому відбувається в дві стадії: спочатку виникає гідроксид амонію, а потім він розкладається з виділенням аміаку:2NH4Cl + Ca(OH)2 = 2NH4OH + CaCl2NH4OH = NH3↑ + H2O
Амоніак — один з найважливіших продуктів сучасної хімічної промисловості. Головною галуззю його застосування є виробництво нітратної кислоти і азотних добрив. Крім того, аміак використовують для виробництва багатьох інших хімічних продуктів. Зріджений аміак і водний розчин аміаку застосовують безпосередньо як азотне добриво.
Виконала:студентка 1-го курсу 102-б групиНечипорук Олександра
Презентація на тему «Крахмал» (варіант 1)


Крахмал 
Крахмал
Крахма́л (C6H10O5)n — полисахариды амилозы и амилопектина, мономером которых является альфа-глюкоза. Крахмал, синтезируемый разными растениями в хлоропластах, под действием света при фотосинтезе, несколько различается по структуре зёрен, степени полимеризации молекул, строению полимерных цепей и физико-химическим свойствам.
Физические и химические свойства
Безвкусный, аморфный порошок белого цвета, нерастворимый в холодной воде. Под микроскопом видно, что это зернистый порошок; при сжатии порошка крахмала в руке он издаёт характерный «скрип», вызванный трением частиц.
В горячей воде набухает (растворяется), образуя коллоидный раствор — клейстер; с раствором йода образует соединение включения, которое имеет синюю окраску. В воде, при добавлении кислот (разбавленная H2SO4 и др.) как катализатора, постепенно гидролизуется с уменьшением молекулярной массы, с образованием т. н. «растворимого крахмала», декстринов, вплоть до глюкозы.
Молекулы крахмала неоднородны по размерам. Крахмал представляет собой смесь линейных и разветвлённых макромолекул.
При действии ферментов или нагревании с кислотами подвергается гидролизу
Качественные реакции
Крахмал, в отличие от глюкозы, не даёт реакции серебряного зеркала;
Подобно сахарозе, не восстанавливает гидроксид меди (II);
Взаимодействует с йодом (окрашивание в синий цвет).
Презентація на тему «Колообіг карбону у природі»

Колообіг карбону у природі.
Виконали: учениці 10-А класу
                    Кирлейза Софія
                    Мустіпан Вікторія
Тварини виділяють Карбон у вигляді вуглекислого газу під час дихання. Рослини і тварини з часом відмирають, починають гнисти, окиснюватись і частково перетворюватись на С02, що повертається у повітря й знову поглинається рослинами. 
Вуглекислий газ із атмосфери поглинається також водою Світового океану й реагує з гірськими породами під час їх руйнування. Відтак утворюються вапняки, доломіти та інші карбонати.
Порушення рівноваги між вмістом кисню й вуглекислого газу в атмосфері може призвести до так званого «парникового ефекту». Порушується нормальна тепловіддача Землі у космічний простір, а це спричинює потепління клімату. 
На відміну від Силіцію Карбон зустрічається в природі як у вільному стані у вигляді простих речовин (алмаз, графіт), так і у зв'язаному — у вигляді численних мінералів: карбонатів, нафти, торфу, природного газу, сланців, вугілля тощо.
Карбонати у природі
Доломіт
Крейда
Мармур
Аргоніт
Дякую за увагу!
Презентація на тему «Неметали» (варіант 2)

НЕМЕТАЛИ
АЗОТ
ІСТОРІЯ ВІДКРИТТЯ
1772г. К.Шєєле і Г.Кавендіш отримали азот
 Д.Резерфорд описав здобуття і властивості
 1787г. Лавуазье запропонував назву азот - «млявий» (а - ні, зоэ - життя)


ЗНАХОДЖЕННЯ В ПРИРОДІ: 1)у вільному поляганні в атмосфері (78%),2)в зв'язаному стані (дивися таблицю)  
БУДОВА І ВЛАСТИВОСТІ АТОМА
 2 період, 5 група, головна підгрупа


Містить на зовнішньому енергетичному рівні 5              електронів                                                                                                     
+7  )  )  
                    2   5
              
         Окислювач
          N0 + 3e-    N-3


            Відновник 
        N0 –1,2,3,4,5e-  N+1,N+2,N+3,N+4,N+5
3
1
2
4
БУДОВА МОЛЕКУЛИ
 N        N
                  ЗВ'ЯЗОК:
- КОВАЛЕНТНА НЕПОЛЯРНА 
- ПОТРІЙНА                         
- МІЦНА

           МОЛЕКУЛА:
       - ДУЖЕ             СТІЙКА
      - НИЗЬКА РЕАКЦІЙНА                     ЗДАТНІСТЬ

1
3
4
2
ФІЗИЧНІ ВЛАСТИВОСТІ.
Газ без кольору, запаху і смаку
 Погано розчинимо у воді
 Трохи легше за повітря
 T пл.= -210 С
 T кіп.= -196 С


ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ
Окислювальні
       N20            2N-3
При нагріванні з іншими металами (Ca, Al, Fe)
При кімнатній t  лише з Li
* При високій t, р, kat (Fe, оксиди Al, K) з H2

Відновні 
   N20          2N+2
* При  t  електричної дуги (3000 - 4000 З) з О2



Підготували Захарченко Любов і Подолян Таня
10 клас
Презентація на тему «Піридин»

Піридин. Способи добування та застосування

Підготувала:
Пацаловська Ліля
Добування
Фракція камяговугільної смоли;
З продуктів піролізу деревини, торфу або кістки;
Взаємодія бутадієну з ціаністим воднем у присутності Al2O3;
Взаємодія ацетилену з ціаністим воднем при каталізаторі HgCl2;
Взаємодією оцтового альдегіду, формальдегіду та аміаку;
Конденсація карбонільних сполук з похідними аміаку;
Взаємодія синильної кислоти і ацетилену.
Добування
Вперше піридин був отриманий з фракцій кам'яновугільної смоли
Наразі практично весь промисловий обсяг піридину виробляється синтетично, — взаємодією оцтового альдегіду, формальдегіду та аміаку. За реакцією термічної циклоконденсації ацетальдегіду, формальдегіду та аміаку при 200-250°C при високому тискові на цеолітному каталізаторі (реакція Чічібабіна):
2CH3CHO + CH2O + NH3 --> C5H5N
Одним із способів отримання гетероциклічних сполук є конденсація карбонільних сполук з похідними аміаку:


Добування
 Одержання піридину з синильної кислоти і ацетилену: 
2HC≡CH + HC≡N ―›  C5H5N
Взаємодія ацетилену з ціаністим воднем при каталізаторі HgCl2:
2HC ≡ CH + HCN --> C5H5N 



Добування
 Фракція камяговугільної смоли (В наслідок цього процесу вперше отримали піридин. Є основним промисловим джерелом піридину, вміст до 0.08%)
Добування
 З продуктів піролізу деревини, торфу або кістки
Добування
Взаємодія бутадієну з ціаністим воднем у присутності Al2O3
Застосування піридину:
як розчинник та реагент в синтетичної органічної хімії і в промисловості;
як вихідне з'єднання при виготовленні інсектицидів, гербіцидів, фунгіцидів, барвників, добавок до каучуків, клеїв, вибухових речовин, дезінфікуючих засобів;
при синтезі фармацевтичних препаратів, харчових ароматизаторів;
як денатуруються добавка до технічного етилового спирту, антифриз;
як допоміжна речовина в процесі фарбування тканин
Презентація на тему «Цікаві факти про воду» (варіант 2)

Цікаві факти про воду
Ми ніколи не будемо мати більше води, ніж маємо зараз.Щодня з поверхні Землі випаровується близько трильйона тонн води.
 Вода – єдина субстанція, яка зустрічається в природі в трьох формах: твердій (лід), рідкій і у вигляді газу.
80% земної поверхні вкриті водою.3% води на землі прісні; більша частина прісної води зберігається у замерзлому стані в льодовиках.
Середньостатистична людина складається з води на 50-80%. Ембріон людини складається з води на 95%, дитина на 70-80%, а доросла людина на 50-70%, тобто з віком людина всихає, організм людини зашлаковується і разом зі зменшенням частки води в організмі приходять хвороби і старість.
Кров людини на 83% складається з води.Кавун на 93% складається з води.
У найглибшій точці світового океану (Маріанський жолоб, 11034 м.) кинутій у воду залізній кульці потрібно більше години, щоб досягти океанського дна.
Недалеко від села Кергалан в Азербайджані є горюча вода. Від сірника вода спалахує блакитним полум’ям через наявність у її складі метану.
Забруднені підземні води  очищаються протягом декількох тисячоліть.Людина може обходитися 30 діб без їжі і менше тижня без води.
Вода – це основний розчинник в людському організмі. З її допомогою переносяться всі корисні речовини, вона ж виводить з організму шлаки та шкідливі речовини. У водних розчинах відбуваються всі хімічні реакції в нашому організмі.
Середньостатистична людина, користуючись водопровідною водою, за своє життя пропускає через організм від 80 кг до 100 кг хімічного бруду. І саме тому так важливо бути впевненим в якості води, яку ви вживаєте.
У складі мантії Землі води міститься в 10-12 разів більше, ніж у Світовому океані.
Вживання кофеїну й алкоголю призводить до обезводнення. На кожну випиту чашку кави або порцію алкоголю треба додатково випити склянку води.
Морська вода замерзає при температурі -1,9 градуса Цельсія.
Вода відбиває 5% сонячних променів, у той час як сніг – близько 85%. Під лід океану проникає тільки 2% сонячного світла.
Дякую за увагу)
Презентація на тему «Азот»

НЕМЕТАЛИ
АЗОТ
ЦІЛІ :
Сформувати уявлення про будову атома і молекули азоту.
Розглянути фізичні і хімічні властивості азоту в світлі ОВР.
Показати значення азоту як біогенного елементу.


ПЛАН УРОКУ
Історія відкриття
 Знаходження в природі
 Будова і властивості атома і молекули
 Фізичні і хімічні властивості
 Здобуття і вживання


ІСТОРІЯ ВІДКРИТТЯ
1772г. К.Шєєле і Г.Кавендіш отримали азот
 Д.Резерфорд описав здобуття і властивості
 1787г. Лавуазье запропонував назву азот - «млявий» (а - ні, зоэ - життя)


ЗНАХОДЖЕННЯ В ПРИРОДІ: 1)у вільному поляганні в атмосфері (78%),2)в зв'язаному стані (дивися таблицю)  
БУДОВА І ВЛАСТИВОСТІ АТОМА
 2 період, 5 група, головна підгрупа


Містить на зовнішньому енергетичному рівні 5              електронів                                                                                                     
+7  )  )  
                    2   5
              
         Окислювач
          N0 + 3e-    N-3


            Відновник 
        N0 –1,2,3,4,5e-  N+1,N+2,N+3,N+4,N+5
3
1
2
4
БУДОВА МОЛЕКУЛИ
 N        N
                  ЗВ'ЯЗОК:
- КОВАЛЕНТНА НЕПОЛЯРНА 
- ПОТРІЙНА                         
- МІЦНА

           МОЛЕКУЛА:
       - ДУЖЕ             СТІЙКА
      - НИЗЬКА РЕАКЦІЙНА                     ЗДАТНІСТЬ

1
3
4
2
ФІЗИЧНІ ВЛАСТИВОСТІ.
Газ без кольору, запаху і смаку
 Погано розчинимо у воді
 Трохи легше за повітря
 T пл.= -210 С
 T кіп.= -196 С


ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ
Окислювальні
       N20            2N-3
При нагріванні з іншими металами (Ca, Al, Fe)
При кімнатній t  лише з Li
* При високій t, р, kat (Fe, оксиди Al, K) з H2

Відновні 
   N20          2N+2
* При  t  електричної дуги (3000 - 4000 З) з О2
Презентація на тему «Сульфатна кислота» (варіант 3)

СУЛЬФАТНА КИСЛОТА
Підготувала 
учениця 6-Б класу
Босович Валентина 
2013 рік.

ПОШИРЕННЯ В ПРИРОДІ
Вільна сірчана кислота зустрічається в природі дуже рідко. В атмосфері вона утворюється з діоксиду сірки, який утворюється при згоранні сірковмісних речовин або вулканічних вивержень. Діоксид сірки окислюється гідроксильними радикалами та киснем з утворенням триоксиду сірки, який вступаючи в реакцію з атмосферною вологою утворює кислоту. У кислотних дощах вона виступає в розбавленому виді. 

Невелику кількість вільної сірчаної кислоти також можна знайти в деяких вулканічних джерелах, які називаються сольфатари. Найбільшу кількість сірчаної кислоти у світі містить озеро в кратері вулкана Іджен в Індонезії. На відміну від вільної кислоти, її солі, зокрема, сульфати, зустрічається в природі набагато частіше. Існує багато різних мінералів сульфатів. Серед них найвідомішими й найважливішими є гіпс (CaSO4 · 2 H2O), барит (BaSO4), Халькантит (CuSO4 · 5 H2O) і глауберова сіль (Na2SO4 · 10 H2O).
ОСОБЛИВОСТІ БУДОВИ
Оскільки сірка міститься в 3-му періоді періодичної системи, то правило октету не зберігається і атом сірки може набути дванадцяти електронів.


Графічна формула молекули
Кулестержнева модель молекули
ФІЗИЧНІ ВЛАСТИВОСТІ
Сірчана кислота – безбарвна, важка, нелетка рідина. При розчиненні її у воді відбувається дуже сильне розігрівання.Пам’ятайте, що не можна вливати воду в концентровану сірчану кислоту!Концентрована сірчана кислота вбирає з повітря водяну пару. У цьому можна переконатись, якщо відкриту посудину з концентрованою сірчаною кислотою зрівноважити на терезах: через деякий час шалька з посудиною опуститься.
ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ


Сульфатна кислота руйнує багато органічних речовин, зокрема вуглеводи — дерево, папір, бавовняні тканини, цукор тощо. Руйнування цих речовин обумовлюється тим, що концентрована сульфатна кислота віднімає від них водень і кисень у вигляді води, а вуглець залишається у вигляді пористого вугілля. При дії розведеної сульфатної кислоти на метали, які у електрохімічному ряді активності металів розташовані ліворуч водню, виділяється водень. 
Концентрована сірчана кислота має сильний окислювальний ефект і здатна реагувати, при нагріванні, навіть з благородними металами, такими як мідь, ртуть і срібло, хоча при цьому вона не взаємодіє з залізом. Тому для перевезення концентрованої сульфатної кислоти використовуються залізні цистерни.
ЗНАЧЕННЯ ТА ЗАСТОСУВАННЯ
Сульфатна кислота є важливим продуктом хімічної промисловості. Вона у великих кількостях застосовується у виробництві мінеральних добрив, волокон, пластмас, барвників, вибухових речовин, у металургії в процесі добування міді, нікелю, урану та інших металів. Використовується також як осушувач газів.

Серед сульфатів велике практичне значення мають мідний і залізний купороси CuS𝑂_4 • 5𝐻_20 і FeS𝑂_4 • 7𝐻_20. Вони використовуються в сільському господарстві для боротьби із шкідниками рослин, у виробництві фарб, для просочення деревини як антисептичний засіб.
Презентація на тему «Менделєєв» (варіант 2)

Визначні дати в його житті.

Д.І.Менделєєв
Народження в Тобольску видатного вченого.
1834р.
Навчання у Санкт-Петербурзькому університеті
1850-1855р.
Звання доцента
1857р.
Перебував у відрядженні у Гейдельберзькому університеті.
1859-1861р.
Підручник “Органічна хімія”
1861р.
Захистив докторську дисертацію.
1865р.
Став професором у Санкт-Петербурзькому університеті.
1868р.
Відкриття періодичного закону
1869р.
Смерть Д.І.Менделєєва
1907р.
Презентація на тему «Степень окисления»

1. K2O
2. CaO
3. SO2
4. Na2O
10. NaCl
5. Al2O3
11. AlCl3
6. ZnO
11. ZnCl2
1. K2O
2. CaO
3. SO2
4. Na2O
10. NaCl
5. Al2O3
11. AlCl3
6. ZnO
11. ZnCl2
Презентація на тему «Football» (варіант 1)

Football
Football is an outdoor game for two teams of eleven players
. But the goalkeeper is the only person who can touch the ball  with his hands. The other players can only kick or roll the ball. The winner is the team with most goals at end of the game.
Football is spread all over the world.
There are several national football teams in Britain, which compete with each other every year. 
The two best teams play in the cup final at wembley stadium in London. It is the most important football match of the year.
National football teams take part in European competitions and other international matches.
The end
Презентація на тему «Виробництво Алюмінію»

Виробництво Алюмінію
Ярова М. 
Шагієва К.
Алюміній отримують електролізом розчину глинозему 
(техн. Al2O3) в розплавленому кріоліті Na3[AlF6] 
при 950–960 °C. 
Для отримання 1 т чорнового алюмінію витрачається 14500-17500 кВт·год електроенергії, 1925–1930 кг глинозему, 500–600 кг анодного матеріалу, 50-70 кг фтористих солей. Добова продуктивність однієї ванни середньої потужності — від 550 до 1200 кг алюмінію. 
Електроліз проводять в апаратах, катодом в яких служить дно ванни, анодом — попередньо обпалені вугільніблоки або самообпалюючі електроди, поміщені в розплавлений електроліт. У розплаві відбуваються такі реакції:
Na3[AlF6] ↔ 3Na+ + 2F− + AlF−4
AlF−4 ↔ F− + AlF3
AlF3 ↔ F− + AlF+2
AlF+2 ↔ F− + AlF2+
AlF2+ ↔ F− + Al3+
Al2O3 ↔ AlO+ + AlO−2,      AlO−2 ↔ Al3+ + 2O2−
AlO+ ↔ Al3+ + O2−,      Al3+ + 3e → Al
2O2− — 4e → O2
Розплавлений алюміній при температурі електролізу важчий, ніж електроліт, тому накопичується на дні ванни. На аноді виділяється O2, який взаємодіє з вуглецем анода, який вигорає, утворюючи СО та СО2.

Промисловий комплекс з отримання алюмінію включає виробництво глинозему з алюмінієвих руд, кріоліту та інших фторидів, вуглецевих анодних і футеровочних матеріалів і власне електролітичне отримання алюмінію.
Алюміній високої чистоти (не більше 0,05% домішок) отримують електролітичним  рафінуванням чорнового алюмінію, який містить до 1% домішок. В якості електроліту найчастіше використовують розплав Na3[AlF6], BaCl2 (до 60%) NaCl (до 4%). 
Алюміній розливають в злитки, які потім переробляють в листи, фольгу, профілі, дріт. Він добре зварюється, піддається куванню, штампуванню, прокатці, волочінню і пресуванню, а також обробляється методами порошкової металургії.