презентации для теоретических занятий по общей и неорганической химии
презентация к уроку на тему

Слайд 1

Лекция 6. Основания План: Понятие, номенклатура. Классификация оснований. Физические и химические свойства оснований. Получение оснований

Слайд 2

Основания – вещества, молекулы которых состоят из атома металла и одной или нескольких гидроксидных групп. Общая формула оснований: Me ( OH ) у где: Ме – металл, у – число гидроксидных групп, равное валентности металла. Большинство одно- и двухвалентных металлов образуют основания (исключения: Zn ( OH ) 2 ; Be ( OH ) 2 ; Sn ( OH ) 2 ; Pb ( OH ) 2 ).

Слайд 3

Номенклатура оснований: Например: NaOH – гидроксид натрия Cu ( OH ) 2 – гидроксид меди ( II )

Слайд 4

Классификация оснований Основания можно классифицировать по двум признакам.

Слайд 5

Классификация по числу гидроксидных групп в молекуле основания. Число гидроксидных групп – ОН в молекуле основания определяет кислотность основания. Однокислотные основания – это основания, молекулы которых содержат одну гидроксидную группу, например: NaOH , KOH , CuOH . Двухкислотные основания – это основания, молекулы которых содержат две гидроксидные группы, например: Ca ( OH ) 2 , Ba ( OH ) 2 , Fe ( OH ) 2 , Cu ( OH ) 2 .

Слайд 6

2. Классификация по растворимости в воде. Есть основания растворимые и нерастворимые в воде. Растворимые в воде основания называются щелочами. Щелочи образуются наиболее типичными, наиболее активными металлами. Щелочами являются: LiOH , NaOH , KOH , RbOH , CsOH , Ca ( OH ) 2 , Sr ( OH ) 2 , Ba ( OH ) 2 . Все другие основания являются нерастворимыми в воде. Примеры нерастворимых оснований: Cu ( OH ) 2 , Fe ( OH ) 2 .

Слайд 7

Физические свойства оснований По агрегатному состоянию практически все основания, кроме гидроксида аммония NH 4 OH , представляют собой твердые вещества разного цвета: основания, образованные щелочными и щелочноземельными металлами, являются бесцветными веществами, гидроксид меди ( II ) Cu ( OH ) – голубого цвета, гидроксид железа ( III ) Fe ( OH ) – бурого цвета и т.д. Твердые основания не имеют запаха. Жидкое основание NH 4 OH , которое образуется в результате растворения газообразного аммиака NH 3 в воде, обладает запахом аммиака. По растворимости в воде основания делятся на две группы: растворимые в воде основания и нерастворимые.

Слайд 8

Химические свойства оснований Основания диссоциируют в водных растворах с образованием гидроксид ионов ОН - , которые обусловливают общие химические свойства оснований: Поэтому водные растворы щелочей изменяют окраску индикаторов.

Слайд 9

2. Основание + Кислота = Соль + H 2 O Реакция между основанием и кислотой, в результате которой образуется соль и вода, называется реакцией нейтрализации. Например: 2 NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O

Слайд 10

3. Основание + Кислотный оксид = Соль + H 2 O 2 KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O 4. Щелочь + Соль = Соль + Нерастворимое основание или: Щелочь + Соль = Соль↓ + Новая щелочь Например : 1) 2NaOH + CuSO 4 = Na 2 SO 4 + Cu(OH) 2 ↓ 2) Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaOH

Слайд 11

Растворы щелочей взаимодействуют с металлами, оксиды и гидроксиды которых амфотерны. Ме + Щелочь = Соль + Н 2 O (водный раствор) 2А l + 2КОН + 2Н 2 O = 2К AlO 2 + 3Н 2 ↑ Нерастворимые основания разлагаются. Нерастворимое основание = Основный оксид + Н 2 О Например: С u (ОН) 2 = С u О + Н 2 О

Слайд 12

Получение оснований Взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов с водой: Ме + Н 2 О = Растворимое основание (щелочь) + Н 2 ↑ Взаимодействие оксидов щелочных и щелочноземельных металлов с водой: Ме 2 О + Н 2 О = 2МеОН или МеО + Н 2 О = Ме(ОН) 2

Слайд 13

3. Действие щелочи на растворимую соль: Соль + Щелочь = Новая соль↓ + Новая щелочь Соль + Щелочь = Нерастворимое основание + Новая соль Например: 1) 2 N а + 2Н 2 O = 2 N аОН + Н 2 ↑ 2) N а 2 О + Н 2 О = 2 N аОН 3) N а 2 S О 4 + Ва(ОН) 2 = Ва S О 4 ↓ + 2 N аОН С uSO 4 + 2 N аОН = С u (ОН) 2 ↓ + N a 2 SO 4

Слайд 14

ВОПРОСЫ ДЛЯ КОНТРОЛЯ Что такое основания? Что определяет кислотность основания? На какие группы делятся основания по кислотности? При- ведите примеры. На какие группы делятся основания по растворимости в воде? Приведите примеры. Что называется щелочами? Какие физические свойства имеют основания? Какие химические свойства имеют основания? Что такое реакция нейтрализации? Приведите пример. Какими способами получают основания?

Слайд 1

Лекция №11. Растворы. План: Дисперсные системы. Коллоидные растворы. Истинные растворы. Растворение.

Слайд 2

Дисперсные системы — это такие системы, в которых одно вещество равномерно распределено в виде частиц в другом веществе . В таких системах различают дисперсионную среду и дисперсную фазу (раздробленное в дисперсионной среде вещество).

Слайд 3

Важнейшей характеристикой дисперсных систем является степень дисперсности, т.е. средний размер частиц дисперсной фазы .

Слайд 4

По степени дисперсности дисперсные системы делятся на: а) грубодисперсные (средний диаметр частиц более 100 нм); б) тонко (высоко) дисперсные, или коллоидные системы (диаметр частиц от 1 до 100 нм); в) истинные растворы (диаметр частиц менее 1нм).

Слайд 5

От степени дисперсности зависят свойства дисперсных систем , в частности, их устойчивость. Грубодисперсные системы являются неустойчивыми и со временем разделяются на дисперсную фазу и дисперсионную среду. Коллоидные системы значительно более устойчивы. В зависимости от агрегатного состояния дисперсионной среды и дисперсной фазы выделяют следующие основные виды дисперсных систем:

Слайд 7

Коллоидные растворы — это высокодисперсные двухфазные системы, состоящие из дисперсионной среды и дисперсной фазы размер частиц последней от 1 до 100 нм. Коллоидные растворы по размерам частиц являются промежуточными между истинными растворами и суспензиями и эмульсиями. Коллоидные частицы обычно состоят из большого числа молекул или ионов.

Слайд 8

Коллоидные раствору иначе называют золями. Золи обладают рядом специфических свойств, которые подробно изучает коллоидная химия. Так , золи в зависимости от размеров частиц могут иметь различную окраску , а у истинных растворов она одинаковая.

Слайд 9

Например, золи золота могут быть синими, фиолетовыми, вишневыми, рубиново-красными .

Слайд 10

В отличие от истинных растворов для золей характерен эффект Тиндаля , т. е. рассеяние света мелкими частицами . При пропускании через золь пучка света появляется светлый конус, видимый в затемненном помещении. Так можно распознать является данный раствор коллоидным или истинным.

Слайд 12

Основываясь на различной величине частиц коллоидных и истинных растворов, можно разделить их смесь. Для этого подбирают пористую перепонку (пергаментную бумагу, животный пузырь и др.) с такими мелкими порами , через которые коллоидные частицы пройти не могут, а проходят только молекулы и ионы. Такой способ освобождения золя от частиц истинного раствора называется диализом, а прибор — диализатором .

Слайд 13

Коллоидные частицы называются мицеллами. Строение мицеллы рассмотрим на примере образования коллоидного раствора йодида серебра, получаемого при взаимодействии очень разбавленных растворов нитрата серебра и йодида калия:

Слайд 14

Нерастворимые молекулы йодида серебра образуют ядро коллоидной частицы. Вещество ядра, имеющее кристаллическую или аморфную структуру, нерастворимо в дисперсионной среде и состоит из нескольких тысяч нейтральных молекул или атомов. В рассматриваемом примере ядро — микрокристаллик йодида серебра, состоящий из большого числа m молекул Agl :

Слайд 15

Полученное ядро адсорбирует на своей поверхности те или иные ионы, имеющиеся в растворе. Обычно адсорбируются те ионы, которые входят в состав ядра, т . е. в данном случае ионы серебра или ионы йода. Если коллоидный раствор получают при избытке йодида калия, то адсорбируются ионы йода . Они достраивают кристаллическую решетку ядра, прочно входят в его структуру, образуя адсорбционной слой, и придают ядру отрицательный заряд : m [ AgI ] nI - . Ионы , адсорбирующиеся на поверхности ядра и придающие ему соответствующий заряд, называются потенциал определяющими ионами.

Слайд 16

В растворе находятся также и ионы, противоположные по знаку потенциалопределяющим ионам, их называют противоионами . В нашем примере противоионами являются катионы К + , которые электростатически притягиваются потенциалопределяющими ионами адсорбционного слоя. Часть противоионов К + входит в адсорбционный слой. Ядро с адсорбционным слоем называется гранулой:

Слайд 17

Оставшаяся часть противоионов образует диффузный слой ионов. Ядро с адсорбционным и диффузным слоями и представляет собой мицеллу : Наличие одноименного заряда у всех гранул данного коллоидного раствора (золя) является важным фактором его устойчивости. Заряд препятствует слипанию и укрупнению коллоидных частиц.

Слайд 18

При добавлении к золям электролитов происходит уменьшение зарядов гранул, что приводит к слипанию частиц. Соединение коллоидных частиц в более крупные агрегаты называется коагуляцией . В результате коагуляции частицы могут или выпасть в осадок под влиянием силы тяжести (этот процесс называется седиментацией ), или образовать полутвердую упругую массу (гель, или студень).

Слайд 19

Обычно коагуляцию проводят прибавлением к золю: 1 ) электролита; 2) другого золя, частицы которого имеют противоположный заряд; 3) нагреванием .

Слайд 20

Чаще всего золи коагулируют прибавлением электролита . В этом случае заряды коллоидных частиц нейтрализуются ионами электролита. Причем золи, содержащие положительно заряженные частицы, коагулируют под действием анионов, а золи, содержащие отрицательно заряженные частицы,— под действием катионов.

Слайд 21

При смешении в определенных соотношениях двух золей, частицы которых несут противоположные заряды, например Fe ( OH ) 3 (частицы заряжены положительно) и As 2 S 3 (частицы заряжены отрицательно), заряды частиц нейтрализуются, происходит взаимная коагуляция. Нагревание уменьшает адсорбцию ионов коллоидными частицами (уменьшает их заряд), что способствует коагуляции

Слайд 22

Коагуляции препятствуют так называемые защитные коллоиды (крахмал, желатин и некоторые другие высокомолекулярные органические соединения). Процесс, обратный коагуляции, называется пептизацией. Он наблюдается при промывании осадков водой. При этом ионы электролита-коагулянта вымываются , частицы осадка снова приобретают заряды и переходят в состояние золя. Пептизации легко подвергаются осадки сульфидов. Коллоидные растворы широко применяются в различных технологических процессах: в мыловаренной, бумажной , текстильной промышленности, фармацевтическом производстве.

Слайд 23

Истинные растворы . Истинные растворы, чаще называемые «растворами» в природе имеют огромное значение. Растения усваивают вещества в виде растворов. Усвоение пищи связано с переводом питательных веществ в раствор . Все природные воды тоже растворы. В растворах величина частиц ра c творенного вещества не превышает 1нм. Это соответствует размерам атомов, ионов, молекул. Поэтому растворы представляют собой однородные системы.

Слайд 24

Растворы — гомогенные ( однородные) системы переменного состава, содержащие два или несколько компонентов . Для приготовления любого раствора необходимы растворитель и растворяемое вещество, которые называются компонентами раствора. Растворитель - это компонент, который преобладает в растворе и находится в том же агрегатном состоянии, что и раствор . Растворенное вещество — это вещество, молекулы которого равномерно распределены между молекулами растворителя .

Слайд 25

Классификация растворов. 1. По агрегатному состоянию растворы делятся на : жидкие (например, раствор сахара в воде); и газообразные (например, воздух ); твердые (например, сплавы металлов). 2. По типу растворителя жидкие растворы делятся на: вводные (растворитель-вода ); неводные (растворитель — спирт, бензол, эфир, ацетон и т.д.). 3. По количеству растворенного вещества растворы делятся на: Концентрированные ( растворы содержат такое количество растворенного вещества, которое сравнимо с количеством растворителя). Разбавленные (растворы содержат очень малое количество растворенного вещества по сравнению с количеством растворителя).

Слайд 26

4 . По максимальному содержанию вещества в растворе , последние бывают: насыщенные (растворы, в которых не может более растворяться данное вещество при данной температуре ); ненасыщенные (растворы, в которых при данной температуре еще может раствориться данное вещество ). Количественной характеристикой растворимости является коэффициент растворимости.

Слайд 27

Коэффициент растворимости , или растворимость, показывает , какая максимальная масса вещества может раствориться в одном литре растворителя при данной температуре с образованием насыщенного раствора. Растворимость выражают в граммах на литр (г/л). Концентрация — это величина, характеризующая относительное содержание данного компонента в смеси или растворе.

Слайд 28

4.Растворение. В 1887 г. Д.И. Менделеев разработал химическую ( гидратную ) теорию растворов . Химическая теория рассматривает процесс растворения как химическое взаимодействие частиц растворенного вещества с молекулами растворителя . В результате этого взаимодействия образуются химические соединения - сольваты. Если растворитель вода, то образуются химические соединения, называемые гидратами .

Слайд 29

Сольваты образуются легко и обладают большой устойчивостью в том случае, когда молекулы растворителя полярны , а растворенное вещество состоит из сильно полярных молекул или ионов. Из всех обычных растворителей наиболее полярны молекулы воды, поэтому она и образует большое число гидратов с различными растворенными в ней веществами.

Слайд 30

Гидраты некоторых веществ можно выделить в кристаллическом виде при выпаривании растворов. Например: Кристаллические вещества, содержащие молекулы воды, называются кристаллогидратами. Вода , входящая в их состав, называется кристаллизационной водой.

Слайд 31

Растворение веществ сопровождается, как правило, тепловым эффектом. Это явление объясняет современная теория растворов. Она рассматривает растворение как совокупность химического и физического процессов . Согласно современной теории растворов, при растворении веществ одновременно протекают следующие процессы :

Слайд 32

1. Разрушение структуры растворяемого вещества и диффузия его частиц в массе растворителя. Это физический процесс, он протекает с поглощением теплоты, ДН ≥ 0.физ . 2. Сольвация (гидратация) частиц растворенного вещества . Это химический процесс, который сопровождается выделением теплоты, ДН хим < 0. Общий тепловой эффект растворения равен сумме тепловых эффектов физического и химического процессов : ДН рас. = ДН физ + ДН хкм .

Слайд 33

Растворы — физико-химические системы, состоящие из растворителя, растворенного вещества и продуктов химического взаимодействия растворителя и растворенного вещества.

Слайд 34

ВОПРОСЫ ДЛЯ КОНТРОЛЯ Что такое дисперсные системы? Как классифицируется дисперсные системы по размеру частиц дисперсной фазы? Что такое суспензии? Приведите примеры. - Что такое эмульсии? Приведите примеры Что такое коллоидные растворы? Какое строение имеет мицелла? Что такое коагуляция? Как коагулируют коллоидные растворы? Что такое седиментация? С чем она связана? Что такое пептизация? Что такое растворы? Как классифицируются растворы по агрегатному состоянию ? Из каких компонентов состоит жидкий раствор? Что такое водные и неводные растворы? Что такое гидраты (сольваты); гидратация (сольватация)? Какие вещества называются кристаллогидратами? Приведите примеры? Чему равен тепловой эффект растворения? Что такое насыщенные растворы; ненасыщенные растворы Что показывает коэффициент растворимости? Что такое разбавленный раствор; концентрированный раствор? По каким формулам можно рассчитать массовую долю растворенного вещества; массу раствора? Что показывает молярная концентрация раствора? По какой формуле можно рассчитать молярную концентрацию раствора; молярную концентрацию эквивалента раствора?

Слайд 1

Лекция 19 Халькогены . Кислород

Слайд 2

План : Общая характеристика Кислород Вода Пероксид водорода

Слайд 3

Общая характеристика. Главную подгруппу VI группы образуют элементы: кислород (О), сера ( S ), селен ( Se ), теллур (Те) и полоний ( Ро ), имеющие групповое название « халькогены », что в переводе означает « рудообразователи ».

Слайд 4

Строение внешнего электронного слоя атомов этой подгруппы ns 2 np 4 . Одинаковая структура валентного уровня обусловливает сходство халькогенов : все они относятся к семейству р-элементов , являются неметаллами (кроме полония). Имея на внешнем слое по 6 электронов, атомы данных элементов присоединяют недостающие до октета 2 электрона, и в соединениях проявляют низшую степень окисления, равную — 2.

Слайд 5

Сера, селен, теллур и полоний образуют также устойчивые соединения, в которых они проявляют положительные степени окисления. Электронно-графическая формула атомов халькогенов в основном (невозбужденном) состоянии: Наличие двух неспаренных электронов обусловливает типичную для всех халькогеноов валентность, равную II .

Слайд 6

У атомов всех халькогенов (кроме кислорода) в возбужденном состоянии может увеличиваться число неспаренных электронов за счет перехода электронов с n р - и ns -подуровней на свободный nd -подуровень. При этом возможны следующие валентные состояния атомов: Кислород имеет постоянную валентность II . Сера, селен и теллур в соединениях с кислородом проявляют степени окисления +4 и +6. Эти элементы образуют оксиды типа Э0 2 и Э0 3 , которые имеют кислотный характер. Соответствующие гидроксиды являются кислотами .

Слайд 7

Из всех кислот, приведенных в таблице, к сильным относятся только серная и селеновая кислоты, остальные являются очень слабыми. Степень окисления +4 Степень окисления +6 Оксиды Кислоты Оксиды Кислоты S0 2 (газ) H 2 S0 3 сернистая S0 3 (газ) H 2 S0 4 серная Se0 2 ( тв .) H 2 Se0 3 селенистая Se0 3 ( тв .) H 2 Se0 4 селеновая Те0 2 ( тв .) Н 2 Те0 3 теллуристая Те0 3 ( тв .) Н 2 Те0 4 теллуравая

Слайд 8

В соединениях с водородом халькогены проявляют валентность , равную II ( степень окисления —2), и образуют халькогеноводороды : Н 2 0 вода H 2 S сероводород H 2 Se селеноводород Н 2 Те теллуроводород " H 2 S , H 2 Se и Н 2 Те представляют собой при обычных условиях газообразные вещества с неприятным характерным запахом. Все они ядовиты. При растворении в воде слабо диссоциируют на ионы и поэтому являются слабыми кислотами. Анионы S 2- , Se 2- и Те 2- обладают в осстановительными свойствами. Все соединения селена и теллура ядовиты.

Слайд 9

Кислород. Кислород — самый распространенный на Земле элемент. Атомы кислорода составляют приблизительно половину всей массы земной коры. В виде простого вещества 0 2 этот элемент входит в состав атмосферного воздуха, где его объемное содержание равно =21%. В связанном виде он является составной частью воды, различных минералов и горных пород, многих органических веществ. Элемент кислород составляет 50—85% массы тканей растений и животных. В свободном состоянии кислород существует в виде двух аллотропных модификаций: 0 2 — кислород и 0 3 — озон.

Слайд 10

Физические свойства Кислород 0 2 при обычных условиях — газ без цвета и запаха; Т кип = -183°С; немного тяжелее воздуха, плотность 1,43. В воде малорастворим : в 1 л ее при н.у. растворяется =0,07 г 0 2 . Жидкий кислород — подвижная, слегка голубоватая жидкость. Озон 0 3 при обычных условиях — газ синего цвета, с резким запахом; Т кип = —112 °С. Растворимость в воде выше, чем у кислорода. Жидкий озон —вещество темно-синего, почти черного цвета. Взрывоопасен во всех агрегатных состояниях, так как самопроизвольно разлагается с выделением большого количества энергии:

Слайд 11

В природе озон существует в верхних слоях атмосферы, образуя очень тонкий так называемый «озоновый слой», который защищает Землю и ее обитателей от губительного ультрафиолетового излучения Солнца.

Слайд 12

Получение кислорода В природе кислород образуется в процессе фотосинтеза в зеленых листьях растений. Поглощая солнечную энергию, растения синтезируют из С0 2 и Н 2 0 глюкозу, выделяя при этом свободный кислород:

Слайд 13

Промышленное получение кислорода связано с извлечением его из воздуха, где 0 2 находится в смеси с азотом N 2 , инертными и некоторыми другими газами. Процесс называется «фракционной перегонкой воздуха» и заключается в переводе воздуха сначала в жидкое состояние (при низких температурах и высоком давлении), а потом в испарении жидкого воздуха. При этом первым испаряется (отгоняется) из смеси азот, имеющий более низкую Т кип . В остающейся после этого жидкой фракции содержится почти чистый кислород.

Слайд 14

Очень чистый кислород получают путем электролитического разложения воды в присутствии электролита (например, щелочи): Или путем разложения при нагревании неустойчивых соединений, содержащих в своем составе кислород, например:

Слайд 15

Озон образуется в верхних слоях атмосферы (на высоте около 50 км) из свободного кислорода. Под влиянием ультрафиолетового облучения молекулы кислорода диссоциируют с образованием атомарного кислорода: Атомы кислорода при столкновении с его молекулами образуют озон: 0 2 + О = 0 3 . В небольших количествах озон образуется в нижних слоях атмосферы во время грозовых разрядов

Слайд 16

Химические свойства свободного кислорода Кислород — одно из самых химически активных веществ. Это обусловлено его высокой окислительной способностью . Кислород образует соединения со всеми химическими элементами, кроме инертных газов (Не, Ne , Ar ), причем со всеми простыми веществами, за исключением галогенов, золота и платиновых металлов, он взаимодействует непосредственно.

Слайд 17

При взаимодействии 0 2 с простыми веществами — металлами и неметаллами — обычно образуются оксиды, например: При окислении кислородом таких щелочных металлов, как натрий и калий, образуются главным образом пероксиды ( оксиды являются побочным продуктом):

Слайд 18

Характерной особенностью многих реакций соединения с кислородом является выделение теплоты и света. Такие реакции называются горением. Многие сложные вещества также окисляются кислородом. При взаимодействии 0 2 с водородными соединениями неметаллов образуется вода, и неметалл выделяется либо в свободном состоянии, либо в виде своего оксида, в зависимости от условий проведения реакции:

Слайд 19

Под действием кислорода низшие оксиды и гидроксиды переходят в соответствующие соединения с более высокой степенью окисления: В кислороде сгорают практически все органические вещества. Например:

Слайд 20

Вода. Вода — самое распространенное на Земле вещество. Поверхность земного шара на 3 / 4 покрыта водой (океаны, моря, озера, ледники). В больших количествах вода также находится в атмосфере и земной коре. Общие запасы свободной воды на Земле составляют 1,4 млрд. км 3 . Почти столько же воды находится в физически и химически связанном состоянии, например в природных кристаллогидратах: глауберовой соли Na 2 S 0 4 • 10Н 2 О, бокситах А1 2 0 3 • пН 2 0 и др. Организмы животных и растений содержат от 50 до 90 % воды. В организме человека она составляет около 65 % от массы тела. При продолжительности жизни 70 лет человек потребляет около 25 т воды.

Слайд 21

Физические свойства воды Жидкость без цвета, без вкуса, без запаха. Температура кипения 100 ۫ С Температура замерзания 0 ۫ С рН = 6,5 Плотность 1г/см 3

Слайд 22

Химические свойства воды. Окислительно-восстановительные свойства Вода при обычной температуре взаимодействует с такими сильнейшими восстановителями, как щелочные и щелочноземельные металлы:

Слайд 23

В роли окислителя вода выступает также при взаимодействии с гидридами щелочных и щелочноземельных металлов, являющихся очень сильными восстановителями: При температуре выше 1000°С водяной пар разлагается на водород и кислород, т. е. происходит внутримолекулярный окислительно-восстановительный процесс:

Слайд 24

Кислотно-основные свойства Вода является амфотерным электролитом. Вода — очень слабый электролит, ее константа диссоциации при 25 ۫ С равна. Поэтому вода не проявляет сколько-нибудь выраженных кислотных или основных свойств.

Слайд 25

Реакции гидратации Гидратация — это присоединение воды к веществу. При гидратации кислотных оксидов образуются кислоты: Реакции гидролиза Гидролизом называется процесс разложение веществ в результате обменного взаимодействия между молекулами вещества и молекулами воды.

Слайд 26

Гидролиз карбидов металлов является одним из способов получения углеводородов:

Слайд 27

Пероксид водорода Физические свойства: бесцветная жидкость Т пл = -0,41°С Ткип =150,2°С плотностью 1,45 г/см 3 . В чистом (свободном от воды виде) Н 2 0 2 очень взрывоопасен.

Слайд 28

Раствор пероксида водорода имеет кислую реакцию, что обусловлено диссоциацией его молекул по типу слабой кислоты: Некоторые пероксиды металлов, например Na 2 0 2 , Ba 0 2 , можно рассматривать как соли слабой кислоты пероксида водорода. Из них можно получать Н 2 0 2 действием более сильных кислот: Пероксид водорода проявляет окислительно-восстановительную двойственность. Пероксид водорода — сильный окислитель.

Слайд 29

Восстановительные свойства менее характерны. Вследствие двойственности окислительно-восстановительного характера пероксида водорода, он вступает в реакции диспропорционирования : Для пероксидов характерны следующие химические свойства: 1.Пероксиды взаимодействуют с водой (гидролиз),обнаруживая сильнощелочную реакцию среды.

Слайд 30

2.Пероксиды взаимодействует с кислотами (даже угольной ): 3. Взаимодействие Na 2 0 2 с двуокисью углерода по схеме: Это служит основой применения пероксида натрия в качестве источника кислорода (на подводных лодках).

Слайд 31

Контрольные вопросы 1.Какие элементы относятся к халькогенам ? 2.Сколько электронов в атомах халькогенов на внешнем электронном слое? Какова общая конфигурация внешнего электронного слоя атомов халькогенов ? 3. Какую валентность имеет кислород? Почему валентность кислорода является постоянной величиной? 4. Какую валентность могут проявлять сера, селен и теллур? 5.Как называется халькогеноводородные кислоты, какая из них наиболее сильная? 6.Какие оксиды характерны для халькогенов ? Какие кислоты им соответствуют? 7.Какие аллотропные модификации образует кислород? 8.Каковы физические свойства простого вещества кислорода? 9.Как получают кислород в промышленности? 10.Каковы лабораторные способы получения кислорода? 11.Какие реакции называются реакциями горения? 12.Какое применение в промышленности находит кислород?

Слайд 1

Лекция 20 Сера и ее соединения

Слайд 2

План : C ера как простое вещество Сероводород. Сероводородная кислота и ее соли Оксиды серы Серная кислота.

Слайд 3

Сера как простое вещество К наиболее важным соединениям, образуемым серой в различных степенях окисления, относятся следующие: В природе сера встречается как в свободном состоянии (самородная сера), так и в виде различных соединений, главным образом в виде сульфидов металлов Me x S y . Сера также содержится в небольших количествах в организмах растений и животных. Общее содержание серы в земной коре составляет около 0,1 %.

Слайд 4

Аллотропия свободной серы В виде простого вещества сера имеет большое число аллотропных модификаций, различающихся между собой составом и строением молекул. Число атомов в молекулах различных аллотропов серы изменяется в широком диапазоне - от 3 до 20; молекулы могут иметь циклическое и линейное строение. Наиболее устойчивы 3 модификации серы: ромбическая ( α )- S 8 ; моноклинная ( β )- S 8 и пластическая (полимерная).

Слайд 5

В обычных условиях сера существует в виде ромбической модификации. Ее молекулы содержат по 8 атомов серы, соединенных одинарными ковалентными связями в замкнутый цикл: Ромбическая сера — твердое кристаллическое вещество желтого цвета, практически нерастворимое в воде, но хорошо растворимое в сероуглероде CS 2 и ацетоне. Т кип. =+112 С. При температуре выше 95 °С ромбическая сера превращается в моноклинную модификацию. Расплавы серы содержат почти все ее аллотропы .

Слайд 6

Получение серы из природных месторождений; в лабораторных условиях свободную серу можно получить из ее соединений с помощью окислительно-восстановительных реакций, например:

Слайд 7

Химические свойства серы Сера — химически активный неметалл. При взаимодействии с простыми веществами, образованными элементами с меньшей ЭО, сера проявляет окислительные свойства: S 0 + 2 ẽ -» S + 2 Примеры реакций:

Слайд 8

При взаимодействии с простыми веществами, образованными элементами с большей ЭО, сера проявляет восстановительные свойства. Так, сера горит на воздухе голубоватым пламенем, при этом образуется диоксид серы: Хлор и бром реагируют с серой при небольшом нагревании с образованием галогенидов, например:

Слайд 9

Сера может быть окислена не только простыми веществами, но и некоторыми сложными, например, концентрированными серной и азотной кислотами: В водных растворах щелочей при нагревании сера подвергается самоокислению —самовосстановлению ( диспропорционированию ):

Слайд 10

Сероводород Физические свойства: Сероводород H 2 S - бесцветный, сильно ядовитый газ с неприятным запахом; Т пл =-85 °С Т кип = -60 °С. Растворимость H 2 S в воде невелика (при комнатной температуре в одном объеме воды растворяется 2,5 объема H 2 S ).

Слайд 11

В природе сероводород образуется в больших количествах за счет биохимических процессов. В промышленности и в лаборатории сероводород получают действием сильных кислот на сульфиды металлов, например:

Слайд 12

Химические свойства Химические свойства сероводорода определяются, с одной стороны, его высокой восстановительной способностью, а с другой стороны, кислотными свойствами его водных растворов.

Слайд 13

Восстановительные свойства Атом серы в молекуле H 2 S находится в низшей степени окисления (-2), поэтому под действием окислителей довольно легко теряет электроны и повышает свою степень окисления:

Слайд 14

Сероводород способен восстанавливать серу, входящую в состав сернистой и концентрированной серной кислоты:

Слайд 15

Кислотные свойства Сероводородная кислота, в отличие от галогеново-дородных кислот является слабой кислотой. Тем неменее , она проявляет все общие свойства кислот, реагируя с металлами, с оксидами металлов, основаниями и некоторыми солями, например:

Слайд 16

Сероводородная кислота образует два ряда солей — сульфиды и гидросульфиды. В отличие от большинства сульфидов, гидросульфиды хорошо растворяются в воде. Сульфиды и, в меньшей степени гидросульфиды в водных растворах подвергаются гидролизу, так как они образованы слабой кислотой. Например:

Слайд 17

Оксиды серы Сера с кислородом образует: S 0 2 — оксид серы ( IV ) S 0 3 — оксид серы ( VI ). В свойствах этих соединений имеются и сходство, и различие. Физические свойства: S 0 2 (сернистый газ, сернистый ангидрид) — бесцветный газ с резким запахом, ядовит. Тяжелее воздуха более, чем в два раза. Хорошо растворяется в воде. При комнатной температуре в одном объеме растворяется около 40 объемов S 0 2 . S 0 3 (серный ангидрид) - бесцветная жидкость, которая при температуре ниже 17 °С превращается в белую кристаллическую массу. Очень хорошо поглощает влагу(гигроскопичен). Растворяется в воде с выделением большого количества тепла.

Слайд 18

Кислотные свойства Проявляя химические свойства типичных кислотных оксидов, сернистый и серный ангидрид взаимодействуют: а) с основаниями, образуя два типа солей: кислые и средние: Взаимодействие S 0 2 с водой является обратимой реакцией, равновесие которой сильно смещено в сторону S 0 2 и Н 2 0. В свободном состоянии сернистая кислота не выделяется.

Слайд 19

Окислительно-восстановительные свойства Сернистый ангидрид. В молекулах S 0 2 атомы серы имеют промежуточную степень окисления (+4), поэтому сернистый ангидрид сочетает в себе и окислительную, и восстановительную способность, причем последняя преобладает. Как окислитель S 0 2 реагирует с более сильными восстановителями, например:

Слайд 20

Окислительные свойства S 0 2 проявляются и в том, что он способен обесцвечивать органические красители. На этой способности основано применение сернистого газа для отбеливания шерсти, шелка и других материалов. Как восстановитель S 0 2 реагирует с более сильными окислителями, например:

Слайд 21

Серный ангидрид . В молекулах S 0 3 атомы серы находятся в высшей степени окисления, поэтому этот оксид проявляет только сильные окислительные свойства, при этом он обычно восстанавливается до S 0 2 :

Слайд 22

Получение. Сернистый газ. Существует много реакций, в результате которых можно получить S 0 2 : 1) Окисление серы и сероводорода: 2) восстановление концентрированной серной кислоты металлами и некоторыми неметаллами:

Слайд 23

3) обменные реакции при действии сильных кислот на сульфиты: В промышленности сернистый газ получают при обжиге пирита:

Слайд 24

Серный ангидрид. Этот высший оксид серы образуется из S 0 2 только при высокой температуре и в присутствии ванадиевого катализатора:

Слайд 25

Серная кислота. Серная кислота H 2 S 0 4 — важнейшее соединение серы. Это сильная двухосновная кислота, в которой сера находится в своей высшей степени окисления (+6). Молекулы H 2 S 0 4 очень прочные, не разлагаются даже при сильном нагревании.

Слайд 26

Физические свойства Безводная H 2 S О 4 , представляет собой бесцветную масляную жидкость без запаха, при температуре - 10 °С переходящую в твердое состояние. Т кип = 280 °С. Плотность ее почти в два раза превышает плотность воды. Серная кислота смешивается с водой в любых соотношениях. При растворении концентрированной серной кислоты в воде выделяется большое количество тепла, поэтому ее надо постепенно и осторожно приливать в воду ( а не наоборот!) и перемешивать раствор. Серная кислота разъедает кожу, бумагу, ткань. Раствор серной кислоты с содержанием H 2 S 0 4 менее 70 % обычно называют разбавленной серной кислотой, а более 70 % — концентрированной серной кислотой.

Слайд 27

Химические свойства Химические свойства Серная кислота является типичным представителем кислот и проявляет все химические свойства этого класса соединений. Анион S 0 4 2- , содержащий серу в высшей степени окисления S +6 , проявляет сильные окислительные свойства только в концентрированной серной кислоте . В разбавленной H 2 S 0 4 анион свою окислительную способность утрачивает. Поэтому при взаимодействии серной кислоты с веществами-восстановителями характер продуктов реакции зависит от концентрации кислоты.

Слайд 28

Реакции с участие разбавленной серной кислоты В разбавленных водных растворах серная кислота находится в виде ионов, образующихся в результате электролитической диссоциации:

Слайд 29

Концентрированная серная кислота восстанавливается и превращается в соединения, содержащие серу в более низких степенях окисления:

Слайд 30

Окисление металлов.

Слайд 31

Окисление неметаллов . Концентрированная H 2 S 0 4 окисляет некоторые неметаллы (серу, углерод и др.), восстанавливаясь при этом до S 0 2 :

Слайд 32

Получение и применение серной кислоты В промышленности серную кислоту получают из железного (серного) колчедана, или пирита. Общая схема производства серной кислоты выглядит следующим образом: Практически получают серную кислоту в виде олеума — раствора серного ангидрида S 0 3 в серной кислоте.

Слайд 33

Соли серной кислоты Серная кислота образует кислые соли(гидросульфаты) и средние соли (сульфаты). Наибольшее практическое значение имеют средние соли. Большинство сульфатов растворимо в воде. Мало растворим в воде сульфат кальция CaS 0 4 , еще менее - сульфат свинца ( II ) PbS 0 4 и практически нерастворим сульфат бария BaS 0 4 . Взаимодействие катионов бария (в виде растворимых солей бария, например ВаС1 2 ) с серной кислотой и ее растворимыми солями является качественной реакцией на сульфатион :

Слайд 34

Из солей серной кислоты большое практическое значение имеет гипс CaS 0 4 • 2Н 2 0. При его нагревании до 150—170°С происходит частичная дегидратация (отщепление воды) с образованием алебастра. При замешивании алебастра с водой в жидкое тесто оно быстро затвердевает, образуя камневидную массу, в результате протекания обратной реакции:

Слайд 35

Контрольные вопросы: Охарактеризуйте положение серы в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева. Охарактеризуйте физические свойства серы. В каком виде сера находится в природе? Охарактеризуйте кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства сероводородной кислоты. Что является качественной реакцией на сероводородную кислоту и ее растворимые соли? Охарактеризуйте физические свойства серной кислоты. Какие свойства имеет разбавленная серная кислота? Чем обусловлено различие окислительных свойств разбавленной и концентрированной серной кислоты? Чем отличается действие разбавленной и концентрированной серной кислоты на металлы?

Слайд 1

Лекция 21 Главная подгруппа V группы. Азот.

Слайд 2

План: Общая характеристика группы Азот Аммиак и его соли Оксиды азота.

Слайд 3

Общая характеристика элементов Главную подгруппу V группы составляют р-элементы : азот N , фосфор Р, мышьяк As , сурьма Sb и висмут Bi . Атомы этих элементов имеют на внешнем энергетическом уровне по 5 электронов, из которых два спаренных находятся на s -подуровне, а три неспаренных на р-подуровне . Таким образом, строение внешнего электронного слоя представляется следующим образом:

Слайд 4

Высшая степень окисления в соединениях равна +5; низшая степень окисления равна —3 (кроме Sb и Bi ). В связи с этим высшие оксиды имеют общую формулу R 2 0 5 , а водородные соединения — RH 3 . Из промежуточных степеней окисления +3 является общей для всех элементов. Изменение свойств элементов по мере увеличения атомного радиуса (сверху вниз по подгруппе) происходит гораздо более резко, чем в главных подгруппах VII и VI групп.

Слайд 5

Первые два элемента (азот и фосфор) являются типичными неметаллами, мышьяк уже проявляет признаки металличности , значительно усиливающиеся у сурьмы и висмута, которые принадлежат к металлам. Эти различия проявляются как в свойствах простых веществ, образуемых элементами, так и в свойствах сложных веществ, прежде всего оксидов и гидроксидов :

Слайд 6

Аналогичные соединения со степенью окисления элементов +5 имеют более кислотный характер, но их устойчивость снижается с увеличением порядкового номера элемента так, что для сурьмы и висмута они вообще не являются характерными.

Слайд 7

Азот и его свойства Азот — первый и наиболее важный элемент главной подгруппы V группы, неметалл семейства р-элементов . В связи с отсутствием на втором энергетическом уровне d -подуровня число неспаренных электронов не может увеличиваться за счет перехода атома в возбужденное состояние. Таким образом, максимальная валентность азота ограничена числом валентных атомных орбиталей и не может быть выше IV . По величине относительной электроотрицательности азот уступает лишь фтору и кислороду и в соединениях с ними проявляет положительные степени окисления (от +1 до +5). В соединениях с менее электроотрицательными элементами (металлами, водородом) азот имеет степень окисления —3.

Слайд 8

Элемент азот образует одно простое вещество — N 2 (молекулярный, или свободный азот), а также входит в состав сложных неорганических и органических веществ. Из неорганических соединений азота наиболее важными являются следующие вещества:

Слайд 9

В природе основная часть азота находится в свободном состоянии ( N 2 ). Из неорганических соединений азота только натриевая селитра (нитрат натрия NaN 0 3 ) в виде пластов имеется на побережье Тихого океана в Чили. В составе сложных органических соединений (белков, нуклеиновых кислот) азот присутствует во всех живых организмах.

Слайд 10

Физико-химические свойства свободного азота Молекулы азота N 2 состоят из двух атомов, связанных между собой тройной ковалентной неполярной связью: Эта связь, очень прочная, разрывается лишь при очень высоких температурах (> 3000 °С). При обычных условиях он представляет собой бесцветный газ, не имеющий запаха и мало растворимый в воде. Азот является главной составной частью воздуха, в котором содержится его в количестве 78,2 % по объему.

Слайд 11

Получение молекулярного азота Промышленное получение азота из воздуха осуществляется с помощью физического способа разделения газов, основанного на различии в температурах кипения (фракционная перегонка воздуха). Свободный азот в лабораторных условиях получают путем термического разложения азотсодержащих соединений, например:

Слайд 12

Молекулярный азот — химически малоактивное вещество. При обычной температуре азот взаимодействует только с литием; остальные реакции протекают при высоких температурах и в большинстве случаев являются обратимыми. При взаимодействии с активными металлами образуются нитриды:

Слайд 13

Нитриды в водных растворах подвергаются необратимому гидролизу, в результате которого выделяется аммиак: Взаимодействие азота с водородом происходит только при высокой температуре в присутствии катализатора: Химические реакции, в которых азот выступал бы в качестве восстановителя , практически не осуществляются. Так, азот непосредственно не взаимодействует с галогенами. Эндотермическая реакция с кислородом протекает очень обратимо при температуре искровых разрядов:

Слайд 14

Аммиак и его соли Физические свойства При обычных условиях аммиак представляет собой бесцветный газ с характерным резким запахом, легче воздуха, очень хорошо растворимый в воде. Раствор NH 3 в воде называют аммиачной водой, или нашатырным спиртом.

Слайд 15

Химические свойства В аммиаке азот имеет самую низкую степень окисления (—3), поэтому может отдавать электроны и является сильным восстановителем.

Слайд 16

Кислотно-основные свойства аммиака Аммиак проявляет основные свойства. Причины этого заключается в способности молекул аммиака присоединять к себе протон Н + по донорно-акцепторному механизму. В состоянии равновесия в растворе образуется некоторый избыток гидроксид-ионов ОН-, среда приобретает щелочной характер ( рН > 7). По этому же механизму происходит взаимодействие аммиака с кислотами с образованием солей аммония:

Слайд 17

Соли аммония Разложение солей аммония при нагревании 1 Не окислительно-восстановительное разложение (анион не является окислителем): 2. Окислительно-восстановительное разложение (анион является окислителем).

Слайд 18

Гидролиз солей аммония Так как соли аммония образованы слабым основанием — NH 4 OH , то они в водных растворах подвергаются гидролизу по катиону, который описывается общим сокращенном ночным уравнением: Вследствие этого растворы солей, образованных аммиаком и сильными кислотами, имеют слабокислую реакцию.

Слайд 19

Соли, образованные аммиаком и слабыми кислотами , подвергаются гидролизу и по катиону, и по аниону, например. Среда растворов таких солей близка к нейтральной.

Слайд 20

Качественные реакции на катион NH 4 + 1.При добавлении щелочи к водному раствору соли аммония происходит взаимодействие гидроксильных ионов с ионами аммония: При нагревании раствора аммиак улетучивается за счет уменьшения его растворимости, что легко определяется по характерному запаху аммиака или по посинению влажной лакмусовой бумаги. 2. Реактив Несслера образует с катионами аммония красно- бурый осадок: NH 4 Cl+ 2К 2 [HgI 4 ] + 4 КОН = [OHg 2 NH 2 ]I + KCI + 7KI + 3H 2 O

Слайд 21

Применение солей аммония NH 4 C 1 (нашатырь) применяется в медицине. NH 4 N 0 3 , NH 4 H 2 P 0 4 , ( NH 4 ) 2 HP 0 4 и другие соли используются в сельском хозяйстве в качестве азотных удобрений.

Слайд 22

Оксиды азота. Азот — единственный элемент в своей подгруппе, образующий 5 оксидов, различных по физическим и химическим свойствам. Основные краткие сведения об этих соединениях приводятся в таблице.

Слайд 24

Диоксид a з oma N 0 2 Способы получения Взаимодействиие концентрированной азотной кислоты с тяжелыми металлами, например: Термическое разложение нитратов тяжелых металлов, например:

Слайд 25

Химические свойства В отсутствие кислорода происходит диспропорционирование N +4 в молекуле N 0 2 (самоокисление — самовосстановление):

Слайд 1

Лекция 22 Азотистая кислота. Азотная кислота.

Слайд 2

План: Азотистая кислота Азотная кислота.

Слайд 3

Азотистая кислота Н N 0 2 существует только в виде водных растворов, устойчивых ниже 0°С. При более высоких температурах кислота постепенно разлагается : Азотистая кислота принадлежит к слабым кислотам, ее константа диссоциации невелика (К = 4,0 • 10- 4 ):

Слайд 4

Как кислота HN 0 2 взаимодействует с химически активными металлами, их оксидами и гидроксидами . Азотистая кислота проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства:

Слайд 5

Соли азотистой кислоты — нитриты. Это в большинстве своем бесцветные кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде (кроме AgNO 2 ).

Слайд 6

Азотная кислоты HN 0 3 Азотная кислота — одна из наиболее сильных кислот . Физические свойства Азотная кислота в чистом состоянии без примеси воды — бесцветная, «дымящая» на воздухе жидкость с плотностью 1,50 г/см 3 ; Т кип =+83 ° С; Т пл =-41°С .

Слайд 7

При длительном хранении и при нагревании она приобретает желтый оттенок вследствие выделения желто-бурового газа N 0 2 : С водой азотная кислота смешивается в любых соотношениях .

Слайд 8

Химические свойства HN 0 3 — сильная кислота В водных растворах молекулы HN 0 3 полностью диссоциируют на ионы:

Слайд 9

HN 0 3 — сильный окислитель Ярко выраженная окислительная способность является самым характерным химическим свойством азотной кислоты. Она окисляет почти все металлы, многие неметаллы и сложные вещества. Окислительные свойства HN 0 3 обусловлены присутствием в составе ее аниона атома азота в высшей степени окисления N +5 .

Слайд 10

Продукты окисления зависят как от концентрации кислоты , так и от активности восстановителя. Взаимодействие HN 0 3 с металлами Общие принципы взаимодействия HN 0 3 с различными металлами показаны в таблице.

Слайд 12

Применение азотной кислоты Создание мощного азотнокислого производства во многом способствовало бурному развитию химической промышленности . Азотная кислота используется для производства азотных удобрений; взрывчатых веществ (порох, тротил и др.); ракетного топлива; анилина и анилиновых красителей; лекарственных препаратов; полимерных материалов .

Слайд 1

ФОСФОР И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ. Лекция 23. План: Характеристика элемента Физические свойства Химические свойства

Слайд 2

ХАРАКТЕРИСТИКА ЭЛЕМЕНТА. Ст. ок. Вещества -3 PH 3 фосфин фосфиды: Na 3 P, Ca 3 P 2 и др. 0 P простое вещество +3 P 2 O 3 оксид фосфора ( III) HPO 2 и H 3 PO 3 их соли фосфиты: NaPO 2 , K 3 PO 3 и др. +5 P 2 O 5 оксид фосфора ( V) HPO 3 и H 3 PO 4 их соли фосфаты: NaPO 3 , Ca 3 (PO 4 ) 2 и др.

Слайд 3

Белый фосфор. При обычных условиях твёрдое вещество, похоже на воск и окрашенное примесями в желтый цвет. На воздухе быстро окисляется, при этом выделяется энергия не в виде теплоты, а в виде света, по этому белый фосфор в темноте светится. Химическая активность белого фосфора на много превосходит активность всех других его аллотропных модификаций. Белый фосфор самопроизвольно воспламеняется на воздухе. Он очень ядовит, даже в малых дозах действует смертельно.

Слайд 4

Красный фосфор. Красный фосфор по свойствам резко отличается от белого фосфора: он характеризуется большой плотностью. Химическая активность гораздо ниже: он очень медленно окисляется на воздухе, не светится в темноте, загорается только при 260°С; не ядовит. Чёрный фосфор. Чёрный фосфор очень напоминает по свойствам графит: он жирный на ощупь, обладает электро - и теплопроводностью. Из всех аллотропных модификаций черный фосфор наименее активен, практически не горюч.

Слайд 5

ПОЛУЧЕНИЕ ФОСФОРА . Восстановитель При медленном окислении или недостатке окисления 4P+3O 2 =2P 2 O 3 2P+3Cl 2 =2PCl 3 2P+3S=P 2 S 3 При избытке окисления 4P+5O 2 =2P 2 O 5 2P+5Cl 2 =2PCl 5 2P+5S=P 2 S 5 ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА . +5 t° +2 Ca 3 (PO 4 ) 2 +3SiO 2 +5C°=3CaSiO 3 +2P°+5CO P+5HNO 3 =H 3 PO 4 +5NO 2 ↑+H 2 O 3P+5HNO 3 +2H 2 O=3H 3 PO 4 +5NO↑ 2P+5H 2 SO 4 =2H 3 PO 4 +5SO 2 ↑+2H 2 O КОНЦ. КОНЦ. РАЗБ.

Слайд 6

Как окислитель ( P°+3ē → Pˉ³) P°+3Na=Na 3 Pˉ³ 2P°+3Ca=Ca 3 P 2 ˉ³ которые легко гидролизуются: Ba 3 P 2 +6H 2 O=2PH 3 ↑+2Ba(OH) 2 Непосредственно с водородом фосфор не взаимодействует.

Слайд 7

ФОСФИН РН 3 Водородные соединения – РН 3 . Это бесцветный газ с чесночным запахом, мало растворим в воде, хорошо растворим в органических растворителях. Фосфин - очень ядовитое вещество; он используется как одно из первых боевых отравляющих веществ.

Слайд 8

Получают: 1) действием соляной кислоты на фосфиды металлов, например: Ca 3 P 2 +6HCl=2PH 3 ↑+3CaCl 2 2) действием водяных растворов щелочей на фосфор при нагревании: 4Р°+3КОН+3Н 2 О=Рˉ³Н 3 ↑+3КН 2 О 2 3) При необходимом гидролизе водяных растворов фосфидов: Mg 3 P 2 +6H 2 O=2PH 3 ↑+3Mg(OH) 2 ↓

Слайд 9

По химическим свойствам фосфин сочетает в себе слабые основные свойства и восстановительную способность. Как восстановитель фосфин более активен по сравнению с аммиаком. Он легко окисляется кислородом воздуха: 2 Pˉ³H 3 +4O 2 = 2 O 5 +3H 2 O Основные свойства РН 3 очень сильно ослаблены по сравнению с аммиаком. Образуемый при взаимодействии с водой гидроксид фосфония РН4ОН имеет степень диссоциации в несколько раз меньшую, чем гидроксид аммония NH4OH . Фосфин РН3 взаимодействует только с сильными безводными кислотами, например: РН 3 +НС l=PH 4 Cl.

Слайд 10

ОКСИДЫ ФОСФОРА И ФОСФОРНЫЕ КИСЛОТЫ Фосфор образует большое число различных оксидов и кислородсодержащих кислот. Наиболее устойчивыми являются кислородные соединения, содержащие фосфор в степени окисления+5.

Слайд 11

Оксид фосфора ( III) , или фосфорный ангидрид P 2 O 3 получают при медленном окислении фосфора, или когда фосфор сгорает при не достаточном доступе кислорода. Растворяется в воде: P 2 O 3 +H 2 O=2HPO 2 метафосфоритная кислота HPO 2 +H 2 O=H 3 P 3 ортофосфоритная кислота Фосфорный ангидрид и фосфорная кислота обладают сильными восстановительными свойствами , т.к. фосфор из состояния Pˉ³ стремиться перейти в состояние .

Слайд 12

Оксид фосфора ( V) , или фосфорный ангидрид P 2 O 5 – белый порошок без запаха. Он образуется при горении фосфора на воздухе или в кислороде в виде белой объемистой снегообразной массы: 4P+5O 2 =2P 2 O 5 P2O5 – типичный кислотный оксид , проявляет все свойства этого типа соединений: взаимодействует с водой, основными оксидами, щелочами. При взаимодействии с водой могут образоваться различные кислоты: Р 2 0 5 + Н 2 0 = 2НР0 3 метафосфорная кислота Р 2 0 5 + 2Н 2 0 = Н 4 Р 2 0 7 пирофосфорная кислота Р 2 0 5 + ЗН 2 0 = 2Н 3 Р0 4 ортофосфорная кислота

Слайд 13

При взаимодействии с основными оксидами образуются соответствующие соли фосфорной кислоты — фосфаты: Р205 + ЗМа20 = 2Ыа3Р04 Р205 + ЗСаО = Са3(Р04)2 При взаимодействии с щелочами образуются фосфаты, гидрофосфаты и дигидрофосфаты, в зависимости от соотношения реагентов: Р 2 0 5 + 6 N аОН = 2 N а 3 Р0 4 + З H 2 O фосфат натрия Р 2 0 5 + 4 N аОН = 2 N а 2 НР0 4 + Н 2 0 гидрофосфат натрия Р 2 0 5 + 2 N аОН + Н 2 0 = 2 N аН 2 Р0 4 дигидрофосфат натрия

Слайд 14

Окислительные свойства у Р 2 0 5 не выражены, поскольку высшая степень окисления (+5) является для фосфора очень устойчивой. Фосфорная (ортофосфорная) кислота Н 3 Р0 4 — наиболее устойчивая и практически важная кислота, образуемая фосфором. В чистом виде это бесцветное кристаллическое вещество, плавящееся при температуре 42 °С, очень хорошо растворимое в воде .

Слайд 15

Получение H 3 PO 4 В лаборатории фосфорную кислоту получают путем окисления фосфора разбавленной азотной кислотой. В промышленности Н 3 Р0 4 получают двумя способами. 1. Термический метод осуществляется в несколько стадий по схеме: +С, +SiO 2 +0 2 +Н 2 0 Са (Р0 4 ) 2 Р P 2 0 5 Н 3 Р0 4 Т 2. Экстракционный метод заключается в обработке природных фосфатов серной кислотой: Са 3 (Р0 4 ) 2 + 3 Н 2 S 0 4 = 2Н 3 Р0 4 + 3 Са S 0 4

Слайд 16

Химические свойства Н3Р04 Фосфорная кислота проявляет все важнейшие свойства типичных кислот: взаимодействует с металлами, стоящими в ряду активности до водорода, с оксидами металлов, с основаниями, с солями более слабых кислот, с аммиаком. Анионы фосфорной кислоты не проявляют окислительных свойств, что связано с устойчивой степенью окисления +5 у фосфора.

Слайд 17

Соли фосфорной кислоты. Фосфорные удобрения Как трехосновная кислота Н 3 Р0 4 образует три ряда солей: средние (нормальные) соли — фосфаты; кислые соли — гидрофосфаты и дигидрофосфаты. Большинство средних солей — фосфатов — нерастворимо в воде. Исключением являются лишь фосфаты щелочных металлов и аммония. Многие же кислые соли фосфорной кислоты хорошо растворяются в воде, причем наиболее растворимыми являются дигидрофосфаты.

Слайд 18

Образующаяся смесь содержит дигидрофосфат кальция, который хорошо растворим в воде, и сульфат кальция, являющийся бесполезным «балластом». Для получения двойного суперфосфата из природного фосфорита выделяют сначала фосфорную кислоту по реакции: Са 3 (Р0 4 ) 2 + ЗН 2 S 0 4 = 2Н 3 Р0 4 + 3 Са S 0 4 ↓ избыток Затем полученной кислотой обрабатывают новую порцию фосфорита: Са 3 (Р0 4 ) 2 + 4Н 3 Р0 4 = 3Са(Н 2 Р0 4 ) 2 Иногда фосфорную кислоту нейтрализуют гидрокси-дом кальция, при этом получается так называемый преципитат, который тоже является хорошим удобрением: Н 3 Р0 4 + Са(ОН) 2 = СаНР0 4 • 2Н 2 0 СаНР0 4 плохо растворяется в воде, но достаточно хорошо растворим при внесении его в кислые почвы.

Слайд 19

В последнее время широкое распространение получили сложные (смешанные, комплексные, комбинированные) удобрения, содержащие несколько необходимых растениям элементов. Важнейшим из них является аммофос, который содержит азот и фосфор и образуется при взаимодействии аммиака и фосфорной кислоты: NH 3 + Н 3 Р0 4 = N Н 4 Н 2 Р0 4 2 N Н 3 + Н 3 Р0 4 = ( N Н 4 ) 2 НР0 4 Смесь аммофоса с калийной селитрой KN О 3 называется аммофоской. Это удобрение содержит все наиболее необходимые растениям питательные элементы — азот, фосфор и калий.

Слайд 1

Главная подгруппа IV группы. Углерод. Лекция 24 План: Общая характеристика элементов. Углерод. Кислородные соединения углерода. Биологическая роль.

Слайд 2

Общая характеристика элемента.

Слайд 3

Характер оксидов:

Слайд 4

Углерод. В большинстве своих соединений углерод имеет валентность IV и степень окисления +4.

Слайд 5

Свободный углерод существует в природе в виде двух аллотропных модификаций — алмаза и графита, также можно отнести аморфный углерод, сажа, кокс и древесный уголь, активированный уголь. Искусственно получают - карбин. порошок черного цвета с вкраплениями более крупных частиц. В карбине атомы углерода соединяются друг с другом в длинные линейные цепи двух типов: с чередованием тройных и одинарных связей ... - С С - С С – С С- ... и с непрерывной системой двойных связей ... = С = С = С = С = ... .

Слайд 6

Химические свойства углерода. Имея на внешнем электронном слое 4 электрона, атомы углерода могут их отдавать, проявляя при этом восстановительные свойства: C — 4е С С другой стороны, атомы углерода могут принимать недостающие до октета 4 электрона, проявляя при этом окислительные свойства: С + 4е С . 0 +4 0 -4

Слайд 7

1. Углерод как восстановитель . а) Углерод горбит на воздухе с выделением большого количества тепла: С+ O 2 = С O 2 + Q ( Н°=-394 кДж/моль). При недостатке кислорода образуется оксид углерода (II), или угарный газ СО: 2С+ O 2 =2СО. б) Раскаленный углерод взаимодействует с серой и ее парами: С+ 2S=CS 2 –Q Сероуглерод представляет собой летучую (Т кип = 46 °С) бесцветную жидкость с характерным запахом; является прекрасным растворителем жиров, масел, смол и т. д.

Слайд 8

в) Из галогенов углерод наиболее легко взаимодействует с фтором: С+ 2F 2 =CF 4 тетрафторуглерод г) при пропускании водяного пара через раскаленный уголь образуется смесь углерода (II) с водородом (водяной газ) С+ H 2 O= СО + Н 2 д) при высокой температуре углерод восстанавливает металлы из их оксидов: С + Cu О=С u +СО е) углерод взаимодействует со своим высшим оксидом С02, переводя его в низший оксид СО: С +С O 2 = 2СО водяной газ t 0 0 +2 +2 0 +4 t +2

Слайд 9

ж ) концентрированные серная и азотная кислоты окисляют углерод до углекислого газа: С+ 2H 2 SO 4 =С O 2 + 2Н 2 O + 2S0 2 С+ 4HNO 3 - C0 2 + 4N0 2 + 2H 2 0 2. Углерод как окислитель . а) с водородом: С +2Н 2 СН 4 б) с металлами образует карбиды металлов: 4А l +ЗС =А l 4 С 3 карбид алюминия Са+2С = СаС 2 карбид кальция, которые легко гидролизуются: А l 3 С 3 +12Н 2 0=2СН 4 +4А l (ОН) 3 t t , P, кат. - 4 -4 0 -1

Слайд 10

Физические свойства. Монооксид углерода, или оксид углерода (II) СО, при обычных условиях представляет собой газ без цвета и запаха, немного легче воздуха, малорастворимый в воде. Конденсируется в жидкость при температуре —192°С. Угарный газ чрезвычайно ядовит.

Слайд 11

Образуется в процессе горения угля при высокой температуре в условиях недостатка кислорода: 2С + О 2 = 2СО Молекула СО образована с помощью двух ковалентных связей и одной донорно-акцепторной связи: t

Слайд 12

Химические свойства СО - сильный восстановитель: С —2 e С . 1. Реагирует с хлором на солнечном свету: СО + С l 2 = СОС l 2 (фосген) 2. СО горит на воздухе: 2СО + O 2 = 2С0 2 +Q 3. Многие оксиды металлов восстанавливаются: Fe 2 O 3 + ЗСО = 2Fe + ЗСО 2 +2 +4 +2 t +4 t t

Слайд 13

Диоксид углерода (углекислый газ) Диоксид углерода (оксид углерода (IV), углекислый газ, угольный ангидрид) С0 2 представляет собой при обычных условиях газ без цвета и запаха, тяжелее воздуха в 1,5 раза. Углекислый газ не поддерживает горения и дыхания, и в его атмосфере животные погибают не от отравления, а от отсутствия кислорода. Растворимость С0 2 в воде невелика: 1 объем воды при ,20 Р-С растворяет 0,88 объема С02.

Слайд 14

По химическим - типичный кислотный оксид . 1. Взаимодействие с водой : С0 2 + Н 2 O Н 2 С O 3 угольная кислота 2. Взаимодействие с основными оксидами: С O 2 + Na 2 O = Na 2 CO 3 карбонат натрия 3. Взаимодействие со щелочами с образованием как кислых, так и средних солей: С O 2 + NaOH=NaHCO 3 гидрокарбонат натрия С O 2 + 2NaOH=Na 2 CO 3 +Н 2 O карбонат натрия

Слайд 15

Сочень активными восстановителями выступает в роли окислителя: С O 2 + С O = 2С O С O 2 + 2Mg = С O + 2MgO Важнейшая биохимическая реакция с участием С O 2 — процесс фотосинтеза: 6С O 2 + 6Н 2 O С 6 Н 12 O 6 + 6 O 2 +4 0 +2 +4 0 hv , хлорофилл

Слайд 16

Получение диоксида углерода: 1. Горение углерода и всех углеродсодержащих органических веществ: С+ O 2 =С O 2 + Q СН 4 +2 O 2 =С O 2 +2Н 2 O + Q 2. Разложение карбонатов щелочноземельных металлов, например: Са O 3 = СаО+С O 2 3. Разложение гидрокарбонатов щелочных металлов, например: 2NaHCO 3 =Na2CO 3 +С O 2 +Н 2 O 4. Действие кислот на карбонаты металлов, например: СаС0 3 + 2HCl =С0 2 +Н 2 0+СаС l 2 5. Окисление углерода азотной кислотой и другими сильными окислителями: С+4НМ0 3 =С0 2 +2Н 2 0+ 4N0 2 t

Слайд 17

Угольная кислота Угольная кислота Н 2 С O 3 существует только в водных растворах, где ее концентрация исчезающе мала, так как она распадается на Н 2 O и СО 2 .

Слайд 18

Соли угольной кислоты — карбонаты В отличие от самой угольной кислоты, ее соли довольно устойчивы и играют большую роль и в природе, и в практической деятельности человека. Двухосновная угольная кислота образует два ряда солей: средние - карбонаты, кислые — гидрокарбонаты. Карбонаты щелочноземельных металлов являются основой известняковых горных пород: СаС0 3 - карбонат кальция (мел, мрамор, известняк); MgC0 3 — карбонат магния (магнезит, белая магнезия); ВаС0 3 — карбонат бария (барит); СаС0 3 • MgC0 3 — карбонат кальция — магния (доломит).

Слайд 19

К природным карбонатам относится также малахит, основой которого является гидроксокарбонат меди (II) — (С u ОН) 2 С O 3 . В природных водах в растворенном виде присутствуют в больших количествах гидрокарбонаты щелочных и щелочноземельных металлов M е(НС O 3 )х. Под действием атмосферного воздуха, содержащего С O 2 и Н 2 O (в виде влаги или атмосферных осадков), нерастворимые карбонаты Са и Mg переходят в растворимые гидрокарбонаты и поступают в реки и моря, обусловливая жесткость воды. C аС O 3 + Н 2 O + С O 2 = Са(НС O 3 ) 2 MgCO 3 + Н 2 O + С O 2 - Mg(HCO 3 ) 2

Слайд 20

Химические свойства карбонатов . 1. Важным свойством является отношение солей угольной кислоты к нагреванию. Кроме карбонатов щелочных металлов, остальные разлагаются с выделением С0 2 : а) карбонаты СаС0 3 =СаО+ C0 2 Na 2 C0 3 MgC0 3 = MgO + C0 2 K 2 C0 3 б) гидрокарбонаты Са(НС0 3 ) 2 = СаО+2СО 2 +Н 2 0 Mg(HC0 3 ) 2 =MgO + 2C0 2 + H 2 0 2NaHC0 3 = Na 2 C0 3 + H 2 O + C0 2 2КНС0 3 =К 2 С0 3 +Н 2 О +С0 2 в) гидроксокарбонаты (С u ОН) 2 С0 3 =2С u О+С0 2 +Н 2 0 . не разлагаются

Слайд 21

2. Карбонаты, как соли очень слабой кислоты, взаимодействуют со всеми более сильными кислотами: CaC0 3 + 2НС l = СаС l 2 +Н 2 0+С0 2 2NaHC0 3 + H 2 S0 4 = Na 2 S0 4 + 2Н 2 0 + 2C0 2 3. Растворимые в воде карбонаты взаимодействуют с другими растворимыми солями, если среди образующихся новых солей есть нерастворимые в воде, например: Na 2 C0 3 + Ca(N0 3 ) 2 = 2NaN0 3 + CaC0 3 4. Растворимые в воде карбонаты, как соли слабой кислоты, подвергаются гидролизу: CO 3 + H 2 O HCO + OH Na 2 CO 3 + Н 2 O NaHCO 3 + NaOH Вследствие гидролиза водные растворы карбонатов имеют щелочную реакцию. 2- - -

Слайд 22

Сода N a 2 CO 3 - один из важных продуктов химической промышленности. Эту соль можно получить двумя способами. 1. Взаимодействие щелочи с углекислым газом: 2NaOH + С0 2 = Na 2 CO 3 + Н 2 O 2. Аммиачно-хлоридный способ осуществляется по схеме: NH 3 +Н 2 O NH 4 HCO 3 NaHCO 3 Na 2 CO 3 +CO 2 NaCl t

Слайд 23

Качественной реакцией для определения анионов СО 3 является взаимодействие карбонатов и гидрокарбонатов с растворами сильных кислот: Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + С O 2 С0 3 + 2Н = Н 2 O + С0 2 Чтобы убедиться в том, что выделяющийся газ — С02, его пропускают через известковую воду, которая мутнеет вследствие образования осадка СаС03: С O 2 + Са(ОН) 2 = C а CO 3 + Н 2 O При пропускании избытка С02 выпавший осадок СаС03 растворяется, так как превращается в растворимый гидрокарбонат кальция: СаС O 3 + С O 2 + Н 2 O = Са(НС O 3 ) 2 Последние две реакции могут рассматриваться как качественные реакции на углекислый газ. 2- +

Слайд 1

Главная подгруппа III группы . План. Общая характеристика элементов. Бор и его соединения. Алюминий и его соединения. 4. Вопросы для контроля.

Слайд 2

Общая характеристика элементов. К главной подгруппе III группы относятся элементы: бор (В), алюминий ( А l ), галлий ( Ga ), индий ( In ), таллий ( Т l ). Строение внешнего электронного слоя ns 2 np 1 ; элект­ронно-графическая формула:

Слайд 3

Наиболее характерна валентность для элементов под­группы - III , т.е. в своих соединениях элементы нахо­дятся в возбужденном состоянии. Они являются р-элементами, проявляют в соединени­ях высшую степень окисления +3. За исключением бора, элементы этой подгруппы являются металлами. Они образуют оксиды типа Э 2 0 3 и гидроксиды Э(ОН) 3 .

Слайд 4

Химический характер оксидов и гидроксидов также закономерно изменяется:

Слайд 5

Бор и его соединения. В природе бор сравнительно мало распространен. Встречается он виде борной кислоты Н 3 В0 3 и различных солей борных кислот, из которых наиболее известна бура Na 2 B 4 0 7 • 10Н 2 0. Борная кислота содержится в воде некоторых горячих источников.

Слайд 6

Получение бора и его физические свойства. Бор получают из оксида бора В 2 0 3 восстановлением его металлами: натрием или магнием. При этом бор выделя­ется в виде аморфного порошка бурого цвета. Путем кри­сталлизации из расплавленного алюминия получают кри­сталлический бор; он содержит небольшое количество алюминия и обладает твердостью, приближающейся к твердости алмаза.

Слайд 7

Химические свойства бора. I . Отношение бора к простым веществам. При нагре­вании бор присоединяет металлы, образуя бориды. На­пример:

Слайд 8

Одним из важных свойств карбида бора является его способность поглощать нейтроны. Поэтому как сам кар­бид бора, так и продукт, полученный путем прессования его с порошком алюминия - бораль — применяют в атом­ных реакторах для защиты от нейтронов. С кислородом бор соединяется непосредственно при 700 °С, образуя оксид бора и выделяя много тепла: 4В + 30 2 = 2В 2 0 3 (ДН = —252 ккал/моль)

Слайд 9

II . Отношение бора к сложным веществам. Вода не действует на бор. Концентрированные H 2 S 0 4 и HN 0 3 окис­ляют бор до борной кислоты, например:

Слайд 10

Бор растворяется в концентрированных щелочах с выделением водорода и образованием соли метаборной кислоты:

Слайд 11

Соединения бора. С водородом бор образует много соединений, которые называются бороводородами или боранами . Их можно получить взаимодействием боридов с кислотами; простей­шее из них В 2 Н 6 - борэтан : Mg 3 B 2 + 6 HC l →В 2 Н 6 + 3 MgCl 2 борэтан

Слайд 12

Водородные соединения бора очень неустойчивы и не имеют практического значения. Кислоты вытесняют из горячих растворов буры сла­бую борную кислоту (К=5,8 - 10~ 10 ) по уравнению

Слайд 13

Так как борная кислота является слабой кислотой, соли ее гидролизуются:

Слайд 14

Растворы имеют сильнощелочную реакцию среды (рН -11). Качественная реакция на борную кислоту и буру. К 0,2 г борной кислоты или буры добавляют смесь 1 мл концентрированной серной кислоты и 3 мл этилового спир­та С 2 Н 5 ОН. При этом получается борноэтиловый эфир В(ОС 2 Н 5 ) 3 , при сгорании которого пламя окрашивается в зеленый цвет. Реакцию проводят в фарфоровой чашке.

Слайд 16

Оксид бора, или борный ангидрид, В 2 0 3 получают сжи­ганием бора в кислороде или прокаливанием борной кис­лоты. Это бесцветная хрупкая стекловидная масса, пла­вящаяся при температуре 600 °С. Оксиду бора В 2 0 3 соответствует борная кислота Н 3 В0 3 , которая при нагревании может терять воду, переходя в метаборную кислоту НВ0 2 , а при прокаливании —в тетраборную Н 2 В 4 O 7

Слайд 18

В промышленности борную кислоту получают действи­ем серной кислоты на горячий раствор буры: Она малоактивна. Соли орто - и метаборной кислот неустойчивы. Соли же тетраборной кислоты устойчивы и широко примени­мы в медицине. Соли борных кислот называются боратами. Бораты являются производными не ортоборной кислоты Н 3 В0 3 , а метаборной и тетраборной кислот НВ0 2 и Н 2 В 4 0 7 .

Слайд 19

Наибольшее значение имеет натриевая соль тетрабор­ной кислоты — бура Na 2 B 4 0 7 ● 10Н 2 О Буру получают при взаимодействии борной кислоты с едким натром: Водные растворы буры имеют щелочную реакцию в следствие ее гидролиза:

Слайд 20

При нагревании бура растворяет оксиды металлов, образуя перлы двойных солей метаборной кислоты, чем пользуются в аналитической химии для открытия неко­торых металлов.

Слайд 21

Алюминий и его соединения. В свободном состоянии алюминий в природе не встреча­ется. В виде оксида А1 2 0 3 он входит в состав широко распро­страненных глин, полевых шпатов, слюд и многих других минералов. Общее содержание алюминия в земной коре со­ставляет 7,5% (третье место после кислорода и кремния).

Слайд 22

Важнейшие природные соединения алюминия:

Слайд 23

Получение алюминия. Алюминий получают электролизом оксида А l 2 0 3 , до­бываемого из природных бокситов. Процесс электролиза, в конечном итоге, сводится к разложению А l 2 0 3 электрическим током:

Слайд 24

Физические свойства. Алюминий - легкий, серебристо-белый, пластичный металл. Он не имеет характерного металлического блес­ка, так как покрыт тончайшей пленкой оксида А1 2 0 3 . По электропроводности алюминий превосходит другие метал­лы, за исключением серебра и меди. Температура плавле­ния равна 660 °С.

Слайд 25

Химические свойства. Алюминий — активный металл. По восстановительной способности алюминий стоит сразу за щелочноземельными металлами в электрохими­ческом ряду напряжений. Химическая активность алюминия обусловливает его взаимодействие со многими простыми и сложными веще­ствами. I . Взаимодействие с простыми веществами 1. С кислородом : В виде очень тонкой прочной пленки образующийся оксид покрывает поверхность алюминия и предохраняет его от дальнейшего окисления.

Слайд 27

II . Взаимодействие со сложными веществами 1. С водой при обычных условиях алюминий не вза­имодействует, так как покрыт защитной оксидной плен­кой. Но если в отсутствие воздуха с поверхности метал­ла удалить эту пленку, то он активно реагирует с водой: 3. Алюминий, как и другие металлы, взаимодейству­ет с кислотами. Реакции протекают по-разному,

Слайд 28

Алюминий взаимодействует с водными растворами щелочей: Алюминий , как и другие металлы, взаимодействует с кислотами. Реакции протекают по-разному, в зави­симости от типа и концентрации кислоты. Отличительно особенностью алюминия является его пассивация в хо­лодных концентрированных азотной и серной кисло­тах.

Слайд 30

4. При высокой температуре алюминий реагирует с оксидами многих металлов, например: Способность алюминия восстанавливать металлы из их оксидов лежит в основе важной отрасли современной ме­таллургии — алюминотермии. Этим способом получают некоторые щелочные и щелочноземельные металлы — барий, кальций, литий, рубидий, цезий.

Слайд 31

Оксид и гидроксид алюминия. А l 2 0 3 — оксид алюминия, называемый также глинозе­мом, встречается в природе в кристаллическом виде, об­разуя минерал корунд. Корунд обладает очень высокой твердостью. Его прозрачные кристаллы, окрашенные при­месями в красный или синий цвет, представляют собой драгоценные камни — рубин и сапфир.

Слайд 32

А l (ОН) 3 - гидроксид алюминия, твердое вещество бе­лого цвета. Оксид и гидроксид алюминия имеют амфотерный характер: в зависимости от условий они проявляют либо основные, либо кислотные свойства. Нерастворимый в воде А l (ОН) 3 является очень слабым электролитом, диссоциация которого может протекать и по основному, и по кислотному типу:

Слайд 33

Таким образом, алюминий образует два типа солей. В виде катиона А l 3 + он образует соли с анионами различных кислот: А l С l 3 — хлорид алюминия, A l ( N 0 3 ) 3 — нитрат алюминия, A l 2 ( S 0 4 ) 3 — сульфат алюминия и др. В виде аниона А l О 2 ¯ он образует соли с катионами активных металлов - метаалюминаты . Соли первого типа образуются при взаимодействии оксида и гидроксида алюминия с кислотами :

Слайд 34

Соли второго типа образуются при взаимодействии оксида и гидроксида алюминия со щелочами: 1 ) при сплавлении образуются метаалюминаты .

Слайд 35

2) в водных растворах щелочей образуются гидроксоалюминаты . Гидроксид алюминия получают в виде белого студени­стого осадка при взаимодействии щелочей с растворимы­ми солями А l +3 :

Слайд 36

При проведения реакции следует избегать избытка щелочи, так как амфотерный А l (ОН) 3 растворяется в ще­лочах. А l (ОН) 3 можно получить также из гидроксоалюминатов , действуя на них сильными кислотами: В избытке НС l полученный осадок легко растворя­ется.

Слайд 37

Соли алюминия. В практическом отношении важное значение имеют соли, образованные катионом А l 3 + и анионами сильных кислот: хлорид алюминия А l С l 3 , сульфат алюминия A l 2 ( S 0 4 ) 2 двойная соль — сульфат калия и алюминия KA l ( S 0 4 ) 2 — алюмокалиевые квасцы. В водных растворах эти соли гидролизуются: В сильноразбавленных растворах с течением времени гидролиз приводит к выпадению не только основных со­лей, но и гидроксида алюминия.

Слайд 38

С наиболее слабыми кислотами катион А l 3 + или вооб­ще не образует солей, или образует соли, которые не мо­гут существовать в водных растворах вследствие их пол­ного необратимого гидролиза. Примерами таких солей яв­ляются A l 2 ( S 0 3 ) 3 , A l 2 ( C 0 3 ) 2 , Al 2 ( SiO ,) 8 , A l 2 S 3 .

Слайд 39

Метаалюминаты и гидроксоалюминаты в водных ра­створах также сильно гидролизуются, так как образова­ны очень слабой метаалюминиевой кислотой (гидролиз по аниону): Водные растворы солей А l 3 + и алюминатов имеют раз­ный характер среды: первые — кислотный, вторые — ще­лочной .

Слайд 40

ВОПРОСЫ ДЛЯ КОНТРОЛЯ. Охарактеризуйте элементы главной подгруппы III группы по их положению в периодической системе Д. И. Менделеева. Какую валентность и степень окисления проявляют эле­менты III группы главной подгруппы в своих соединениях? Какие химические свойства характерны для бора? Что такое бораны ? Какие свойства проявляет оксид бора В 2 О 3 ,? Какие кислоты образует бор? Что такое бораты? Приведите примеры, Какое практическое значение имеет бура? Дайте характеристику свойств алюминия . Напишите уравнения реакций взаимодействия алюминия с простыми веществами: хлором, бромом, серой, азотом, углеродом. Напишите молекулярные и ионные уравнения реакций вза­имодействия алюминия со сложными веществами: водой, оксидами, разбавленными кислотами HCI , H 2 S 0 4 , HN 0 3 ; с концентрированной H 2 S 0 4 * ( t °); c гидроксидом натрия. Какие свойства имеют оксид и гидроксид алюминия? Напи­шите уравнения реакций в молекулярном и ионном видах .

Слайд 1

Металлы главной подгруппы I группы (щелочные металлы). Металлы главной подгруппы II группы. План. Общая характеристика металлов главной подгруппы I группы. Получение щелочных металлов. Химические свойства. Важнейшие соединения щелочных металлов. Общая характеристика металлов главной подгруппы II группы. Получение щелочноземельных металлов. Химические свойства. Важнейшие соединения щелочноземельных металлов. Свойства магния и его соединения. Жесткость воды.

Слайд 2

Металлы главной подгруппы I группы (щелочные металлы). Данная подгруппа является семейством s 1- элементов, очень сходных по своим свойствам: это самые активные металлы с низкой энергией ионизации, обладающие высокой восстановительной способностью. Атомы этих металлов , имея на внешнем слое единственный электрон, легко теряют его и превращаются в положительно заряженные ионы Ме + . Во всех соединениях эти элементы проявляют валентность I и степень окисления +1.

Слайд 3

Физические свойства. По внешнему виду это вещества серебристо-белого цвета, хорошо проводят тепло и электрический ток. Все щелочные металлы, кроме лития, очень мягкие, легко режутся ножом. Металлы этой подгруппы в природе в свободном виде не встречаются вследствие их чрезвычайно высокой химической активности; они находятся в виде солей.

Слайд 4

Наиболее распространенными являются Na и К, входящие в состав следующих минералов: NaCl — галит ( каменная, или поваренная соль); КС1 — сильвин; NaCl • КС1 — сильвинит; NaN 0 3 - натриевая селитра; Na 2 S 0 4 • 10Н 2 О — мирабилит.

Слайд 5

Получение щелочных металлов. Для выделения щелочных металлов из их соединений используют электролиз расплавов. Схема электролиза расплава хлорида натрия:

Слайд 6

Химические свойства щелочных металлов. Щелочные металлы — очень сильные восстановители. Химические реакции с их участием протекают очень легко , сопровождаются иногда горением и взрывом . Наиболее характерными являются следующие взаимодействия (на примере Na ).

Слайд 8

Важнейшие соединения щелочных металлов. Оксиды. Общая формула Ме 2 0. Твердые вещества, хорошо растворимые в воде. По химическим свойствам — типичные основные оксиды. Проявляют все общие свойства этого класса соединений: Na 2 0 + С 0 2 = Na 2 C0 3 Na 2 0 + H 2 S0 4 = Na 2 S0 4 + H 2 0 В отличие от многих других основных оксидов взаимодействуют с водой: Ме 2 0 + Н 2 0 = 2МеОН

Слайд 9

Гидроксиды. Общая формула МеОН, NaOH и КОН — белые, непрозрачные твердые кристаллические вещества. Очень прочные , не разлагаются при плавлении. В воде хорошо растворяются с выделением большого количества теплоты. Называются едкими щелочами ( NaOH — едкий натр, КОН — едкое кали). В водных растворах диссоциированы и проявляют химические свойства сильных оснований, взаимодействуя :

Слайд 10

Гидроксид натрия -один из важных продуктов химической промышленности. Он применяется для производства мыла, искусственного шелка, бумаги, для очистки нефтяных продуктов. Гидроксид калия — более дорогой продукт, используется при варке мыла.

Слайд 11

Соли. Наиболее важными являются соли Na и К. Почти все они растворимы в воде. Соли, образованные щелочными металлами и сильными кислотами, гидролизу не подвергаются . Соли, образованные слабыми кислотами, в воде гидролизованы, например: Соли щелочных металлов окрашивают пламя горелки в различные цвета : Li + — красно-коричневый Na + — желтый К + — фиолетовый Rb + - красный Cs + - фиолетовый

Слайд 12

Это свойство используется для качественного анализа, т.е. для обнаружения этих катионов. Наиболее важными в практическом применении являются следующие соли: NaCl — поваренная соль, NaHC 0 3 — питьевая сода, Na 2 C 0 3 - техническая сода, Na 2 S 0 4 ● 10Н 2 0 - глауберова соль, NaN 0 3 — натриевая селитра, KN 0 3 — калиевая селитра, К 2 С0 3 — поташ.

Слайд 13

Металлы главной подгруппы II группы Общая характеристика элементов. Данную подгруппу образуют бериллий ( Be ), магний ( Mg ), кальций(Са), стронций ( Sr ), барий (Ва) и радий ( Ra ), являющиеся семейством s 2 -элементов . Атомы этих элементов ( кроме бериллия) обладают ярко выраженными металлическими свойствами, поскольку содержат на внешнем слое два электрона, которые сравнительно легко отрываются, превращая атомы в положительные двух-зарядные ионы: Ме° — 2 ẽ -> Ме 2+ .

Слайд 14

Это обусловливает постоянную валентность элементов, равную II . Степень окисления во всех соединениях так­же постоянна и равна +2. В свободном состоянии (т. е. в виде простых веществ) все элементы главной подгруппы II группы представляют собой серебристо-белые вещества, более твердые, чем щелочные металлы, с довольно высокими температурами плавления. По плотности все они, кроме радия, относятся к легким металлам. Наиболее распространенными в природе из рассматриваемой группы элементов являются кальций и магний. Они входят в состав следующих минералов земной коры:

Слайд 16

Получение щелочноземельных металлов . Так же, как и щелочные металлы, кальций и магний получают из расплавов их солей путем электролиза: Таким же образом получают и другие металлы главной подгруппы II группы.

Слайд 17

Химические свойства щелочноземельных металлов. Эти металлы, как и щелочные, отличаются высокой химической активностью, связанной с их сильной восстановительной способностью . Рассмотрим типичные химические реакций на примере кальция.

Слайд 18

Во всех этих реакциях Са как восстановитель отдает 2 ẽ и превращается в ион Са 2+ . Атомы неметаллов принимают то количество электронов, которое им необходимо для завершения внешнего слоя.

Слайд 19

Взаимодействие с водой. Кальций, стронций, барий (щелочноземельные металлы ) активно взаимодействуют с водой, вытесняя из нее водород и образуя соответствующие щелочи, Например:

Слайд 20

Взаимодействие с разбавленными кислотами.

Слайд 21

Важнейшие соединения щелочноземельных металлов. Оксиды Общая формула МеО . Твердые тугоплавкие вещества белого цвета, хорошо растворимые в воде. По химическим свойствам представляют собой типичные основные оксиды и проявляют общие свойства этого класса соединений : СаО + С0 2 = СаС0 3 СаО + H 2 S 0 4 = CaS 0 4 + H 2 0 В отличие от многих других основных оксидов, но так же, как оксиды щелочных металлов, взаимодействуют с водой с образованием щелочей: СаО + Н 2 0 = Са(ОН) 2 негашеная гашеная известь известь Наибольшее практическое применение имеет оксид кальция, имеющий технические названия: «негашеная известь», «жженая известь».

Слайд 22

Гидроксиды. Общая формула Me ( OH ) 2 . По физическим свойствам — твердые кристаллические вещества белого цвета, при нагревании разлагаются на основный оксид и воду, например: Са(ОН) 2 = СаО + Н 2 0 В ряду Са(ОН) 2 → Sr ( OH ) 2 → Ва(ОН) 2 растворимость в воде существенно увеличивается. Насыщенные водные растворы Са(ОН) 2 называют «известковой водой», а Ва(ОН) 2 — «баритовой водой».

Слайд 23

По химическим свойствам гидроксиды щелочноземельных металлов являются сильными основаниями, поэтому легко реагируют с кислотными оксидами, кислотами и некоторыми солями: Ва(ОН) 2 + С0 2 = ВаС0 3 ↓+ Н 2 0 Ва(ОН) 2 + H 2 S 0 4 = BaS 0 4 ↓+ 2 H 2 0 Ва(ОН) 2 + CuCl 2 = Cu ( OH ) 2 ↓+ ВаС1 2 Смесь гашеной извести с песком и водой называется известковым раствором, который широко используется в строительном деле. Затвердевание известкового раствора происходит сначала из-за испарения воды, а затем в результате поглощения из воздуха углекислого газа и образования карбоната кальция:

Слайд 24

Соли. Из наиболее важных солей щелочноземельных металлов растворимыми в воде являются хлориды и нитраты. Карбонаты, сульфаты, фосфаты либо малорастворимы в воде, либо практически нерастворимы. Важным химическим свойством карбоната кальция является его способность под воздействием воды и углекислого газа переходить в гидрокарбонат, который в воде достаточно хорошо растворяется: СаС0 3 + С0 2 + Н 2 0 = Са(НС0 3 ) 2

Слайд 25

Этот процесс широко осуществляется в природных условиях , приводя к выбросу размываемых известняков в поверхностные воды, а затем — в моря и океаны . Соли щелочноземельных металлов окрашивают бесцветное пламя горелки в различные цвета: Са 2+ — кирпично-красный; Sr 2+ — карминово-красный; Ва 2+ — зеленовато-желтый.

Слайд 26

Свойства магния и его соединений. Как уже указывалось, магний не входит в группу щелочноземельных металлов. Основной причиной этого является нерастворимость в воде его оксида MgO и гидроксида Mg ( OH ) 2 . Вследствие этого и сам магний очень медленно, только при длительном нагревании взаимодействует с водой:

Слайд 27

Магний — очень активный восстановитель, в электрохимическом ряду напряжений стоит сразу за щелочными и щелочноземельными металлами. Исключая взаимодействие с водой, он проявляет химические свойства, сходные с кальцием: сгорает на воздухе с образованием MgO , реагирует со всеми неметаллами (причем очень легко образует нитрид Mg 3 N 2 ), растворяется в кислотах с вытеснением водорода.

Слайд 28

Главные области применения металлического магния: приготовление на его основе различных легких сплавов , используемых в ракетной технике, авиа- и приборостроении ; применение в металлургии для получения некоторых ценных металлов ( магнийтермия ); изготовление осветительных и зажигательных ракет.

Слайд 29

Оксид и гидроксид магния обладают выраженным основным характером и проявляют все типичные свойства основных оксидов и оснований. MgO (жженая магнезия) получается в промышленности путем прокаливания природного магнезита MgC 0 3 . Имеет очень высокую температуру плавления (~3000°С) и применяется для изготовления огнеупорных материалов. Mg ( OH ) 2 получают при действии щелочей на растворимые соли магния:

Слайд 30

Соли магния во многом сходны с солями кальция . Природный MgC 0 3 также переходит под воздействием влаги и С0 2 в растворимый в воде гидрокарбонат магния: MgC 0 3 + Н 2 0 + С0 2 = Mg ( HC 0 3 ) 2

Слайд 31

Жесткость воды. Природная вода, содержащая значительные количества растворенных солей кальция и магния, называется жесткой водой . Жесткая вода имеет низкие вкусовые качества, а длительное употребление ее приводит к возникновению почечно-каменной болезни. Жесткость воды — это совокупность таких свойств, которые придают воде ионы Са 2+ и Mg 2+ .

Слайд 32

Различают временную и постоянную жесткость воды. Временную жесткость, вызванную наличием гидрокарбонатов кальция и магния, можно устранить кипячением : Са(НС0 3 ) = СаС0 3 ↓+ С0 2 ↑+ Н 2 0

Слайд 33

При этом образуется осадок (накипь) — труднораство­римая соль карбонат кальция (или магния), и содержа­ние ионов Са 2+ и Mg 2+ в воде снижается, т. е. жесткость воды уменьшается . Временную жесткость называют так­же карбонатной жесткостью.

Слайд 34

Наличие в воде сульфатов и хлоридов кальция и маг­ния обусловливает постоянную жесткость воды . Эти соли не выделяются в осадок при кипячении, и для их устра­нения необходимо проводить специальную химическую очистку воды.

Слайд 35

Для умягчения воды (устранения жесткости) приме­няют два метода: осаждение и ионный обмен. Для осаж­дения ионов Са 2+ и Mg 2+ наиболее широко применяют соду Na 2 Cl 3 , известь Са(ОН) 3 , фосфат натрия Na 3 P 0 4 и др . Для устранения временной жесткости методов осаж­дения используют известковый, натронный и содовый

Слайд 39

ВОПРОСЫ ДЛЯ КОНТРОЛЯ . Какие элементы относятся к щелочным металлам? Где в периодической системе находятся эти металлы? Какое строение имеют атомы щелочных металлов? Какие химические свойства характерны для щелочных металлов? Опишите свойства солей щелочных металлов. Как получают щелочные металлы?

Слайд 40

вопросы для контроля . Каковы общие физические свойства металлов? С чем они связаны ? Что характеризует электрохимический ряд напряжений металлов ? 3. Что характеризует значение стандартного электронного потенциала? 4. Какие элементы составляют главную подгруппу II группы? 5. Какие химические свойства характерны для кальция и магния ? 6. Что такое жесткость воды? 7. Какие соединения элементов II группы главной подгруппы используются в медицине?

Слайд 1

Лекция №28 «Цинк, ртуть, серебро, медь». План: Общая характеристика d -элементов и их соединений. Побочные подгруппы I и II групп. Соединение меди. Соединения серебра. Цинк и его соединения. Ртуть и её соединения.

Слайд 2

d -ЭЛЕМЕНТЫ. Общая характеристика d -элементов и их соединений. Характерной особенностью d -элементов является то, что в их атомах заполняются орбитали предвнешнего слоя, а не внешнего (как у s -элементов и р-элементов); валентными у d -элементов являются энергетические близкие девять орбиталей — одна ns - орбиталь , три np - орбитали и пять ( n — 1) d -орбиталей.

Слайд 3

Общие свойства: это металлы с переменной степенью окисления (исключение: Zn , Co , Sc ), возможная степень окисления +2, +3. У ионов d -элементов высокая способность к комплексообразованию , к окислительно -восстановительным реакциям, проявлению кислотно-основных свойств и амфотерности. Способность к комплексообразованию зависит от количества d -электронов и радиуса ионов. Максимальная способность к комплексообразованию наблюдается у ионов d -элементов с незавершенными d -подуровнями ( Fe , Co , Ni , Pt , Mn , Cr и др.).

Слайд 4

Степень окисления ионов d -элементов в гидроксидах металлов влияет на их кислотно-основные свойства. Если d -элемент имеет несколько степеней окисления, то гидроксиды , содержащие d -элемент в низшей степени окисления , проявляют основные свойства; если d -элемент находится в высшей степени окисления, гидроксиды проявляют кислотные свойства; гидроксиды, содержащие d -элементы в промежуточных степенях окисления, обладают амфотерными свойствами

Слайд 5

Побочные подгруппы I и II групп . Общая характеристика элементов побочных подгрупп I и II группы. К элементам I группы побочные подгруппы относятся d -элементы: С u , Ag , Au .

Слайд 6

d -элементы I группы химически малоактивны, не вытесняют водорода из кислот, от меди к золоту уменьшается восстановительная способность атомов и повышается окислительная способность ионов.

Слайд 7

Восстановительные свойства атомов от цинка к ртути понижаются, окислительные свойства ионов повышаются. Ионы d -элементов ( Cu + , Cu 2+ , Ag + , Zn 2+ , Hg 2+ ) — типичные комплексообразователи. Эти ионы в комплексах имеют электронную конфигурацию ( n — l ) d 10 , где n = 4 , 5, 6 и сильно выраженную тенденцию к взаимодействию с азотсодержащими легендами. Координационные числа ионов-комплексообразователей : Ag + - 2, Cu 2+ - 4, Cu + - 2, Zn 2+ - 4, Hg 2+ - 4.

Слайд 8

Наиболее частые монодентатные лиганды в комплексных ионах d -элементов I и II группы: Н 2 0, NH 3 , ОН¯, CN ¯, С l ¯, CNS ¯, а также полидентантные лиганды : комплексоны, этилендиамин , аминокислоты, белки и др. Оксиды меди, серебра, цинка ( Cu 2 0, CuO , Ag 2 0, ZnO ) нерастворимы в воде; гидроксиды ( С u ОН , С u ( ОН) 2 , Zn ( OH ) 2 , AgOH ) также нерастворимы в воде, но хорошо растворяются в избытке гидроксида аммония с образованием комплексных соединений; при растворении в минеральных кислотах образуются соли.

Слайд 9

Оксиды ртути ( I , II ) нерастворимы в воде; оксид и гидроксид цинка амфотерны. Гидроксид цинка и ртути ( II ) растворяются в NH 4 OH с образованием комплексных соединений . Большинство солей серебра, ртути, цинка, меди трудно растворимы в воде. Растворимые соли — нитраты и другие- подвергаются гидролизу по катиону.

Слайд 10

Соединения меди. Медь в своих соединениях проявляет степени окисления +1 и +2. Соединения меди(П) более устойчивы, чем соединения меди ( I ). Соединения меди ( I ). Оксид меди(1) Cu 2 0 — основный оксид, твердое вещество оранжево-красного цвета. Соответствующее этому оксиду основание — гидроксид меди ( I ) С u ОН — является крайне нестойким соединением. При действии соляной кислоты на Cu 2 0 образуется белый осадок хлорида меди ( I ) CuCl :

Слайд 11

Он может быть получен также кипячением раствора хлорида меди ( II ) с металлической медью в солянокислой среде: CuCI 2 , + С u = 2С u С1 Соединения меди ( II ). Оксид меди ( II ) С u О -твердое вещество черного цвета, которое можно получить в результате термического разложения некоторых солей меди ( II ):

Слайд 12

Оксид меди( II ) является основным оксидом, поэтому растворяется в кислотах с образованием солей меди ( II ): С u О + 2НС1 = С u С1 2 + Н 2 0 С u О + 2 HN 0 3 = Cu ( N 0 3 ) 2 + H 2 0 С u О не растворим в воде и с ней не взаимодействует. Соответствующий ему гидроксид С u ( ОН) 2 получают действием щелочей на растворы солей меди ( II ):

Слайд 13

Гидроксид меди ( II ) выделяется в виде голубого осадка , который уже при слабом нагревании разлагается, превращаясь в черный оксид меди ( II ): Cu ( OH ) 2 = CuO + H 2 0 С u (ОН) 2 является очень слабым основанием, поэтому - соль меди ( II ) в водных растворах гидролизуются по катиону и имеют кислую реакцию среды.

Слайд 14

Оксид и гидроксид меди ( II ) проявляют окислительные свойства и легко восстанавливаются до металлической меди или оксида меди ( I ) при взаимодействии с неорганическими и органическими восстановителями, например :

Слайд 15

Образованием растворимых в воде аммиакатов объясняется растворение различных нерастворимых соединений меди в водном растворе аммиака, например:

Слайд 16

Реакции образования комплексных соединении, содержащих в качестве лигандов NH 3 , используют как качественные для обнаружения С u 2 + . Комплексы растворимы в воде и имеют ярко синий цвет за счет ионов [ Cu ( NH 3 ) ] 2 + .

Слайд 17

Гидроксид меди ( II ) растворяется также в очень концентрированных растворах щелочей, образуя гидроксокомплексы , например:

Слайд 18

Соединения серебра . Серебро в соединениях имеет степени окисления +1 и +2. Соединения серебра ( I ) наиболее устойчивы . Серебро — благородный металл; даже при прокаливании оно не окисляется кислородом, однако в атмосфере озона чернеет , потому что получается пероксид серебра: 2 Ag + 20 3 = Ag 2 0 2 + 20 2

Слайд 19

Отношение серебра к сложным веществам. Серебро в ряду активности металлов стоит правее водорода и не вытесняет его из кислот. Оно растворяется только в кислотах — окислителях — в азотной кислоте и концентрированной серной при кипячении:

Слайд 20

Оксид серебра. Чтобы получит оксид серебра Ag 2 0, нужно на нитрат серебра подействовать щелочью. При этом выпадает осадок черно-бурого цвета:

Слайд 21

Оксид серебра проявляет основные свойства и растворяется в азотной кислоте: Ag 2 0 + 2 HN 0 3 = 2 AgN 0 3 + H 2 0 Оксид серебра растворяется в нашатырном спирте ( координационное число серебра равно 2), получается бесцветный прозрачный раствор, называемый аммиачным раствором окисла серебра:

Слайд 22

Соли серебра ( I ). Хлорид серебра ( I ) нерастворим в воде, а под действием света разлагается с выделением серебра . На этом основано его применение в фотопромышленности для изготовления светочувствительных пластинок и бумаг.

Слайд 23

Аналогично ведет себя бромид серебра ( I ), также используемый в фотоделе . Под действием света идет следующая реакция :

Слайд 24

Нитрат серебра или ляпис AgN 0 3 — бесцветные прозрачные кристаллы без запаха, очень легко растворимые в воде, растворимые в спирте. Под действием света препарат темнеет. Нитрат серебра применяют в зеркальном производстве, гальванотехнике, фотографии (для изготовления сверхчувствительных материалов) и в аналитической химии.

Слайд 25

Качественные реакции на Ag + Взаимодействие с соляной кислотой или ее солями. При этом выпадает белый творожистый осадок AgCl , который растворяется в избытке аммиака. При дальнейшем действии на комплексную соль серебра ( I ) любой кислоты комплекс разрушается и опять выпадет белый творожистый осадок:

Слайд 27

Цинк и его соединения. Отношение цинка к простым веществам. С металлами цинк образует сплавы, например, латуни, электрон, подшипниковые сплавы -баббиты и др. При нагревании цинк соединяется с неметаллами, образуя соли; реакции протекают с выделением тепла, например: Zn + S = ZnS Zn + Cl 2 = ZnCl 2

Слайд 28

При нормальных условиях цинк окисляется кислородом . При этом получается очень тонкая защитная оксидная пленка, предохраняющая цинк от дальнейшей коррозии . При нагревании до 1000 °С цинк сгорает на возд­хе , образуя белый порошок оксида цинка по уравнению реакции: 2 Zn + 0 2 = 2 ZnO 2

Слайд 29

Отношение цинка к сложным веществам. Вода почти не действует на цинк, так как на поверхности его образуется пленка гидроксида, которая практически не растворима и препятствует дальнейшему течению реакции. Цинк — амфотерный элемент, он растворяется в коцентрированном растворе щелочи, при этом получаются соль цинковой кислоты Na 2 Zn 0 2 и водород: Zn + 2 NaOH = Na 2 Zn 0 2 + H 2 В ряду активности металлов цинк стоит левее водорода и вытесняет его из разбавленных кислот (кроме азотной ), например : Zn + 2НС1 = ZnCl 2 + Н 2 ↑

Слайд 30

Оксид цинка. При горении металлического цинка или при окислительном обжиге сульфида цинка получается оксид цинка ZnO . Оксид цинка проявляет амфотерные свойства, растворяется как в кислотах, так и в щелочах, образуя соль и воду: ZnO + 2НС1 = ZnCl 2 + Н 2 0 ZnO + 2 NaOH = Na 2 Zn 0 2 + Н 2 0

Слайд 31

Применяется оксид цинка для получения цинка, для изготовления белой масляной краски — цинковых белил, для приготовления специальных сортов стекла. Значительная часть оксида цинка потребляется резиновой промышленностью в качестве наполнителя резины.

Слайд 32

Гидроксид цинка. При действии щелочей на растворы солей цинка выпадает белый осадок гидроксида цинка:

Слайд 33

Ртуть и ее соединения. Ртуть — тяжелая серебристая жидкость. Это единственный металл, находящийся в жидком состоянии при обычной температуре. Ртуть — мало активный металл, в ряду активности металлов она расположена правее водорода. В земной коре ртуть встречается и в самородном виде, вкрапленной в горные породы, но главным образом в виде сульфида ртути — киновари HgS . Этот минерал имеет ярко-красный цвет и применяется в качестве красной краски.

Слайд 34

Из киновари металлическая ртуть получается простым обжиганием при температуре 800 °С в специальных печах. При этом сера сгорает, образуя диоксид серы, а ртуть выделяется в виде паров, которые собираются и затем конденсируются : HgS + 0 2 = S 0 2 + Hg

Слайд 35

Отношение ртути к простым веществам. Ртуть способна даже при обычной температуре растворять многие металлы, образуя с ними жидкие, тестообразные или твердые растворы — сплавы, называемые амальгамами. При пропускании газообразного хлора через нагретую ртуть образуется сулема: Hg + С1 2 = HgCl 2 сулема

Слайд 36

Ртуть легко соединяется с серой: Hg + S = HgS При длительном нагревании до 300 °С ртуть окисляется : 2 Hg + 0 2 = 2 HgO На ртуть действуют кислоты-окислители : азотная кислота , концентрированная серная кислота: Hg + 2 H 2 S 0 4 = HgS 0 4 + S 0 2 ↑+ 2Н 2 0

Слайд 37

При обычной температуре ртуть испаряется. Пары ее очень ядовиты и вызывают тяжелое отравление. Применяется ртуть в термометрах, барометрах, для получения гремучей ртути — взрывчатого вещества, входящего в так называемые ударные составы. Из гремучей ртути готовят капсюли и детонаторы . Соединения ряда оксида ртути (П) и оксида ртути ( I ) отличаются друг от друга по свойствам.

Слайд 38

Соединения ртути ( I ) В соединениях ртути ( I ) 2 атома ртути по одной валентности затрачивают на связь между собой, а по второй на связь с анионами, так как ртуть в них также двухвалентна , например:

Слайд 40

Соединения ртути ( II ) В соединениях ряда оксида ртути ( II ) обе валентности ртути идут на связь с анионами: Cl - Hg - Cl (сулема) При действии на растворимые соли ртути ( II ) щелочами вместо дигидроксида получается оксид ртути ( II ) желтого цвета: Hg(N0 3 ) 2 + 2NaOH = HgO + H 2 0 + 2NaN0 3

Слайд 41

При взаимодействии солей ртути ( II ) с иодидом калия выпадает ярко-красный осадок иодида ртути ( II ). Это качественная реакция на катион Hg 2+ Осадок растворим в избытке калия иодида, получается комплексное соединение .

Слайд 42

При взаимодействии нашатырного спирта с раствором сулемы выпадает белый осадок.

Слайд 43

Окислительно-восстановительные реакции, характерные для ионов ртути, используют как качественные реакции для их обнаружения. Получить соль ртути(П) можно взаимодействием избытка горячей концентрированной азотной кислоты с ртутью получается соль ртути ( II ) и диоксид азота :

Слайд 44

ВОПРОСЫ ДЛЯ КОНТРОЛЯ. Какие элементы относятся к элементам побочных групп I и II групп? Какова конфигурация внешнего слоя d -элементов I и II групп? Какие оксиды и гидроксиды образуют элементы побочных подгрупп I и II групп? На каких свойствах основано применение соединений серебра, цинка, ртути?

Слайд 1

Лекция № 29 Железо и его соединения. План: Побочная подгруппа VIII группы Железо и его соединения

Слайд 2

Побочную подгруппу VIII группы составляют девять элементов: железо( F е), кобальт(Со), никель( Ni ), рутений ( Ru ), родий ( Rh ), палладий ( Pd ), осмий ( Os ), иридий ( Ir ), платина ( Pt ). К этой же подгруппе относятся два искусственно полученных элемента - № 108 хасий Hs и № 109 мейтнерий Mt . Сходные по свойствам элементы образуют семейства. Железо, кобальт, никель образуют семейство железа. Остальные элементы побочной подгруппы VIII группы составляют семейство платиновых металлов.

Слайд 3

Наибольший интерес представляют металлы семейства железа. Атомы этих металлов имеют одинаковое число электронных слоев (четыре). На внешнем электронном слое у этих элементов по два электрона (... ns 2 ). Они являются d -элементами, так как электронами заполняются d - орбитали предпоследнего электронного слоя.

Слайд 4

Металлы семейства железа похожи по свойствам. Все эти металлы имеют большую прочность, пластичность, ковкость. Железо , кобальт, никель и особенно их сплавы являются важнейшими материалами для современной техники.

Слайд 5

Соединения Fe 2+ обладают восстановительными свойствами . Соединения Fe 3+ обладают окислительными свойствами. Ионы Fe 2+ и Fe 3+ - активные комплексообразователи с координационным числом = 6. В качестве лигандов выступают: органические соединения (белки), CN ¯, NH 3 , СО. Кобальт (Со) - образует оксиды: СоО , Со 2 0 3 и Со 3 0 4 . Гидроксиды : Со(ОН) 2 , Со(ОН) 3 — обладают основными свойствами.

Слайд 6

Соединения кобальта ( II ) более устойчивы, соединения кобальта ( III ) обладают окислительными свойствами. Ионы кобальта выступают в организме в качестве ионов-комплексообразователей с координационным числом 6, причем более устойчивыми являются комплексные соединения кобальта ( III ). Лигандами чаще всего бывают Н 2 0, NH 3 , CN ¯, NO 2¯ , CO .

Слайд 7

Железо и его соединения Нахождение в природе . Железо является вторым по распространенности металлом в природе (после алюминия). В свободном состоянии железо встречается только в метеоритах. Наиболее важные природные соединения: Fe 2 0 3 • ЗН 2 0 — бурый железняк Fe 2 0 3 - красный железняк Fe 3 0 4 ( FeO • Fe 2 0 3 ) — магнитный железняк FeS - железный колчедан (пирит). Соединения железа входят в состав живых организмов.

Слайд 8

Соединения железа. В реакциях железо является восстановителем. Однако при обычной температуре оно не взаимодействует даже с самыми активными окислителями (галогенами, кислородом , серой), но при нагревании становится активным и реагирует с ними: 2 Fe + ЗС1 2 = 2 FeCl 3 Хлорид железа ( III ) 3 Fe + 20 2 = Fe 3 0 4 ( FeO • Fe 2 0 3 ) Оксид железа ( II , III )

Слайд 10

Железо находится в середине электрохимического ряда напряжений металлов, поэтому является металлом средней активности. Восстановительная способность у железа меньше, чем у щелочных, щелочноземельных металлов и у алюминия. Только при высокой температуре раскаленное железо реагирует с водой:

Слайд 12

При обычной температуре железо не взаимодействует с концентрированной серной кислотой, так как пассивируется ею . При нагревании концентрированная H 2 S 0 4 окисляет железо до сульфата железа ( III ): Из растворов солей железо вытесняет металлы, которые расположены правее его в электрохимическом ряду напряжений : Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Си , Fe° + Си 2+ = Fe 2+ + Си 0

Слайд 13

Соединения железа ( II ) Оксид железа ( II ) FeO — черное кристаллическое вещество , нерастворимое в воде. Оксид железа ( II ) получают восстановлением оксида железа ( II , III ) оксидом углерода ( II ): Fe 3 0 4 + СО = 3 FeO + С0 2 ↑ Оксид железа ( II ) — основный оксид, легко реагирует с кислотами, при этом образует соли железа ( II ): FeO + 2НС1 = FeCl 2 + Н 2 0, FeO + 2Н + = Fe 2+ + Н 2 0

Слайд 14

Гидроксид железа ( II ) Fe ( OH ) 2 — порошок белого цвета , не растворяется в воде. Получают его из солей железа ( II ) при взаимодействии их со щелочами : FeS0 4 + 2NaOH = Fe(OH) 2 ↓ + Na 2 S0 4 Fe 2 + + 20H - = Fe(OH) 2 ↓

Слайд 15

Гидроксид железа (П) Fe ( OH ) 2 проявляет свойства ос­нования, легко реагирует с кислотами: Fe ( OH ) 2 + 2НС1 = Fe Cl 2 + 2Н 2 0 Fe ( OH ) 2 + 2Н + = Fe 2+ + 2Н 2 0 При нагревании гидроксид железа ( II ) разлагается: Fe ( OH ) 2 = Fe O + Н 2 0 Соединения со степенью, окисления железа +2 прояв­ляют восстановительные свойства, так как Fe +2 легко окисляется до Fe +3 : +2 + 3 4 Fe ( OH ) 2 + 0 2 + 2Н 2 0 = 4 Fe ( OH ) 3

Слайд 16

Восстановительные свойства проявляют и соли двухвалентного железа, особенно при действии окислителей в кислой среде . Например, сульфат железа ( II ) восстанавливает перманганат калия в сернокислотной среде до сульфата марганца ( II ): + 2 +7 + 3 +2 10FeSO 4 + 2KMn0 4 + 8H 2 S0 4 = 5Fe 2 (S0 4 ) 3 + 2MnS0 4 + K 2 S0 4 + 8 Н 2 0

Слайд 17

Качественная реакция на катион железа ( II ) Реактивом для обнаружения катиона железа Fe 2+ является гексациано феррат ( III ) калия (красная кровяная соль) K 3 [ Fe ( CN ) 6 ]: 3FeS0 4 + 2K 3 [Fe(CN) 6 ] = Fe 3 [Fe(CN) 6 ] 2 ↓ + 3K 2 S0 4 При взаимодействии ионов [ Fe ( CN ) 6 ] 3+ с катионами железа Fe 2 + образуется темно-синий осадок – турбулева синь.

Слайд 18

Соединения железа ( III ) Оксид железа ( III ) Fe 2 0 3 — порошок бурого цвета, не растворяется в воде. Оксид железа ( III ) получают: а) разложением гидроксида железа ( III ): 2 Fe ( OH ) 3 = Fe 2 0 3 + 3 H 2 0; б ) окислением пирита ( FeS 2 ): 4 FeS 2 + 110 2 = 2 Fe 2 0 3 + 8 S 0 2

Слайд 19

Оксид железа (Ш) проявляет амфотерные свойства: а ) взаимодействует с кислотами: Fe 2 0 3 + 3 H 2 S 0 4 = Fe 2 ( S 0 4 ) 3 + 3 H 2 0; б) взаимодействует с твердыми щелочами NaOH и КОН и с карбонатами натрия и калия при высокой температуре: Fe 2 0 3 + 2 NaOH = 2 NaFe 0 2 + H 2 0 Fe 2 0 3 + Na 2 C 0 3 = 2 NaFe 0 2 + C 0 2 феррит натрия

Слайд 20

Гидроксид железа ( III ) получают из солей железа ( III ) при взаимодействии их со щелочами: FeCl 3 + 3 NaOH = Fe ( OH ) 3 + 3 NaCl Гидроксид железа ( III ) является более слабым основанием , чем Fe ( OH ) 2 и проявляет амфотерные свойства (с преобладанием основных). При взаимодействии с разбавленными кислотами Fe ( OH ) 3 легко образует соответствующие соли:

Слайд 21

Реакции с концентрированными растворами щелочей протекают лишь при длительном нагревании. При этом получаются устойчивые гидроксокомплексы с координационным числом 4 или 6:

Слайд 22

Соединения со степенью окисления железа +3 проявляют окислительные свойства, так как под действием восстановителей Fe +3 превращается в Fe +2 :

Слайд 23

Качественные реакции на катион железа ( III ). а) Реактивом для обнаружения катиона Fe 3+ является гексациано феррат ( II ) калия (желтая кровяная соль) K 4 [ Fe ( CN ) 6 ]. При взаимодействии ионов [ Fe ( CN ) 6 ] 4+ с ионами Fe +3 образуется темно-синий осадок — берлинская лазурь:

Слайд 24

б) Катионы Fe 3+ легко обнаруживаются с помощью роданида аммония ( NH 4 CNS ). В результате образуется малодиссоциирующий роданид железа ( III ) кроваво-красно­го цвета :

Слайд 25

ВОПРОСЫ ДЛЯ КОНТРОЛЯ. Какие степени окисления проявляют элементы семейства железа? Какие оксиды и гидроксиды соответствуют этим степеням окисления? В каком состоянии железо встречается в природе? Назовите важнейшие природные соединения железа. С какими простыми веществами реагирует железо? С какими сложными веществами реагирует железо? Какие оксиды и гидроксиды образуют железо? Укажите их кислотно - основный характер. Какими окислительно -восстановительными свойствами обладают соединения Fe ( II ) и Fe ( III ) ? Какие вы знаете качественные реакции на ионы железа ( II ) и ( III ) ? Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной формах.

Слайд 1

Лекция №30 План: Химические свойства селена и теллура Химические свойства хрома Химические свойства марганца

Слайд 2

СЕЛЕН И ТЕЛЛУР. Распространенность в природе. Содержание селена и теллура в природе невелико; массовые доли этих элементов в земной коре составляют соответственно 6 ● 10 -5 и 1 ● 10 -6 %. Их относят к рассеянным элементам: селен и теллур не образуют собственных руд, а встречаются в виде примесей к природным соединениям серебра, меди, свинца, серы и других элементов.

Слайд 3

Свойства. Селен и теллур образуют несколько аллотропных модификаций, из которых наиболее устойчивыми являются серый кристаллический селен и кристаллический теллур серебристо-серой окраски с металлическим блеском. Температуры плавления их равны соответственно 217 и 450 °С.

Слайд 4

По химическим свойствам селен и теллур сходны с серой, однако для селена и теллура характерны более слабые окислительные и более сильные восстановительные свойства. Это обусловлено большим удалением валентных электронов от ядра в атомах Se и Те, что облегчает отдачу электронов. Например, теллур может выступать восстановителем в реакции с водой;

Слайд 5

Водородные соединения. С водородом селен и теллур образуют соединения, которые по свойствам напоминают сероводород: селеноводород H 2 Se , теллуроводород Н 2 Те. При обычных условиях они представляют собой бесцветные газы с неприятным запахом. Ядовиты.

Слайд 6

Селен и теллур окисляются концентрированной азотной и серной кислотами, например: Селеноводород может быть получен из простых веществ при нагревании:

Слайд 7

Теллуроводород может быть получен только косвенным путем. Водные растворы H 2 Se и H 2 Te представляют собой слабые кислоты. Соли этих кислот -селениды. теллуриды , например Na 2 Se —селенид натрия, PbTe — теллурид свинца.

Слайд 8

Кислородные соединения . При варении селена и теллура, а также селеноводорода и теллуроводорода образуются оксиды селена ( IV ) и теллура ( IV ): SeO 2 и TeO 2 представляют собой белые кристаллические вещества. При взаимодействии с водой образуют кислоты:

Слайд 9

Селенистая и теллуристая кислоты являются слабыми электролитами, они существуют только в водных растворах. Кроме SeO 2 и TeO 2 селен и теллур образуют оксиды SeO 3 и Те O з . Им соответствуют H 2 Se 2 O 4 —селеновая кислота (сильная) и Н 2 Те O 4 —- теллуровая кислота (кислота средней силы). Селеновая кислота является сильным окислителем (более сильным, чем концентрированная серная кислота).

Слайд 10

Применение. Селен и теллур используются в производстве полупроводниковых приборов и в качестве добавок к сплавам металлов. Селениды и теллуриды, обладающие полупроводниковыми свойствами, применяются в электронной технике.

Слайд 11

Химические свойства хрома. Побочная подгруппа VI группы Элементы хром С r , молибден Мо, вольфрам W составляют побочную подгруппу шестой группы и называются элементами группы хрома. Атомы хрома и молибдена на внешнем электронном слое имеют по одному электрону ... ns 1 , вольфрам два электрона ... 6 s 2 . В атомах этих элементов последними заполняются электронами d - орбитали предвнешнего электронного слоя. Это d -элементы. Строение атомов этих элементов обусловливает их металлический характер и отличие от элементов главной подгруппы.

Слайд 12

Элементы подгруппы хрома в своих соединениях проявляют степени окисления от +2 до +6. Сверху вниз в подгруппе устойчивость соединений с более высокими степенями окисления металлов увеличивается. Хром, молибден, вольфрам — это серебристо-белые металлы , очень твердые, имеют высокие температуры плавления .

Слайд 14

Образуют оксиды: С r О - оксид хрома ( II ), проявляющий основной характер; С r 2 О 3 — оксид хрома ( III ) (окись хрома), проявляющий амфотерные свойства; С r О 3 — оксид хрома ( VI ) (хромовый ангидрид), проявляет кислотные свойства. Гидроксиды: С r (ОН) 2 - гидроксид хрома ( II ), очень неустойчивый и окисляется кислородом воздуха в соединения хрома ( III ). С r (ОН) 3 - гидроксид хрома ( III ), имеет амфотерный характер и взаимодействует: а) с кислотами с образованием солей хрома ( III ) Cr ( OH ) 3 + 3 HC 1 → С r С1 3 + ЗН 2 0 б) со щелочами с образованием зелено-изумрудных растворов хромитов: С r (ОН) 3 + 3 NaOH → Na 3 [ Cr ( OH ) 6 ]

Слайд 15

Хромиты можно получить, сплавляя С r 2 O 3 с оксидами других металлов, и представляют они собой соли хромистой кислоты НС rO 2 . С rO 3 — хромовый ангидрид - дает в водном растворе две кислоты: Н 2 С rO 4 - хромовую и Н 2 С r 2 O 4 - двухромовую . Соли хромовой кислоты ( Н 2 С rO 4 ) - хроматы, имеют желтую окраску. (Например, К 2 С rO 4 ) Соли двухромовой кислоты ( Н 2 С r 2 O 7 ) - бихроматы ( например , К 2 Сг 2 0 7 ) имеют оранжевую окраску .

Слайд 16

Изменяя реакцию среды (добавляя кислоту или щелочь) можно смещать химическое равновесие в реакции превращения хромата в бихромат и наоборот: Х роматы и бихроматы – сильные окислители. Все соли хрома ядовиты.

Слайд 17

Окислительно-восстановительные свойства соединений хрома. Обладая переменной степенью окисления, соединения хрома проявляют окислительно-восстановительные свойства . Соединения С r 3 + проявляют восстановительные свойства , отдавая 3 ẽ и превращаясь в соединения хрома ( VI ), а соединения хрома ( VI ) проявляют окислительные свойства, присоединяя 3 ẽ и превращаясь в соединения хрома (Ш).

Слайд 18

Особенно четко восстановительные свойства хрома ( III ) проявляются в щелочной среде; под действием сильных окислителей ( С l 2 , Н 2 0, В r 2 , КМ n 0 4 и др.) соединения хрома ( III ) переходят в соединения хрома ( VI ) — хроматы . Реакции протекают по следующим схемам :

Слайд 19

Соединения хрома ( VI ) проявляют окислительные свойства особенно сильно в сильнокислой среде. Активными окислителями являются С rO 3 , хроматы и дихроматы: К 2 С r 2 0 7 + 3H 2 S + 4H 2 S0 4 = 3S + Cr 2 (S0 4 ) 3 + O ранжевый зеленый K 2 S0 4 + 7 Н 2 0 Ионы хрома ( III и VI ) имеют свободные орбитали (на s - и d -подуровнях) и проявляют выраженные комплексообразующие свойства с органическими и с неорганическими лигандами , с координационным числом 6.

Слайд 20

В организме человека ионы хрома образуют комплексные соединения с белками и нуклеиновыми кислотами.

Слайд 21

Химические свойства марганца. Побочная подгруппа VII группы . В побочную подгруппу VII группы входят d -элементы — металлы: марганец ( М n ), технеций (Тс), рений ( Re ), борий ( Bh ). Наибольшее значение имеет марганец. Марганец и его соединения. Марганец ( М n ) находится в VII группе, побочной подгруппе ПСЭ Д.И. Менделеева . Валентные электроны ...3 d 5 4 s 2 . Степени окисления +2, +3, +4, +6,+7.

Слайд 22

Соединения марганца в зависимости от степени окисления проявляет разные свойства:

Слайд 23

H 2 Mn 0 4 - марганцовистая кислота, соли ее - манганаты . НМ n 0 4 — марганцовая кислота, соли ее перманганаты. Марганцовая кислота ( НМ n 0 4 ) и ее соли являются очень сильными окислителями, причем окислительные свойства зависят от среды раствора:

Слайд 25

ВОПРОСЫ ДЛЯ КОНТРОЛЯ. Какие степени окисления проявляет марганец в своих соединениях? Как изменяется характер оксидов и гидроксидов марганца при увеличении его степени окисления? Назовите наиболее важные соединения марганца. Почему белый осадок гидроксида марганца быстро темнеет на воздухе? Какие окислительно-восстановительные свойства проявляет диоксид марганца? Охарактеризуйте физические и химические свойства перманганата калия. Каковы продукты восстановления перманганата калия в различных средах? Дайте общую характеристику элементов подгруппы хрома. Какую электронную и электронно-графическую формулу имеет атом хрома? Как взаимодействует хром с кислотами? Какие оксиды образуют хром? Какие гидроксиды соответствуют оксидам хрома? Укажите характер каждого оксида и гидроксида хрома. Напишите уравнения реакций, которые доказывают амфотерный характер оксида и гидроксида хрома ( III ). В какой среде хроматы переходят в дихроматы, и наоборот? Напишите уравнения реакций. Каковы окислительно-восстановительные свойства соединений хрома?

Слайд 1

«Периодический закон и периодическая система элементов Д.И . Менделеева ».

Слайд 2

Цель занятия: Обобщить знания о периодическом законе и периодической системе элементов Д.И . Менделеева . Задачи: - актуализировать основные положения периодического закона. -закрепить компетенции в использовании периодической системы элементов Д.И. Менделеева

Слайд 3

Студент должен знать: современную формулировку периодического закона. Студент должен уметь: пользоваться периодической системой элементов Д.И.Менделеева

Слайд 4

План: 1. Периодический закон Д.И . Менделеева 2. Структура периодической системы 3. История открытия ПСЭ 4. Биография Д.И.Менделеева .

Слайд 5

1. Периодический закон Д.И. Менделеева Открытие Д. И. Менделеевым периодического закона и создание им периодической системы элементов явилось результатом его длительной и напряженной научной работы . Периодический закон и периодическая система элементов — величайшее достижение химической науки. Они являются основой современной химии.

Слайд 6

В середине XIX в. было известно около 60 химических элементов. Д.И . Менделеев полагал, что должен существовать закон, который объединяет все химические элементы . Менделеев считал, что главной характеристикой элемента является его атомная масса. Поэтому он расположил все известные элементы в один ряд в порядке увеличения их атомной массы.

Слайд 8

Отсюда видно, что резкое изменение свойств при переходе от галогена к щелочному металлу и уменьшение металлических свойств при переходе от щелочного металла к щелочноземельному периодически повторяется.

Слайд 9

Оказалось, что и формы соединений элементов также периодически повторяются. Например , оксид лития имеет форму Li 2 0. Аналогичную форму оксида имеют повторяющие свойства лития элементы: натрий, калий, рубидий , цезий — Na 2 0, K 2 0, Rb 2 0, Cs 2 0 (таблица I ).

Слайд 10

Такой характер изменения свойств элементов и их соединений , какой наблюдается при увеличении атомной массы элементов, называется периодическим изменением .

Слайд 11

Свойства всех химических элементов при увеличении атомной массы изменяются периодически. Это периодическое изменение называется периодической зависимостью свойств элементов и их соединений от величины атомной массы .

Слайд 12

Д.И . Менделеев сформулировал открытый им закон так: Свойства элементов, а также формы и свойства соединений атомов находятся в периодической зависимости от величины атомной массы элементов. Д.И. Менделеев построил периодическую систему элементов , которая объективно отражает периодический закон .

Слайд 13

Весь ряд элементов, расположенных в порядке возрастания атомных масс, разбивается на периоды. Внутри каждого периода закономерно изменяются свойства элементов (например, от щелочного металла до галогена). Размещая периоды так, чтобы выделить сходные элементы , Д.И. Менделеев создал периодическую систему химических элементов.

Слайд 14

При этом у ряда элементов были исправлены атомные массы, а для 29 еще не открытых элементов оставлены пустые места (прочерки). Периодическая система элементов является графическим изображением закона. Дата открытия закона и создания первого варианта периодической системы — 1 марта 1869 г. Над усовершенствованием периодической системы элементов Д.И. Менделеев работал да конца жизни.

Слайд 15

2.Структура периодической, системы. В настоящее время известно более 400 вариантов изображения периодической системы; это различные формы передачи периодического закона. Первый вариант системы элементов, предложенный Д.И. Менделеевым 1марта 1869 г., имел так называемую длинную форму, т. е. в ней периоды располагались одной строкой .

Слайд 16

В декабре 1870 г. он опубликовал второй вариант периодической системы, так называемую короткую форму. В этом варианте периоды разбиваются на ряды, а группы - на подгруппы (главную и побочную).

Слайд 17

Наиболее распространен вариант короткой формы периодической системы как более компактный. Однако его существенный недостаток — сочетание в одной группе несходных элементов, т. е. сильное различие свойств элементов главных и побочных подгрупп. Это в какой-то мере скрывает периодичность свойств элементов и затрудняет пользование системой.

Слайд 18

Поэтому в последнее время стали часто применять вариант длинной формы периодической системы Д.И. Менделеева . Основной недостаток этого варианта — растянутость , не компактность (часть клеток системы пустует). Чтобы сделать ее более компактной, часто выносят лантаноиды из шестого и актиноиды из седьмого периода, помещая их под системой отдельно. Такой вариант иногда называют полудлинным.

Слайд 19

Современная периодическая система содержит 109 химических элементов (из 116 элементов, открытых современной наукой к этому времени). Каждый элемент занимает определенное место ( клетку ) в периодической системе и имеет свой порядковый (атомный) номер. Например:

Слайд 21

Периоды разделяются на малые и большие. 1. Первый , второй и третий периоды являются малыми. 2. Четвертый , пятый и шестой периоды являются большими . 3. В шестом периоде после лантана La ( Z = 57) находятся 14 элементов ( Z = 58—71),

Слайд 22

которые похожи по свойствам на лантан и называются лантаноидами. Они располагаются в нижней части периодической системы. В незавершенном седьмом периоде после актиния Ас ( Z = 89) находятся 14 элементов ( Z —90—103), которые похожи по свойствам на актиний и называются актиноидами . Как и лантаноиды, они располагаются в нижней части периодической системы.

Слайд 23

В каждом периоде слева направо металлические свойства элементов уменьшаются, а неметаллические свойства увеличиваются.

Слайд 24

Каждая группа состоит из двух подгрупп: главной и побочной . В короткой форме таблицы периодической системы главная подгруппа содержит элементы малых и больших периодов. Побочная подгруппа содержит элементы только больших периодов. В длинной форме таблицы элементы главных и побочных подгрупп обозначаются буквами А и Б (например: IA - главная подгруппа, I Б — побочная подгруппа первой группы)

Слайд 25

В главных подгруппах сверху вниз металлические свойства усиливаются, а неметаллические свойства ослабляются . Все элементы побочных подгрупп являются металлами. Поскольку атом в целом электрически нейтрален, суммарный заряд электронов должен быть равен заряду ядра. Дальнейшие исследования показали, что положительный заряд ядра атома численно равен порядковому ( атомному ) номеру элемента в периодической системе Д.И . Менделеева.

Слайд 26

Таким образом, порядковый номер элемента указывает число положительных зарядов ядра атома, а также число движущихся в поле ядра электронов. В этом физический смысл порядкового номера. Заряд ядра (в условных единицах) равен числу протонов , потому что каждый протон имеет заряд +1.

Слайд 27

Порядковый номер элемента, заряд атома и число протонов в ядре обозначаются буквой Z . Число нуклонов (сумма числа протонов и нейтронов) называются массовым числом атома и обозначается буквой А:

Слайд 28

Массовое число приблизительно равно массе атома в атомных единицах массы, потому что масса электронов очень малая величина. Порядковый номер (заряд ядра или число протонов) записывают слева от символа элемента внизу, а массовое число — слева вверху.

Слайд 29

Атомы изотопов одного элемента имеют одинаковое число протонов и отличаются друг от друга числом нейтронов .

Слайд 30

В природе разные элементы имеют разное число изотопов , и содержание каждого изотопа (в %) различно. Относительная атомная масса А r , которая указана в периодической системе, — это средняя величина массовых чисел природных изотопов этого элемента с учетом процентного содержания каждого изотопа.

Слайд 31

Например, в природе все атомы хлора представляют собой два вида изотопов: 35 С1 (процентное содержание 75,5%) и 37 С1 (24,5%). Относительная атомная масса хлора Химические свойства всех изотопов одного элемента одинаковы. Следовательно, химические свойства элемента зависят не от атомной массы, а от заряда ядра.

Слайд 32

Поэтому современная формулировка периодического закона читается так: Свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома или порядкового номера элемента.

Слайд 33

Формулировка периодического закона Д.И. Менделеевым и современная формулировка не противоречат друг другу, потому что для большинства элементов при увеличении заряда ядра относительная атомная масса тоже увеличивается. Существуют лишь немногие исключения из этого правила. Например, элемент № 18 аргон А r име­ет большую атомную массу, чем элемент №19 калий К.

Слайд 34

История открытия ПСЭ

Слайд 35

Как известно, первая в истории химии «Таблица простых тел» была составлена А. Лавуазье в 1787 году. Все простые вещества были разделены на четыре группы.

Слайд 36

При отыскании закономерностей в свойствах атомов химических элементов, ученые прежде всего обратили внимание на характер изменения атомных весов. В 1815-1816гг. английский химик У. Праут опубликовал две статьи, в которых была высказана и обоснована идея, что атомные веса всех химических элементов являются целочисленными т.е. кратными атомному весу водорода, который принимался тогда равным единице .

Слайд 37

А. Шанкуртуа расположил все химические элементы на поверхности цилиндра в порядке возрастания их атомных весов так, чтобы получилась « винтовая линия» .

Слайд 38

В 1865 г. Английским химиком Д. Ньюлендсом была опубликована таблица, которая включала в себя 62 химических элемента. Элементы были расположены и пронумерованы в порядке возрастания их атомных весов. Д. Ньюлендс

Слайд 39

В 1868 году английский химик У. Олдинг предложил таблицу, которая , по мнению автора, демонстрировала закономерную связь между всеми элементами.

Слайд 40

Оценивая этот период, Д. И . Менделеев писал: «Нет ни одного сколько-нибудь общего закона природы, который бы обосновался сразу, всегда его утверждению предшествует много предчувствий, а признание закона не тогда, когда он вполне осознан во всем его значении, а лишь по утверждении его опытами, которые естествоиспытатели должны признавать высшею инстанциею своих соображений и мнений».

Слайд 41

В 1868 г. Д.И. Менделеев начал работать над курсом «Основы химии». Для наиболее логичного расположения материала необходимо было как-то расклассифицировать 63 химических элемента.

Слайд 42

Через две недели на заседании Русского химического общества был зачитан доклад Менделеева «Соотношение свойств с атомным весом элементов», в котором обсуждались возможные принципы классификации химических элементов.

Слайд 43

Дальнейшее развитее химии происходило на прочной основе Периодического закона, который в 19 веке был признан всеми учеными, как один из важнейших законов природы. Таким образом, важнейшей характеристикой любого химического элемента является его место а Периодической системе Д.И . Менделеева.

Слайд 44

Значение Периодического закона . Периодический закон сыграл важную роль в развитии химии и других естественных наук. Была открыта взаимная связь между всеми элементами.

Слайд 45

Периодический закон стал важным звеном в эволюции атомно-молекулярного учения, оказав значительное влияние на разработку теории о строении атома.

Слайд 46

Биография Д.И.Менделеева.

Слайд 47

Вопросы для самоподготовки: 1 . Дайте формулировку периодического закона Д.И. Мен­делеева. 2. Что считал Д.И. Менделеев главной характеристикой элемента ? 3. Что такое период? 4. Что такое группа? 5. Где в периодической системе располагаются лантаноиды и актиноиды? 6. Чему равна высшая валентность элементов? Перечислите исключения из этого правила. 7. Как найти элементы главных и побочных подгрупп в короткой форме периодической системы? 8. Как найти элементы главных и побочных подгрупп в длинной форме периодической системы? 9. Как изменяются свойства элементов в периодах и группах ?

Слайд 48

Литература: 1 . Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия-М.: Высш.шк ., Изд. Центр «Академия», 2010.-743с. 2. Хомченко И.Г. Общая химия: Учебник. - М.: ООО «Издательство Новая Волна», 2011.- 464 с. 3. Пустовалова Л.М. Общая химия.- М.: КНОРУС, 2012.-448 с. 4. Глинка Н.Л. Общая химия-М.:ИД Юрайт , 2012.-898 с.

Слайд 1

«Электронные конфигурации атома».

Слайд 2

Цель занятия: Обобщить знания о строении атома. Задачи : -сформировать представление о квантовых числах. - актуализировать основные положения квантово-механической модели строения атома. -закрепить компетенции в написании графической и электронной модели строения атома, иона.

Слайд 3

Студент должен знать: современное представление о строении атома. Студент должен уметь: составлять графические и электронные модели атома.

Слайд 4

Фронтальный опрос. 1. Дайте формулировку периодического закона Д.И. Менделеева . 2. Что считал Д.И. Менделеев главной характеристикой элемента ? 3. Что такое период? 4. Что такое группа? 5. Где в периодической системе располагаются лантаноиды и актиноиды? 6. Чему равна высшая валентность элементов? Перечислите исключения из этого правила. 7. Как найти элементы главных и побочных подгрупп в короткой форме периодической системы? 8. Как найти элементы главных и побочных подгрупп в длинной форме периодической системы? 9. Как изменяются свойства элементов в периодах и группах ?

Слайд 5

План: 1. Современные представления о строении атома. Строение атома и изотопы. 2. Строение электронной оболочки атома. 3. Квантовые числа. Принцип Паули. 4. Строение электронной оболочки атома. 5. Периодическая система химических элементов и электронное строение атомов. 6. Зависимость свойств элементов от строения их атомов.

Слайд 6

1.Современные представления о строении атома. Строение атома и изотопы. Древнегреческий ученый Демокрит 2500 лет назад считал, что любое вещество состоит из мельчайших частиц, которые впоследствии были названы «атомами», что в переводе на русский язык означает «неделимый» Долгое время считалось, что атом является неделимой частицей.

Слайд 7

Ученые древности о строении вещества Древнегреческий ученый Демокрит 2500 лет назад считал, что любое вещество состоит из мельчайших частиц, которые впоследствии были названы «атомами», что в переводе на русский язык означает «неделимый» Долгое время считалось, что атом является неделимой частицей .

Слайд 8

Факты, указывающие на сложность строения атома. В конце 19-го века появились данные, указывающие на сложность строения атома: Открыт электрон Открыто явление фотоэффекта Открыты линейчатые спектры Открыто явление радиоактивности и т.д . Поэтому в 1911 г. Резерфорд совместно со своими сотрудниками провел ряд опытов по исследованию состава и строения атомов. свет Электрон С п е к т р Фотоэффект

Слайд 9

Модели строения атома Учеными было предложено множество моделей строения атома . английский ученый Томсон полагал, что атом представляет собой некую положительно заряженную материю, в которую как «изюм» в булочках вкраплены электроны, имеющие отрицательный заряд. Все модели были умозрительными и не являлись результатом проведения эксперимента. Модель Томсона

Слайд 10

Дж. Дж. Томсон

Слайд 11

Опыт Резерфорда Модель строения атома Томсона нуждалась в экспериментальной проверке. Поэтому в 1911 г. Резерфорд совместно со своими сотрудниками провел ряд опытов по исследованию состава и строения атомов .

Слайд 12

Английский физик Резерфорд впервые поставил опыт, позволивший установить строение атома. Он направил узкий пучок  -частиц на светящийся экран и видел, что светящиеся точки располагались кучно. Но когда на пути  -частиц он поставил золотую фольгу, то светящиеся точки рассеивались по всему экрану. Это означало, что  -частицы рассеивались атомами золота, а некоторые из них (одна из 200) отбрасывались назад.

Слайд 13

Опыт Резерфорда  -частицы Светящийся экран Английский физик Резерфорд впервые поставил опыт, позволивший установить строение атома. Он направил узкий пучок -частиц на светящийся экран и видел, что светящиеся точки располагались кучно.

Слайд 14

Опыт Резерфорда Но когда на пути -частиц он поставил золотую фольгу, то светящиеся точки рассеивались по всему экрану. Это означало, что -частицы рассеивались атомами золота, а некоторые из них (одна из 200) отбрасывались назад.  -частицы светящийся экран Золотая фольга

Слайд 15

Причины рассеивания -частиц  -частица Электрон  Электрон, входящий в состав атома нет мог рассеивать -частиц так как масса -частицы примерно в 8000 раз больше массы электрона. Значит -частицы рассеивались положительным зарядом атома в котором сосредоточена вся масса.

Слайд 16

Механизм рассеивания. -частица имеет положительный заряд, поэтому отталкивается от положительного заряда, расположенного где-то внутри атома. При этом чем ближе будет проходить траектория -частицы к положительному заряду атома – тем больше сила действующая на нее, тем сильнее изменится ее траектория.

Слайд 17

Вывод из опыта Резерфорда. Учитывая то, что из 2000 испущенных -частиц только одна отбрасывалась назад Резерфорд сделал вывод, что положительный заряд в атоме занимает небольшое пространство, то есть в атоме есть положительно заряженное ядро, а электроны вращаются вокруг ядра.

Слайд 18

Строение атома Ядро Из опыта Резерфорда следует, что атом устроен следующим образом: в центре атома расположено положительно заряженное ядро размер которого от 10 000 до 100 000 раз меньше размера атома, а по орбите вокруг ядра вращаются электроны. Данная модель строения атома называется планетарной. Заряд ядра по величине равен заряду всех электронов, поэтому атом нейтрален

Слайд 20

Таким образом, в 1911 г. известный английский ученый Эрнест Резерфорд предложил планетарную модель строения атома. Согласно этой модели атом состоит из положительно заряженного ядра, очень малого по размерам. В ядре сосредоточена почти вся масса атома. Вокруг ядра движутся электроны, которые образуют электронную оболочку атома. Размер все­го атома около 10~ 10 м, ядра — порядка 10- 15 м, т. е. по размеру ядро примерно в 100 000 раз меньше самого атома.

Слайд 21

Поскольку атом в целом электрически нейтрален, суммарный заряд электронов должен быть равен заряду ядра. Дальнейшие исследования показали, что положительный заряд ядра атома численно равен порядковому ( атомному ) номеру элемента в периодической системе Д.И. Менделеева.

Слайд 22

В 1932 г. Д.Д. Иваненко (СССР) и В. Гейзенберг ( Германия ) независимо друг от друга предложили протонно-нейтронную теорию строения ядер атомов. Согласно этой теории, ядра атомов состоят из положительно заряженных частиц — протонов и нейтральных частиц — нейтро­нов. Протоны и нейтроны называются нуклонами (от ла­тинского слова « nucleus » — ядро).

Слайд 23

Электроны, протоны и нейтроны являются элементарными частицами, из которых состоит атом

Слайд 24

Заряд ядра (в условных единицах) равен числу протонов , потому что каждый протон имеет заряд +1.

Слайд 25

Порядковый номер элемента, заряд атома и число протонов в ядре обозначаются буквой Z . Число нуклонов (сумма числа протонов и нейтронов) называются массовым числом атома и обозначается буквой А:

Слайд 26

Массовое число приблизительно равно массе атома в атомных единицах массы, потому что масса электронов очень малая величина. Порядковый номер (заряд ядра или число протонов) записывают слева от символа элемента внизу, а массовое число — слева вверху.

Слайд 27

Атомы изотопов одного элемента имеют одинаковое число протонов и отличаются друг от друга числом нейтронов .

Слайд 28

В природе разные элементы имеют разное число изотопов , и содержание каждого изотопа (в %) различно. Относительная атомная масса А r , которая указана в периодической системе, — это средняя величина массовых чисел природных изотопов этого элемента с учетом процентного содержания каждого изотопа.

Слайд 29

Например, в природе все атомы хлора представляют собой два вида изотопов: 35 С1 (процентное содержание 75,5%) и 37 С1 (24,5%). Относительная атомная масса хлора Химические свойства всех изотопов одного элемента одинаковы. Следовательно, химические свойства элемента зависят не от атомной массы, а от заряда ядра.

Слайд 30

2.Строение электронной оболочки атома Атом состоит из ядра и электронной оболочки. Электронная оболочка атома — это совокупность всех электронов в данном атоме. В 20-х годах XX в. ученые установили, что электрон имеет двойственную природу: он является одновременно частицей и волной. Представление о двойственной природе электрона привело к созданию квантово-механической теории строения атома.

Слайд 31

Главный тезис квантовой механики— микрочастицы имеют волновую природу, а волны — свойства частиц. Применительно к электрону можно сказать, что он ведет себя и как частица, и как волна т. е. он обладает, как и другие микрочастицы, корпускулярно-волновым дуализмом (двойственностью ). С одной стороны, электроны как частицы производят давление, с другой стороны, движущийся поток электронов обнаруживает волновые явления , например дифракцию электронов. Дифракция электронов широко используется при изучении строения вещества (например, в электронных микроскопах).

Слайд 32

Квантовая механика рассматривает вероятность нахождения электрона в пространстве вокруг ядра. Быстро движущийся электрон, обладающий свойствами волны, может находиться в любой части пространства, окружающего ядро, и различные положения его рассматриваются как электронное облако с определенной плотностью отрицательного заряда. Плотность электронного облака неравномерна. Максимальная плотность отвечает наибольшей вероятности нахождения электрона в данной части атомногопространства .

Слайд 33

Часть атомного пространства, в которой вероятность нахождения данного электрона наибольшая (равна « 90%), называется атомной орбиталью. Каждый электрон в атоме занимает определенную орбиталь и образует электронное облако, которое является совокупностью различных положений быстро движущегося электрона. Химические свойства элементов определяются строением электронных оболочек их атомов.

Слайд 34

3.Квантовые числа. Принцип Паули Для характеристики орбиталей и электронов используются квантовые числа. 1.Энергия и размер орбитали и электронного облака характеризуются главным квантовым числом п. Главное квантовое число принимает значения целых чисел от 1 до ∞ (бесконечности): n = 1, 2,3, 4, 5, 6, 7… со Орбитали , которые имеют одинаковое значение n , близки между собой по энергии и по размеру.

Слайд 35

Совокупность орбиталей, которые имеют одинаковое значение главного квантового числа, — это энергетический уровень. Энергетические уровни обозначаются большими буквами латинского алфавита. Значение п 1 2 3 4 5 6 7 Обозначение Уровня К L M N O P Q Энергия и размер орбиталей увеличиваются Совокупность электронов, которые находятся на одном энергетическом уровне, — это электронный слои . На одном энергетическом уровне могут находиться орбитали (электронные облака), которые имеют различные геометрические формы.

Слайд 36

2.Форма орбиталей и облаков характеризуется побочным (орбитальным) квантовым числом L . Для орбиталей данного энергетического уровня побочное (орбитальное) квантовое число L принимает значения целых чисел от 0 до п — 1. Орбитали , для которых L = 0, имеют форму шара (сфе­ры) и называются s - орбиталями (условно изображаются в виде окружности).

Слайд 37

Орбитали , для которых L = 1, имеют форму гантели (объемной восьмерки) и называются р-орбиталями Орбитали с большими значениями L имеют более сложную форму и обозначаются так: Энергия орбиталей (Е), которые находятся на одном энергетическом уровне, но имеют различную форму, неодинакова : Е s < Е p <Е d . < Е. f . Поэтому энергетические уровни состоят из энергетических подуровней.

Слайд 38

Энергетический подуровень — это совокупность орбиталей, которые находятся на одном энергетическом уровне и имеют одинаковую форму. Значит, орбитали одного подуровня имеют одинаковые значения главного квантового числа (п) и одинаковые значения побочного квантового числа ( L ). Энергетический подуровень обозначается так: главное квантовое число записывают арабской цифрой, побочное квантовое число записывают соответствующей латинской буквой ( s , p , d , f и т. д.).

Слайд 39

Например; Is – s -подуровень первого энергетического уровня (п = 1, L = 0); 4 d — d -подуровень четвертого энергетического уровня (п = 4, L = 2). Число значений L для каждого уровня равно главному квантовому числу. Поэтому число подуровней на уровне тоже равно главному квантовому числу. Орбитали одного подуровня отличаются направлением (ориентацией) в пространстве.

Слайд 40

3. Магнитное квантовое число m , характеризует направление орбиталей (электронных облаков) в пространстве . Магнитное квантовое число принимает значения целых чисел от - 1 через 0 до + 1 . Число значений m , определяет число орбиталей на подуровне ; например: s -подуровень: I = 0; —> m г = 0 орбиталь

Слайд 42

Еще более сложные формы имеют d - орбитали (их пять) и f - орбитали (их семь). Число орбиталей на подуровне равно: 21 + 1 . Графически любая орбиталь изображается в виде клетки (квантовой ячейки): Итак, каждая орбиталь и электрон, который находится на этой орбитали , характеризуются тремя квантовыми числами: главным п, побочным L и магнитным m r Электрон характеризуется еще одним — спиновым квантовым числом.

Слайд 43

4. Спиновое квантовое число (спин электрона) m s характеризует вращение электрона вокруг своей оси и принимает только два значения: + 1 и - 1 2 2 Электрон со спином + 1 условно изображают так: ↑ 2 со спином — 1 ↓ 2 Принцип Паули гласит: В атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел.

Слайд 44

Поэтому на одной орбитали не может быть больше двух электронов; эти два электрона имеют одинаковый набор трех квантовых чисел (п, L , ml ) и должны отличаться спинами (спиновым квантовым числом m s ): ↑↓ (табл. 3) Два электрона, которые находятся на одной орбитали , называются спаренными (или не поделённой электронной парой). Спаренные электроны являются электронами с противоположными (антипараллельными) спинами. Общее число электронов на энергетическом уровне N =2 n 2 .

Слайд 46

4.Строение электронной оболочки атома. Заполнение орбиталей электронами. Электронные конфигурации атомов элементов I — IV периодов. Порядок заполнения электронами атомных орбиталей определяет принцип наименьшей энергии (принцип минимума энергии): Основное (устойчивое) состояние атома — это такое состояние, которое характеризуется минималъной энергией. Поэтому электроны заполняют орбитали в порядке увеличения их энергии . Сравнить энергии орбиталей можно пользуясь правилами В. Клечковского .

Слайд 47

Первое правило советского ученого В.М. Клечковского (1954 г.): энергия подуровня тем больше, чем больше сумма главного и орбитального квантовых чисел (п+1). Например: энергия 2 s -подуровня больше, чем энергия ls -подуровня, так как для ls -подуровня: п + I — 1 + 0 = 1; для 2 s -подуровня: п + I — 2 + 0 = 2; следовательно E 2 s > E ls .

Слайд 48

Второе прави л В.М. Клечковского : если для разных подуровней суммы (п + l ) одинаковы, то энергия подуровня тем больше, чем больше главное квантовое число (п). Например: энергия 4р-подуровня больше, чем энергия 3 d -подуровня, так как для 4р-подуровня: п + l = 4+1= 5 ( n =4); для З d -подуровня: п + 1= 3+ 2 = 5 (п = 3); следовательно Е 4р > E 3 d . В пределах одного подуровня электроны заполняют свои орбитали согласно правилу Гунда :

Слайд 49

На одном подуровне электроны располагаются так, чтобы абсолютное значение суммы спиновых квантовых чисел (суммарного спина) было максимальным. Это соответствует устойчивому состоянию атома. Например, какое расположение трех электронов на р-подуровне соответствует устойчивому состоянию атома:

Слайд 50

Максимальным абсолютным значением суммарного спина характеризуются состояния 2 и 5. Поэтому именно они соответствуют устойчивым состояниям атома. Строение атома описывается с помощью схемы электронного строения атома, электронной формулы атома, электронно-графической формулы атома.

Слайд 51

Схемы электронного строения атомов показывают распределение электронов по энергетическим уровням. Например, Элементы I периода: Электронные формулы атомов показывают распределение электронов по энергетическим подуровням.

Слайд 52

Электронно-графические формулы атомов показывают распределение электронов по орбиталям и спины электронов. Например:

Слайд 53

5.Периодическая система химических элементов и электронное строение атомов Теория строения атома показала, что периодическая система Д. И. Менделеева является классификацией химических элементов по электронным структурам их атомов . Число заполняемых энергетических уровней ( электронных слоев) в атомах всех элементов данного периода равно номеру периода. Поэтому можно дать следующее определение периода:

Слайд 54

Период — это последовательность элементов, атомы которых имеют одинаковое число электронных слоев. Это число равно номеру периода. В атомах всех известных элементов электроны заполняют от 1 до 7 энергетических уровней, поэтому периодическая система состоит из семи периодов. Каждый период начинается щелочным металлом ( кроме первого периода), в атомах которого на внешнем электронном слое имеется один s -электрон; электронное строение внешнего слоя — ns 1 ( n — номер периода).

Слайд 55

Каждый период заканчивается благородным газом. В атомах всех благородных газов (кроме Не) на внешнем электронном слое имеются два s - и шесть p -электронов; электронное строение внешнего слоя ns 2 np 6 ( n — номер периода).

Слайд 56

Восемь электронов (электронный октет) — это максимальное число электронов на внешнем электронном слое атомов. Внешний электронный слой, который содержит 8 электронов, называется завершенным. Атомы благородных газов имеют завершенный внешний электронный слой. Завершенной называется также электронная структура атома гелия Не — Is 2 . Завершенные электронные слои являются очень устойчивыми (стабильными). Атомы всех других элементов имеют незавершенные внешние электронные слои.

Слайд 57

Число электронов на внешнем слое атомов элементов главных подгрупп (кроме Н и Не) равно номеру группы, в которой находятся элементы. Главная подгруппа — это вертикальный ряд элементов , атомы которых имеют одинаковое число электронов на внешнем электронном слое. Это число равно номеру группы.

Слайд 58

Элементы, которые находятся в одной подгруппе, являются элементами-аналогами, так как они имеют некоторые общие свойства (одинаковую высшую валентность , одинаковые формы оксидов и гидроксидов и др.). Эти общие свойства объясняются одинаковым строением внешнего электронного слоя.

Слайд 59

При увеличении порядкового номера последовательно увеличивается общее число электронов в атомах элементов , а число электронов на внешнем электронном слое изменяется периодически (в каждом периоде, кроме первого , это число изменяется от 1 у первого элемента до 8 у последнего элемента периода).

Слайд 60

Периодическое изменение свойств химических элементов и их соединений при увеличении порядкового номера объясняется тем, что периодически повторяет­ся строение внешнего электронного слоя в атомах элементов . Все элементы разделяются на 4 электронных семейства . s -Элементы (элементы s -семейства) — это элементы, в атомах которых последним заполняется s -подуровень внешнего электронного слоя.

Слайд 61

Первые два элемента каждого периода — это s -элементы. Они составляют главные подгруппы I и II групп. р-Элементы (элементы р-семейства) — это элементы, в атомах которых последним заполняется р- подуровевь внешнего электронного слоя. В каждом периоде (кроме первого и седьмого) имеется шесть р-элементов; они находятся в конце периода, р-элементы составляют главные подгруппы III — VIII групп. d -Элементы (элементы d -семейства) — это элементы, в атомах которых последним заполняется d -подуровень предвнешнего электронного слоя.

Слайд 62

Побочная подгруппа — это вертикальный ряд d -элементов, которые имеют одинаковое суммар­ное число электронов на d -подуровне предвнешнего слоя и s -подуровне внешнего слоя. Это число обычно равно номеру группы.

Слайд 63

f -Элементы (элементы f -семейства) — это элементы в атомах которых последним заполняется f -подуровень третьего снаружи электронного слоя. f -Элементы находятся в VI и VII периодах. Каждый из этих периодов содержит 14 f -элементов f -Элементами яв­ляются лантаноиды и актиноиды, которые располагаются в нижней части периодической системы.

Слайд 64

6.Зависимость свойств элементов от строения их атомов. Теория строения атомов объясняет периодическое изменение свойств элементов при увеличении порядкового номера. Важнейшими свойствами элементов являются металличность (металлические свойства) и неметалличность (неметаллические свойства).

Слайд 65

Металличность — это способность атома элемента отдавать электроны. Количественной характеристикой металличности элемента является энергия ионизации ( I ). Энергия ионизации атома — это количество энергии, которое необходимо для отрыва электрона от атома элемента (Э), т. е. для превращения атома в положительно заряженный ион: Э° + 1 = Э + +ẽ. Чем меньше энергия ионизации, тем легче атом отдает электрон, тем сильнее металлические свойства элемента.

Слайд 66

Неметалличность — это способность атомов элемента присоединять электроны. Количественной характеристикой неметалличности элемента является сродство к электрону (Е ). Сродство к электрону — это энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому , т. е. при превращении атома в отрицательно заря­женный ион: Э 0 + ẽ = Э- + Еср . Чем больше сродство к электрону, тем легче атом присоединяет электрон, тем сильнее неметаллические свойства элемента. Универсальной характеристикой металличности и неметалличности элементов является электроотрицательность элемента (ЭО).

Слайд 67

Электроотрицательность элемента - способность атома притягивать к себе электроны, других атомов в молекуле. Чем больше металличностъ , тем меньше ЭО. Чем больше неметалличностъ , тем больше ЭО. При определении значений относительной электроотрицательности различных элементов за единицу принята ЭО лития (табл. 4)

Слайд 69

В периодической системе электроотрицательность в периодах слева направо и в группах снизу вверх увеличивается . Самый электроотрицательный элемент фтор. В периодах закономерно изменяется и высшая валентность элементов. Периодическое изменение высшей валентности объясняется периодическим изменением числа валентных электронов в атомах.

Слайд 70

Валентные электроны — это электроны, которые могут участвовать в образовании химических связей. В атомах s - и р-элементов валентными являются, как правило, все электроны внешнего слоя. В атомах d -элементов валентными являются электро­ны внешнего слоя, а также все или некоторые d -электроны предвнешнего слоя. Число валентных электронов для большинства элементов равно номеру группы.

Слайд 71

Тема: Электронные конфигурации атомов. Вопросы для самоподготовки: 1. Что такое электронная оболочка атома? 2. Что называется атомной орбиталью? 3. Что характеризует главное квантовое число? 4. Какие значения принимает главное квантовое число? 5. Что такое энергетический уровень? 6. Что такое электронный слой? 7. Что характеризует побочное квантовое число? 8. Что такое энергетический подуровень? 9. Чему равно число подуровней на энергетическом уровне ? 10. Что характеризует магнитное квантовое число ?

Слайд 72

11. Что характеризует спиновое квантовое число и какие значения оно принимает? 12. Как формулируется принцип Паули? 13. Какие электроны называются спаренными? 14. Какие спины имеют спаренные электроны? 15. Чему равно максимальное число электронов на энергетическом уровне? 16. Что такое период? 17. Почему периодическая система элементов состоит из семи периодов? 18. Чему равно максимальное число электронов на внешнем электронном слое атома? 19. Какой электронный слой называется завершенным? 20. Атомы каких элементов имеют завершенный электронный слой?

Слайд 73

21. Чему равно число электронов на внешнем слое атомов элементов главных подгрупп? 22. Что такое главная подгруппа? 23. Как называются элементы, которые находятся в одной подгруппе? 24. Чем объясняются некоторые общие свойства элементов одной главной подгруппы? 25. Чем объясняется периодическое изменение свойств химических элементов и их соединений при увеличении по­рядкового номера? 26. Какие элементы называются s -элементами? Сколько s -элементов в каждом периоде? 27. Какие элементы называются р-элементами? Сколько р-элементов в каждом периоде? 28. Какие элементы называются d -элементами? Сколько d -элементов в каждом большом периоде? 29. Какие элементы называются f -элементами? В каких периодах находятся и где распологаются в периодической си­стеме f -элементы? 30. Что такое побочная подгруппа?

Слайд 74

31. Что такое металличность элементов? Что является коли­чественной характеристикой металличности ? 32. Что такое неметалличность элементов? Что является ко­личественной характеристикой неметалличкости? 33. Что характеризует электроотрицательность? 34. Какие электроны называются валентными электронами? 35. Почему высшая валентность изменяется периодически? 36. Какие электроны являются валентными в атомах S -, р- и d -элементов? 37. Какое значение имеют периодический закон и периодическая система элементов Д. И. Менделеева?

Слайд 75

Литература: Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия-М.: Высш.шк ., Изд. Центр «Академия», 2010.-743с. Хомченко И.Г. Общая химия: Учебник. - М.: ООО «Издательство Новая Волна», 2011.- 464 с. Пустовалова Л.М. Общая химия.- М.: КНОРУС, 2012.-448 с. Глинка Н.Л. Общая химия-М.:ИД Юрайт , 2012.-898

Слайд 1

Общая характеристика неметаллов. Галогены.

Слайд 2

Цель занятия: сформировать знания о неметаллах и галогенах. Задачи : Сформировать знания о неметаллах и галогенах Закрепить знания о периодическом законе и основных принципах положения атомов в периодической системе элементов Д.И.Менделеева. Научиться химическим, физическим свойствам, способам получения элементов семейства галогенов.

Слайд 3

В результате освоения темы «Общая характеристика неметаллов. Галогены.» обучающийся должен уметь: 1. Доказывать с помощью химических реакций химические свойства веществ неорганической природы, в том числе лекарственных. 2. Составлять формулы комплексных соединений и давать им названия. В результате освоения темы «Общая характеристика неметаллов. Галогены» обучающийся должен знать: 1. Периодический закон и характеристику элементов периодической системы Д.И. Менделеева. 2. Основы теории протекания химических процессов. 3. Строение и реакционные способности неорганических соединений. 4. Способы получения неорганических соединений. 5. Теорию растворов и способы выражения концентрации растворов; формулы лекарственных средств неорганической природы.

Слайд 4

В результате освоения темы «Общая характеристика неметаллов. Галогены» обучающийся должен овладеть профессиональными (ПК) и общими (ОК) компетенциями: ОК 2. Организовывать собственную деятельность, определять методы и способы выполнения профессиональных задач, оценивать их эффективность и качество. ОК 3. Решать проблемы, оценивать риски и принимать решения в нестандартных ситуациях. ПК 1.1. Организовывать прием, хранение лекарственных средств, лекарственного растительного сырья и товаров аптечного ассортимента в соответствии с требованиями нормативно-правовой базы. ПК 1.6. Соблюдать правила санитарно-гигиенического режима, охраны труда, техники безопасности и противопожарной безопасности. ПК 2.1. Изготавливать лекарственные формы по рецептам и требованиям учреждений здравоохранения. ПК 2.2. Изготавливать внутриаптечную заготовку и фасовать лекарственные средства для последующей реализации. ПК 2.3.Владеть обязательными видами внутриаптечного контроля лекарственных средств.

Слайд 5

План: Общая характеристика элементов главной подгруппы VII группы. Водородные соединения галогенов. Хлор. Получение, свойства. Хлороводород и соляная кислота. Хлориды.

Слайд 6

1.Общая характеристика элементов главной подгруппы VII группы Главную подгруппу VII группы образуют элементы фтор ( F ), хлор (С l ), бром (В r ), йод (I) и астат ( At ), име­ющие групповое название «галогены», что в переводе означает «солеобразователи». Общий символ — Hal .

Слайд 8

Электронная конфигурация внешнего электронного слоя атомов галогенов — ns 2 np 5 . Одинаковая структура этого слоя обусловливает большое сходство элементов подгруппы: все они относятся к семейству p -элементов, являются самыми типичными неметаллами, обладают высокой электроотрицательностью и, как следствие, высокой окислительной способностью. Имея на внешнем уровне по 7 электронов, их атомы очень легко присоединяют недостающий до октета один электрон и в соединениях проявляют устойчивую степень окисления, равную —1.

Слайд 9

Хлор, фтор и бром в некоторых соединениях (чаще всего с более электроотрицательным кислородом) прояв­ляют и положительные степени окисления. Фтор — самый электроотрицательный элемент, по­этому его атомы могут только присоединять электроны F ° 4- 1ё -> F - . В связи с этим фтор во всех соединениях имеет постоянную степень окисления —1. Строение внешнего электронного слоя атомов галогенов в основном (невозбужденном) состоянии:

Слайд 10

Наличие одного неспаренного электрона обусловливает самую характерную для всех галогенов валентность, равную I. Так как у фтора валентными являются электроны второго уровня, не имеющего d -уровня, то для его атомов переход в возбужденное состояние невозможен. Единственная возможная валентность фтора I и степень окисления -1. Для атомов хлора, брома и йода возможны валентности I , III , Y , VII и степени окисления —1, О, 4-1, +3, +5, +7. У атомов галогенов, кроме фтора, в возбужденном состоянии может увеличиваться число неспаренных электронов за счет перехода электронов с р-подуровня и s -подуровня на свободный d -подуровень.

Слайд 11

С увеличением атомного радиуса в подгруппе сверху вниз происходит закономерное ослабление неметалличности: уменьшаются сродство к электрону, электроотрицательность и окислительная способность элементов. Простые вещества, образуемые галогенами в свободном состоянии состоят из двухатомных молекул F 2 , С1 2 , Вг 2 , 1 2 . Связь между атомами в молекулах — ковалентная неполярная, осуществляемая одной общей парой электронов:

Слайд 12

ОКСИДЫ И ГИДРОКСИДЫ, образуемые галогенами, являются неустойчивыми соединениями. В отличие от большинства других простых веществ, ГАЛОГЕНЫ С КИСЛОРОДОМ НЕПОСРЕДСТВЕННО НЕ СОЕДИНЯЮТСЯ, поэтому их оксиды получают косвенным путем. Фтор образует фторид кислорода OF 2 , в котором атом кислорода находится в необычной для него степени окисления +2. Других кислородных соединений у фтора нет. Хлор, бром и йод в соединениях с кислородом проявляют различные положительные степени окисления, и для них теоретически возможны следующие формы оксидов и гидроксидов:

Слайд 13

У хлора известны два оксида (С1 2 0, С1 2 0 7 ) и все 4 кислоты. Для брома и йода получены только отдельные немногочисленные кислородные соединения. Все кислородсодержащие соединения галогенов являются сильными окислителями, легко воспламеняются и даже взрываются. Непрочность и высокая реакционная способность их объясняется тем, что положительные степени окисления для галогенов являются нестабильными, и при любой возможности они стремятся уйти в устойчивые состояния Hal 2 или Hal -1 .

Слайд 15

2.ВОДОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ — галогеноводороды общей формулы HHal . Являются очень характерными и практически важными соединениями галогенов. Все галогеноводороды при обычных условиях — газообразные вещества с резким запахом. В молекулах HHal атомы водорода и галогена связаны между собой полярной ковалентной связью, благодаря чему они хорошо растворяются в воде, полностью диссоциируя при этом на ионы: HHal = Н + + Hal - . Водные растворы галогеноводородов являются СИЛЬНЫМИ КИСЛОТАМИ (за исключением HF ). Анионы Hal - в большей или меньшей степени обладают ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫМИ СВОЙСТВАМИ. При взаимодействии с окислителями они теряют электроны и превращаются в молекулы свободных галогенов: 2НА1 - - 2Е -» НА1° 2

Слайд 16

Наибольшей восстановительной способностью обладает иодид-анион 1 - — он окисляется даже кислородом воздуха: ГАЛОГЕНИДЫ —соли галогеноводородных кислот, являются типичными ионными соединениями. Большинство из них хорошо растворяются в воде. Представляют собой важные соединения галогенов, используемые в быту, промышленности, медицине. Именно в виде этих солей галогены встречаются в природе: хлориды и бромиды- в во­дах океанов, морей и соляных озер, иодиды - в буровых водах нефтяных месторождений, фториды — в составе минералов флюорит, криолит, фторапатит.

Слайд 17

3.Хлор. Получение, свойства Физические свойства. При обычных условиях хлор — газ желто-зеленого цвета с резким запахом, в 2,5 раза тяжелее воздуха, ядовит. Вдыхание даже небольших количеств хлора вызывает раздражение дыхательных путей. Хлор в воде малорастворим, но хорошо растворяется в органических растворителях. Получение. Все способы получения свободного хлора основаны на окислении галогенидионов С1 - входящих в состав хлороводорода и хлоридов металлов:

Слайд 18

В промышленности хлор получают электролизом водного раствора или расплава хлорида натрия (при этом окислителем является электрический ток на аноде): В лаборатории небольшие количества хлора можно получить действием различных окислителей на концентрированную соляную кислоту. Чаще всего в качестве окислителей применяют оксид марганца (IV) Мп0 2 , перманганат калия КМп0 4 , бертолетову соль К CIO 3 :

Слайд 20

Химические свойства. Хлор характеризуется высокой химической активностью. Как очень сильный окислитель он взаимодействует со многими простыми и сложными веществами. Взаимодействие с простыми веществами. С металлами: С водородом: С некоторыми менее электроотрицательными неметаллами хлор также активно реагирует:

Слайд 21

Взаимодействие со сложными веществами При растворении в воде хлор с ней обратимо взаимодействует: Раствор хлора в воде носит название «хлорная вода» и обладает окисляющим и отбеливающим действием, так как хлорноватистая кислота на свету разлагается с образованием атомарного кислорода:

Слайд 22

2. С водными растворами щелочей на холоду: 3.Взаимодействует с растворами бромидов и йодидов: 4.Взаимодействует также с некоторыми другими веществами-восстановителями, например:

Слайд 23

4. Хлороводород и соляная кислота. Хлориды. Физические свойства. В обычных условиях хлороводород представляет собой бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворимый в воде. Получение. В промышленности хлороводород получают прямым синтезом из простых веществ: В лабораторных условиях хлороводород можно получить действием концентрированной серной кислоты на кристаллический хлорид натрия:

Слайд 24

Химические свойства. Все важнейшие химические свойства хлороводорода связаны с поведением его водного раствора (хлороводородная, или соляная кислота).

Слайд 25

Водный раствор НС l является сильной кислотой и проявляет все общие химические свойства этого класса соединений: взаимодействие с основными и амфотерными оксидами и гидроксидами; взаимодействие с металлами, находящимися в ряду напряжений до водорода; взаимодействие с солями более слабых кислот. Например:

Слайд 26

Химические свойства соляной кислоты определяются так же восстановительной способностью хлорид-аниона С l - . Соли хлороводородной кислоты — хлориды Хлороводородная кислота образует соли почти со всеми катионами металлов. Хлориды являются типично ионными соединениями: прочные кристаллические вещества с высокой температурой плавления, большинство из которых хорошо растворимы в воде (за исключением AgCl , Р b С l 2 , CuCl 2 , Hg 2 Cl 2 )

Слайд 27

Хлорид натрия (поваренная или каменная соль), N аС l Эта соль широко распространена в природе в виде мощных залежей в недрах Земли и в форме осадков в соляных озерах. Несмотря на хорошую растворимость в воде, хлорид натрия образует осадки из-за сильной перенасыщенности воды этой солью в соляных озерах. Хлорид калия КС l используется в сельском хозяйстве в качестве удобрения. Хлорид ртути ( II ) HgCl 2 , или сулема — очень сильный яд. Разбавленные растворы сулемы используются в медицине как сильно действующее дезинфицирующее средство. Хлорид серебра ( I ) AgCl — наименее растворимая соль соляной кислоты. Применяется в фотографической промышленности при изготовлении светочувствительных материалов.

Слайд 28

Качественная реакция на хлорид-анион Для обнаружения анионов хлора С1 - в водных растворах используют очень чувствительную реакцию взаимодействия их с катионами Ag + , в результате которой выпадает белый творожистый осадок AgCl , практически нерастворимый в воде и кислотах: Осадок хлорида серебра(1) растворяется в избытке аммиака:

Слайд 29

IV . Закрепление. Назовите элементы-галогены и укажите их положение в периодической системе Д.И. Менделеева. Охарактеризуйте физические свойства простых веществ- галогенов. Назовите все галогеноводороды и охарактеризуйте их физические свойства. Какими свойствами обладают водные растворы галогеноводородов? В виде каких соединений хлор встречается в природе? Как получают хлор в промышленности, в лабораториях? С какими простыми веществами взаимодействует хлор? Какие свойства проявляет хлор в этих реакциях? Что образуется при взаимодействии хлора со щелочами на холоду и при нагревании? Охарактеризуйте физические свойства хлороводорода. Как называется раствор хлороводорода в воде? Охарактеризуйте химические свойства хлороводородной кислоты. Какая реакция является качественной реакцией на хлорид ион?

Слайд 30

V . Задание на дом. Тема: Общая характеристика неметаллов. Галогены. Осуществить цепочки превращений: NaI → I 2 → HI → KI HCl → Cl 2 → HClO → NaClO

Слайд 31

План Электронная структура атомов углерода в органических соединениях Химические связи в органических соединениях Влияние атомов друг на друга Типы реакций

Слайд 1

Лекция №11. Растворы. План: Дисперсные системы. Коллоидные растворы. Истинные растворы. Растворение.

Слайд 2

Дисперсные системы — это такие системы, в которых одно вещество равномерно распределено в виде частиц в другом веществе . В таких системах различают дисперсионную среду и дисперсную фазу (раздробленное в дисперсионной среде вещество).

Слайд 3

Важнейшей характеристикой дисперсных систем является степень дисперсности, т.е. средний размер частиц дисперсной фазы .

Слайд 4

По степени дисперсности дисперсные системы делятся на: а) грубодисперсные (средний диаметр частиц более 100 нм); б) тонко (высоко) дисперсные, или коллоидные системы (диаметр частиц от 1 до 100 нм); в) истинные растворы (диаметр частиц менее 1нм).

Слайд 5

От степени дисперсности зависят свойства дисперсных систем , в частности, их устойчивость. Грубодисперсные системы являются неустойчивыми и со временем разделяются на дисперсную фазу и дисперсионную среду. Коллоидные системы значительно более устойчивы. В зависимости от агрегатного состояния дисперсионной среды и дисперсной фазы выделяют следующие основные виды дисперсных систем:

Слайд 7

Коллоидные растворы — это высокодисперсные двухфазные системы, состоящие из дисперсионной среды и дисперсной фазы размер частиц последней от 1 до 100 нм. Коллоидные растворы по размерам частиц являются промежуточными между истинными растворами и суспензиями и эмульсиями. Коллоидные частицы обычно состоят из большого числа молекул или ионов.

Слайд 8

Коллоидные раствору иначе называют золями. Золи обладают рядом специфических свойств, которые подробно изучает коллоидная химия. Так , золи в зависимости от размеров частиц могут иметь различную окраску , а у истинных растворов она одинаковая.

Слайд 9

Например, золи золота могут быть синими, фиолетовыми, вишневыми, рубиново-красными .

Слайд 10

В отличие от истинных растворов для золей характерен эффект Тиндаля , т. е. рассеяние света мелкими частицами . При пропускании через золь пучка света появляется светлый конус, видимый в затемненном помещении. Так можно распознать является данный раствор коллоидным или истинным.

Слайд 12

Основываясь на различной величине частиц коллоидных и истинных растворов, можно разделить их смесь. Для этого подбирают пористую перепонку (пергаментную бумагу, животный пузырь и др.) с такими мелкими порами , через которые коллоидные частицы пройти не могут, а проходят только молекулы и ионы. Такой способ освобождения золя от частиц истинного раствора называется диализом, а прибор — диализатором .

Слайд 13

Коллоидные частицы называются мицеллами. Строение мицеллы рассмотрим на примере образования коллоидного раствора йодида серебра, получаемого при взаимодействии очень разбавленных растворов нитрата серебра и йодида калия:

Слайд 14

Нерастворимые молекулы йодида серебра образуют ядро коллоидной частицы. Вещество ядра, имеющее кристаллическую или аморфную структуру, нерастворимо в дисперсионной среде и состоит из нескольких тысяч нейтральных молекул или атомов. В рассматриваемом примере ядро — микрокристаллик йодида серебра, состоящий из большого числа m молекул Agl :

Слайд 15

Полученное ядро адсорбирует на своей поверхности те или иные ионы, имеющиеся в растворе. Обычно адсорбируются те ионы, которые входят в состав ядра, т . е. в данном случае ионы серебра или ионы йода. Если коллоидный раствор получают при избытке йодида калия, то адсорбируются ионы йода . Они достраивают кристаллическую решетку ядра, прочно входят в его структуру, образуя адсорбционной слой, и придают ядру отрицательный заряд : m [ AgI ] nI - . Ионы , адсорбирующиеся на поверхности ядра и придающие ему соответствующий заряд, называются потенциал определяющими ионами.

Слайд 16

В растворе находятся также и ионы, противоположные по знаку потенциалопределяющим ионам, их называют противоионами . В нашем примере противоионами являются катионы К + , которые электростатически притягиваются потенциалопределяющими ионами адсорбционного слоя. Часть противоионов К + входит в адсорбционный слой. Ядро с адсорбционным слоем называется гранулой:

Слайд 17

Оставшаяся часть противоионов образует диффузный слой ионов. Ядро с адсорбционным и диффузным слоями и представляет собой мицеллу : Наличие одноименного заряда у всех гранул данного коллоидного раствора (золя) является важным фактором его устойчивости. Заряд препятствует слипанию и укрупнению коллоидных частиц.

Слайд 18

При добавлении к золям электролитов происходит уменьшение зарядов гранул, что приводит к слипанию частиц. Соединение коллоидных частиц в более крупные агрегаты называется коагуляцией . В результате коагуляции частицы могут или выпасть в осадок под влиянием силы тяжести (этот процесс называется седиментацией ), или образовать полутвердую упругую массу (гель, или студень).

Слайд 19

Обычно коагуляцию проводят прибавлением к золю: 1 ) электролита; 2) другого золя, частицы которого имеют противоположный заряд; 3) нагреванием .

Слайд 20

Чаще всего золи коагулируют прибавлением электролита . В этом случае заряды коллоидных частиц нейтрализуются ионами электролита. Причем золи, содержащие положительно заряженные частицы, коагулируют под действием анионов, а золи, содержащие отрицательно заряженные частицы,— под действием катионов.

Слайд 21

При смешении в определенных соотношениях двух золей, частицы которых несут противоположные заряды, например Fe ( OH ) 3 (частицы заряжены положительно) и As 2 S 3 (частицы заряжены отрицательно), заряды частиц нейтрализуются, происходит взаимная коагуляция. Нагревание уменьшает адсорбцию ионов коллоидными частицами (уменьшает их заряд), что способствует коагуляции

Слайд 22

Коагуляции препятствуют так называемые защитные коллоиды (крахмал, желатин и некоторые другие высокомолекулярные органические соединения). Процесс, обратный коагуляции, называется пептизацией. Он наблюдается при промывании осадков водой. При этом ионы электролита-коагулянта вымываются , частицы осадка снова приобретают заряды и переходят в состояние золя. Пептизации легко подвергаются осадки сульфидов. Коллоидные растворы широко применяются в различных технологических процессах: в мыловаренной, бумажной , текстильной промышленности, фармацевтическом производстве.

Слайд 23

Истинные растворы . Истинные растворы, чаще называемые «растворами» в природе имеют огромное значение. Растения усваивают вещества в виде растворов. Усвоение пищи связано с переводом питательных веществ в раствор . Все природные воды тоже растворы. В растворах величина частиц ра c творенного вещества не превышает 1нм. Это соответствует размерам атомов, ионов, молекул. Поэтому растворы представляют собой однородные системы.

Слайд 24

Растворы — гомогенные ( однородные) системы переменного состава, содержащие два или несколько компонентов . Для приготовления любого раствора необходимы растворитель и растворяемое вещество, которые называются компонентами раствора. Растворитель - это компонент, который преобладает в растворе и находится в том же агрегатном состоянии, что и раствор . Растворенное вещество — это вещество, молекулы которого равномерно распределены между молекулами растворителя .

Слайд 25

Классификация растворов. 1. По агрегатному состоянию растворы делятся на : жидкие (например, раствор сахара в воде); и газообразные (например, воздух ); твердые (например, сплавы металлов). 2. По типу растворителя жидкие растворы делятся на: вводные (растворитель-вода ); неводные (растворитель — спирт, бензол, эфир, ацетон и т.д.). 3. По количеству растворенного вещества растворы делятся на: Концентрированные ( растворы содержат такое количество растворенного вещества, которое сравнимо с количеством растворителя). Разбавленные (растворы содержат очень малое количество растворенного вещества по сравнению с количеством растворителя).

Слайд 26

4 . По максимальному содержанию вещества в растворе , последние бывают: насыщенные (растворы, в которых не может более растворяться данное вещество при данной температуре ); ненасыщенные (растворы, в которых при данной температуре еще может раствориться данное вещество ). Количественной характеристикой растворимости является коэффициент растворимости.

Слайд 27

Коэффициент растворимости , или растворимость, показывает , какая максимальная масса вещества может раствориться в одном литре растворителя при данной температуре с образованием насыщенного раствора. Растворимость выражают в граммах на литр (г/л). Концентрация — это величина, характеризующая относительное содержание данного компонента в смеси или растворе.

Слайд 28

4.Растворение. В 1887 г. Д.И. Менделеев разработал химическую ( гидратную ) теорию растворов . Химическая теория рассматривает процесс растворения как химическое взаимодействие частиц растворенного вещества с молекулами растворителя . В результате этого взаимодействия образуются химические соединения - сольваты. Если растворитель вода, то образуются химические соединения, называемые гидратами .

Слайд 29

Сольваты образуются легко и обладают большой устойчивостью в том случае, когда молекулы растворителя полярны , а растворенное вещество состоит из сильно полярных молекул или ионов. Из всех обычных растворителей наиболее полярны молекулы воды, поэтому она и образует большое число гидратов с различными растворенными в ней веществами.

Слайд 30

Гидраты некоторых веществ можно выделить в кристаллическом виде при выпаривании растворов. Например: Кристаллические вещества, содержащие молекулы воды, называются кристаллогидратами. Вода , входящая в их состав, называется кристаллизационной водой.

Слайд 31

Растворение веществ сопровождается, как правило, тепловым эффектом. Это явление объясняет современная теория растворов. Она рассматривает растворение как совокупность химического и физического процессов . Согласно современной теории растворов, при растворении веществ одновременно протекают следующие процессы :

Слайд 32

1. Разрушение структуры растворяемого вещества и диффузия его частиц в массе растворителя. Это физический процесс, он протекает с поглощением теплоты, ДН ≥ 0.физ . 2. Сольвация (гидратация) частиц растворенного вещества . Это химический процесс, который сопровождается выделением теплоты, ДН хим < 0. Общий тепловой эффект растворения равен сумме тепловых эффектов физического и химического процессов : ДН рас. = ДН физ + ДН хкм .

Слайд 33

Растворы — физико-химические системы, состоящие из растворителя, растворенного вещества и продуктов химического взаимодействия растворителя и растворенного вещества.

Слайд 34

ВОПРОСЫ ДЛЯ КОНТРОЛЯ Что такое дисперсные системы? Как классифицируется дисперсные системы по размеру частиц дисперсной фазы? Что такое суспензии? Приведите примеры. - Что такое эмульсии? Приведите примеры Что такое коллоидные растворы? Какое строение имеет мицелла? Что такое коагуляция? Как коагулируют коллоидные растворы? Что такое седиментация? С чем она связана? Что такое пептизация? Что такое растворы? Как классифицируются растворы по агрегатному состоянию ? Из каких компонентов состоит жидкий раствор? Что такое водные и неводные растворы? Что такое гидраты (сольваты); гидратация (сольватация)? Какие вещества называются кристаллогидратами? Приведите примеры? Чему равен тепловой эффект растворения? Что такое насыщенные растворы; ненасыщенные растворы Что показывает коэффициент растворимости? Что такое разбавленный раствор; концентрированный раствор? По каким формулам можно рассчитать массовую долю растворенного вещества; массу раствора? Что показывает молярная концентрация раствора? По какой формуле можно рассчитать молярную концентрацию раствора; молярную концентрацию эквивалента раствора?

Слайд 1

Оксиды

Слайд 2

Цель занятия: сформировать знания о классе неорганических соединений оксиды. Задачи : проверить знания о классах неорганических соединений. дать представление о типах оксидов. сформировать знания студентов о физических, химических свойствах оксидов, способах получения.

Слайд 3

В результате освоения темы «Оксиды» обучающийся должен уметь: 1. Доказывать с помощью химических реакций химические свойства веществ неорганической природы, в том числе лекарственных. 2. Составлять формулы комплексных соединений и давать им названия. В результате освоения темы «Оксиды » обучающийся должен знать: 1. Периодический закон и характеристику элементов периодической системы Д.И. Менделеева. 2. Основы теории протекания химических процессов. 3. Строение и реакционные способности неорганических соединений. 4. Способы получения неорганических соединений. 5. Теорию растворов и способы выражения концентрации растворов; формулы лекарственных средств неорганической природы.

Слайд 4

В результате освоения темы «Оксиды» обучающийся должен овладеть профессиональными (ПК) и общими (ОК) компетенциями: ОК 2. Организовывать собственную деятельность, определять методы и способы выполнения профессиональных задач, оценивать их эффективность и качество. ОК 3. Решать проблемы, оценивать риски и принимать решения в нестандартных ситуациях. ПК 1.1. Организовывать прием, хранение лекарственных средств, лекарственного растительного сырья и товаров аптечного ассортимента в соответствии с требованиями нормативно-правовой базы. ПК 1.6. Соблюдать правила санитарно-гигиенического режима, охраны труда, техники безопасности и противопожарной безопасности. ПК 2.1. Изготавливать лекарственные формы по рецептам и требованиям учреждений здравоохранения. ПК 2.2. Изготавливать внутриаптечную заготовку и фасовать лекарственные средства для последующей реализации. ПК 2.3.Владеть обязательными видами внутриаптечного контроля лекарственных средств.

Слайд 5

План: Оксиды. Номенклатура. Физические свойства Химические свойства Получение

Слайд 13

Классификация оксидов представлена в таблице 1. Несолеобразующими оксидами являются оксиды, которые при взаимодействии с кислотами и основаниями не образуют соли. Несолеобразующих оксидов немного. К ним относятся, например, СО, SiO , NO , N 2 0. Большинство оксидов является солеобразующими.

Слайд 14

Классификация оксидов. 1. Основные оксиды взаимодействуют с кислотами или кислотными оксидами с образованием солей. СаО+ Н 2 S О 4 = Са S О 4 + H 2 O При взаимодействии с водой основные оксиды образуют основания СаО+ H 2 O = Са(ОН) 2 Основными оксидами являются, как правило, оксиды одно- и двухвалентных металлов, исключения: оксид бериллия ВеО, оксид цинка ZnO , оксид олова (II) SnO , оксид свинца (II) Pb О.

Слайд 15

2. Оксиды, гидраты которых являются кислотами, называются кислотными оксидами. S О 3 + H 2 O = Н 2 S О 4 При взаимодействии с основаниями и основными оксидами образуют соли: СО 2 + Са(ОН) 2 = СаСО 3 + H 2 O Кислотными оксидами являются оксиды неметаллов и оксиды металлов с высокой валентностью (V, VI, VII).

Слайд 16

3. Оксиды, гидраты которых являются амфотерными гидроксидами, называются амфотерными оксидами. При взаимодействии с кислотами или основаниями амфотерные оксиды образуют соли. ZnO + HCl = ZnCl 2 + H 2 O ZnO + NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O Амфотерными являются, как правило, оксиды трех- и четырехвалентных металлов и оксиды двухвалентных ме­таллов: ВеО, ZnO , SnO , РЬО. Исключениями являются некоторые оксиды трехвалентных металлов, относящие­ся к типу основных оксидов: наиболее известные из них: оксид марганца (III) Pb 2 0 3 , оксид кобальта (III) Со 2 0 3 , оксид никеля ( III ) Ni 2 0 3 , оксид висмута ( III ) Bi 2 0 3 .

Слайд 18

Химические свойства оксидов Основные, кислотные и амфотерные оксиды имеют разные химические свойства. Основные оксиды. Основными оксидами являются оксиды, образующие соли при взаимодействии с кислотами и кислотными оксидами. Гидраты основных оксидов являются основаниями. Основный оксид + Кислота = Соль + Н 2 0

Слайд 19

Основный оксид + Кислотный оксид = Соль Оксид щелочного или щелочноземельного металла + Н 2 0 = Щёлочь

Слайд 20

Кислотные оксиды Кислотными оксидами называются оксиды, образующие соли при взаимодействии с основаниями и основными оксидами. Гидратами кислотных оксидов являются кислородсодержащие кислоты. Кислотный оксид + Основание = Соль + Н 2 0

Слайд 21

Кислотные оксиды взаимодействуют с основными оксидами Все кислотные оксиды , кроме оксида кремния (IV) Si О 2 , растворяются в воде и взаимодействуют с ней с образованием кислородсодержащих кислот : Кислотный оксид + Н 2 0= Кислота

Слайд 22

Амфотерные оксиды Амфотерность оксидов заключается в способности одного и того же оксида проявлять как основные, так и кислотные свойства. Амфотерными называются такие оксиды, которые ведут себя как основные оксиды при взаимодействии с кислотами и как кислотные оксиды при взаимодействии с основаниями. Проявляя основные свойства, амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотами. Амфотерный оксид + Кислота = Соль + Н 2 0

Слайд 23

Проявляя кислотные свойства, амфотерные оксиды взаимодействуют со щелочами. Амфотерный оксид + Щелочь = Соль + Н 2 0 Амфотерный оксид + Кислотный оксид = Соль Амфотерный оксид + Основный оксид = Соль

Слайд 24

Получение оксидов Основные оксиды Основные оксиды можно получать различными способами. 1.Взаимодействие простых веществ-металлов с кислородом: t ° Металл + 0 2 = Основный оксид 2. Термическое разложение нерастворимых оснований: t ° Нерастворимое основание = Основный оксид + Н 2 0

Слайд 25

3 .Разложение некоторых солей кислородсодержащих кислот (карбонаты, нитраты, сульфаты) при нагревании. Этим способом одновременно можно получить основный и кислотный оксиды. Карбонат металлов Me x ( CO 3 ) y (кроме карбонатов щелочных металлов Na 2 CO 3 и K 2 CO 3 ) Сульфаты металлов Me x ( SO 4 ) y . где Me = Cu , Al , Fe и др. (кроме сульфатов щелочноземельных металлов Na 2 SO 4 , K 2 SO 4 , BaSO 4 ) Нитраты металлов, находящихся в ряду распоряжений от Mg до Cu включительно Me ( NO 3 ) y

Слайд 26

Кислотные оксиды 1.Взаимодействие простых веществ с кислородом: Неметаллы и некоторые оксиды + 0 2 = Кислотные оксиды металлы 2.Разложение некоторых оксокислот. Оксокислота = Кислотный оксид + Н 2 0

Слайд 27

3.Разложение солей. 2CU(N0 3 ) 2 = 2CuO + 4N0 2 + 0 2 CuS0 4 = CuO + S0 3

Слайд 28

А мфотерные оксиды Амфотерные оксиды можно получить любым способом, применяемым для получения основных оксидов. Ме+ 0 2 = Амфотерный оксид Амфотерный гидроксид = Амфотерный оксид + Н 2 0 Разложение карбонатов, сульфатов, нитратов соответствующих металлов

Слайд 29

Закрепление. Записать способы получения и химические свойства оксидов: СО, SO 2

Слайд 30

Задание на дом. Тема: Оксиды ВОПРОСЫ ДЛЯ КОНТРОЛЯ На какие два типа делятся все оксиды? Что такое несолеобразующие оксиды? Приведите примеры. Что такое солеобразующие оксиды? Приведите примеры. Что такое гидраты оксидов (гидроксиды)? Приведите примеры. На какие типы делятся солеобразующие оксиды? Что такое основные оксиды? Приведите примеры. Что такое кислотные оксиды? Приведите примеры. Что такое амфотерные оксиды? Приведите примеры. Какие оксиды образуют неметаллы? Какие элементы — металлы или неметаллы — образуют основные и амфотерные оксиды? Какие физические свойства имеют оксиды? Какие химические свойства имеют: а) основные оксиды; б) кислотные оксиды; в) амфотерные оксиды? 13. Какими способами можно получить оксиды?

Слайд 31

Спасибо за внимание

Слайд 1

Окислительно-восстановительные реакции

Слайд 2

Цель занятия: сформировать знания студентов об окислительно-восстановительных реакциях (ОВР). Задачи : Сформировать знания о типах ОВР Совершенствовать умения студентов по определению окислителей и восстановителей Закрепить навыки по составлению уравнений электронного баланса.

Слайд 3

В результате освоения темы «Окислительно-восстановительные реакции» обучающийся должен уметь: 1. Доказывать с помощью химических реакций химические свойства веществ неорганической природы, в том числе лекарственных. 2. Составлять формулы комплексных соединений и давать им названия. В результате освоения темы «Окислительно-восстановительные реакции » обучающийся должен знать: 1. Периодический закон и характеристику элементов периодической системы Д.И. Менделеева. 2. Основы теории протекания химических процессов. 3. Строение и реакционные способности неорганических соединений. 4. Способы получения неорганических соединений. 5. Теорию растворов и способы выражения концентрации растворов; формулы лекарственных средств неорганической природы.

Слайд 4

В результате освоения темы «Окислительно-восстановительные реакции» обучающийся должен овладеть профессиональными (ПК) и общими (ОК) компетенциями: Организовывать собственную деятельность, определять методы и способы выполнения профессиональных задач, оценивать их эффективность и качество. Решать проблемы, оценивать риски и принимать решения в нестандартных ситуациях. Организовывать прием, хранение лекарственных средств, лекарственного растительного сырья и товаров аптечного ассортимента в соответствии с требованиями нормативно-правовой базы. Соблюдать правила санитарно-гигиенического режима, охраны труда, техники безопасности и противопожарной безопасности. Изготавливать лекарственные формы по рецептам и требованиям учреждений здравоохранения. Изготавливать внутриаптечную заготовку и фасовать лекарственные средства для последующей реализации. Владеть обязательными видами внутриаптечного контроля лекарственных средств.

Слайд 5

Фронтальный опрос. Вопросы: Что называется скоростью реакции? Чему равна скорость реакции? Как формулируется закон действующих масс? Какие реакции называются необратимыми? Приведите примеры. Какие реакции называются обратимыми? Приведите примеры. Что называется химическим равновесием? Что называется константой равновесия? От чего зависит и от чего не зависит константа равнове­сия? Как формулируется принцип Ле-Шателье ? Какие внешние факторы влияют на смещение химического равновесия? Как влияет изменение концентрации реагирующих веществ на состояние химического равновесия? Приведите при­меры. Как влияет температура на состояние химического равновесия? Приведите примеры. Как влияет давление на состояние химического равнове­сия? В каких случаях давление не влияет на химическое равновесие? Приведите примеры.

Слайд 6

План: Валентность элементов. Степень окисления Окислительно-восстановительные реакции Виды окислительно-восстановительных реакций

Слайд 7

1.Валентность элементов Валентность элемента — это число химических связей, которые атом этого элемента образует с другими атомами в данной молекуле. Для образования одной химической связи атом пре­доставляет один неспаренный электрон. Поэтому валент­ность элемента определяется числом неспареных элек­тронов в его атоме. Атомы многих элементов могут увеличивать свою вален­тность (число неспаренных электронов) в результате пере­хода из основного состояния в возбужденное состояние. Возбужденное состояние атома — это состояние с более высокой энергией, чем основное.

Слайд 8

Процесс перехода атома из основного в возбужденное состояние называется возбуждением атома. В процессе возбуждения атома происходит разъединение спаренных электронов и переход одного из них с данного подуровня на свободную орбиталь другого по­дуровня в пределах одного энергетического уровня. Например, атом углерода в основном состоянии является двухвалентным, так как из четырех электронов внешнего электронного слоя (2 s 2 2 p 2 ) только два являются неспаренными .

Слайд 9

При поглощении энергии Е один из электронов 2 s -по­дуровня переходит на свободную орбиталь 2р-подуровня, в результате чего образуется 4 неспаренных электрона: В возбужденном состоянии углерод является четырех­валентным. Такую валентность углерод проявляет в боль­шинстве соединений. Энергия возбуждения атомов компенсируется энерги­ей образования новых химических связей.

Слайд 10

Возбуждение атомов возможно не для всех элементов . Например, атомы кислорода и серы имеют одинако­вую конфигурацию внешнего электронного слоя: s 2 p 4 , потому что и кислород, и сера находятся в главной под­группе VI группы. В основном (невозбужденном) состоя­нии атомы кислорода и серы имеют по 2 неспаренных электрона на внешнем электронном слое:

Слайд 11

Поэтому в основном состоянии кислород и сера имеют одинаковую валентность, равную двум. Но атом серы может перейти в возбужденное состояние за счет перехода электронов с 3 s - и 3р-подуровней на свободные орбитали 3 d -подуровня : Это является причиной переменной валентности серы.

Слайд 12

Атом кислорода не может перейти в возбужденное состо­яние, потому что на втором энергетическом уровне отсутствует d -подуровень, т. е. нет свободных орбиталей , на которые могут переходить электроны. Это является причиной постоянной валентности кислорода во всех соединениях. Для большинства элементов максимальное число неспаренных электронов в основном или в возбужденном состоянии равно номеру группы, в которой находится элемент. Поэтому высшая валентность элементов, как правило, равно номеру группы Валентность элемента может быть больше числа неспаренных электронов в атоме, если атом образует не только обычные ковалентные, но и донорно-акцепторные связи.

Слайд 13

Поэтому, например, в ионе аммония NH 4 + азот образу­ет уже 4 связи, его валентность равна IV : Валентность IV имеет атом азота и в азотной кислоте : Следовательно, валентность элемента определяется числом орбиталей , которые атом данного элемента может использовать для образования химических связей . Это могут быть: а) орбитали с неспаренными электронами ; б) орбитали с неподеленными электронными парами ; в) свободные орбитали .

Слайд 14

2.Степень окисления Степень окисления относится к числу основных понятий химии. Степень окисления — это условный заряд атома в соединении, вычисленный исходя из предположения , что вещество состоит только из ионов. Это понятие можно определить и иначе: степень окисления — это тот электрический заряд, который возник бы на атоме, если бы электронныё пары, которыми он связан с другими атомами в соединении, были смещены к более электроотрицательным атомам, а электронные пары, принадле­жащие одинаковым атомам, были мёжду ними поделены. Степень окисления может иметь отрицательное, положительное и нулевое значение, которое обычно ставится над символом элемента сверху. Например, Na +1 2 О -2 , С1 0 2 . Любая молекула является электронейтральной , поэтому алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле всегда равна нулю

Слайд 15

Некоторые элементы во всех сложных веществах име­ют постоянную степень окисления: Элементы с постоянной степенью окисления: а) Щелочные металлы ( Li , Na ,К, Rb , Cs , Fr ) +1 б) Элементы II группы (кроме Hg ): Be , Mg , Са , Sr , Ва , Ra , Zn , Cd +2 в) Алюминий А1 +3 г) Фтор F -1

Слайд 16

Водород и кислород в большинстве сложных веществ имеют постоянные степени окисления, но есть исключения :

Слайд 17

Все другие элементы в различных соединениях имеют разные степени окисления, т. е. являются элементами с переменной степенью окисления. Все элементы имеют высшую и низшую степень окисления . Некоторые элементы имеют также и промежуточную степень окисления. Высшая (максимальная) степень окисления элемента , как правило, равна номеру группы, в которой нахо­дился элемент в периодической системе. Низшая (минимальная) степень окисления металлов равна нулю. Низшая степень окисления неметаллов обычно равна: — (8 — номер группы, в которой находится элемент). Значения степеней окисления элемента между высшей и низшей степенями окисления называются промежуточными .

Слайд 18

2.Окисли́тельно-восстанови́тельные реакции, также редокс (англ. redox, от reduction-oxidation — восстановление-окисление) — это встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ (или ионов веществ), реализующихся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем (акцептором) и атомом-восстановителем (донором).

Слайд 19

Окислительно-восстановительный процесс состоит из 2 элементарных актов или полуреакций: окисления и восстановления.

Слайд 20

Окисление — процесс отдачи электронов, с увеличением степени окисления. При окислении вещества в результате отдачи электронов увеличивается его степень окисления. Атомы окисляемого вещества называются донорами электронов, а атомы окислителя — акцепторами электронов. В некоторых случаях при окислении молекула исходного вещества может стать нестабильной и распасться на более стабильные и более мелкие составные части (см. Свободные радикалы). При этом некоторые из атомов получившихся молекул имеют более высокую степень окисления, чем те же атомы в исходной молекуле. Окислитель, принимая электроны, приобретает восстановительные свойства, превращаясь в сопряжённый восстановитель: окислитель +e− ↔ сопряжённый восстановитель. Восстановление - процесс присоединения электронов атомом вещества, при этом его степень окисления понижается. При восстановлении атомы или ионы присоединяют электроны. При этом происходит понижение степени окисления элемента. Примеры: восстановление оксидов металлов до свободных металлов при помощи водорода, углерода, других веществ; восстановление органических кислот в альдегиды и спирты; гидрогенизация жиров и др. Восстановитель, отдавая электроны, приобретает окислительные свойства, превращаясь в сопряжённый окислитель: восстановитель - e− ↔ сопряжённый окислитель. Несвязанный, свободный электрон является сильнейшим восстановителем.

Слайд 21

Историческая справка

Слайд 22

Историческая справка Издавна ученые полагали, что окисление — это потеря флогистона (особого невидимого горючего вещества), а восстановление — его приобретение. Но, после создания А. Лавуазье 1777 кислородной теории горения к началу XIX века, химики стали считать окислением взаимодействие веществ с кислородом, а восстановлением их превращения под действием водорода. Тем не менее в качестве окислителя могут выступать и другие элементы, например простейшая реакция железа с соляной кислотой, в ней нет кислорода, и тем не менее железо окисляется. В этой реакции окислитель — ион водорода[1] — H+, а железо выступает в роли восстановителя.

Слайд 23

В соответствии с электронно-ионной теорией окисления-восстановления, разработанной Л. В. Писаржевским в 1914 г., окисление — процесс отщепления электронов от атомов или ионов элемента, который окисляется; Восстановлением называется процесс присоединения электронов к атомам или ионам элемента, каковой восстанавливается. Например, в реакции атом цинка теряет два электрона, то есть окисляется, а молекула хлора присоединяет их, то есть восстанавливается

Слайд 24

3.Виды о кислительно-восстановительных реакций

Слайд 28

Репропорционирование (конпропорционирование, контрдиспропорционирование) — реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления :

Слайд 29

Для нахождения пропорции веществ, вступающих в химическую реакцию, часто требуется уравнять ОВР. Уравнивание ОВР сводится к нахождению стехиометрических коэффициентов (то есть, количества молей каждого соединения). Стехиометрические коэффициенты могут принимать только значения целых величин от 1 и выше, дробные стехиометрические коэффициенты допускаются лишь в некоторых случаях записи термохимических уравнениях из курса физической химии. Различают два методы уравнивания ОВР: метод полуреакций и метод электронного баланса. Метод электронного баланса более прост и используется в случае протекания реакции в газообразной среде (например, процессы горения или термического разложения соединений). Метод полуреакций более сложен и используется в случае протекания реакции в жидкой среде. Метод полуреакций оперирует не, свободными атомами и одноатомными ионами, а реально существующими в растворе частицами, образовавшимися в результате процессов растворения и/или диссоциации реагирующих веществ. Оба метода занимают важное место в базовом курсе общей и неорганической химии, изучаемом студентами различных учебных заведений.

Слайд 30

ВОПРОСЫ ДЛЯ КОНТРОЛЯ Чем определяется валентность элемента в ковалентных соединениях? В результате чего может увеличиваться число неспаренных электронов в атомах? Что такое возбужденное состояние атома? Что является причиной переменной валентности многих элементов? Чем объясняется существование элементов с постоянной валентностью? Чему равно максимальное число неспаренных электронов в возбужденных состояниях атомов для большинства элементов? Чему равны степени окисления элементов в соединениях с ионной связью? Чему равны степени окисления элементов в соединениях с неполярной ковалентной связью (в молекулах простых веществ)? Что такое степень окисления элемента в соединениях с полярной ковалентной связью? Чему равна алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле? Почему? Какие элементы имеют постоянную степень во всех сложных веществах? Какие степени окисления имеют водород и кислород в большинстве сложных веществ? Какие вы знаете исключения? Какие степени окисления (положительные или отрицательные) имеют атомы металлов и неметаллов в сложных веществах? Чему равны высшие и низшие степени окисления элементов? Какие степени окисления называются промежуточными?

Слайд 1

Теория электролитической диссоциации

Слайд 2

Цель занятия: сформировать знания студентов о ТЭД. Задачи: Сформировать умения студентов по определению силы электролита Закрепить знания студентов по основным типам неорганических веществ.

Слайд 3

В результате освоения темы «ТЭД» обучающийся должен уметь: 1. Доказывать с помощью химических реакций химические свойства веществ неорганической природы, в том числе лекарственных. 2. Составлять формулы комплексных соединений и давать им названия. В результате освоения темы «ТЭД» обучающийся должен знать: 1. Периодический закон и характеристику элементов периодической системы Д.И. Менделеева. 2. Основы теории протекания химических процессов. 3. Строение и реакционные способности неорганических соединений. 4. Способы получения неорганических соединений. 5. Теорию растворов и способы выражения концентрации растворов; формулы лекарственных средств неорганической природы.

Слайд 4

В результате освоения темы «ТЭД» обучающийся должен овладеть профессиональными (ПК) и общими (ОК) компетенциями: ОК 2. Организовывать собственную деятельность, определять методы и способы выполнения профессиональных задач, оценивать их эффективность и качество. ОК 3. Решать проблемы, оценивать риски и принимать решения в нестандартных ситуациях. ПК 1.1. Организовывать прием, хранение лекарственных средств, лекарственного растительного сырья и товаров аптечного ассортимента в соответствии с требованиями нормативно-правовой базы. ПК 1.6. Соблюдать правила санитарно-гигиенического режима, охраны труда, техники безопасности и противопожарной безопасности. ПК 2.1. Изготавливать лекарственные формы по рецептам и требованиям учреждений здравоохранения. ПК 2.2. Изготавливать внутриаптечную заготовку и фасовать лекарственные средства для последующей реализации. ПК 2.3.Владеть обязательными видами внутриаптечного контроля лекарственных средств.

Слайд 5

План: ТЭД Диссоциация кислот, солей, оснований Степень диссоциации Константа диссоциации Ионно-молекулярные уравнения

Слайд 6

Электролитическая диссоциация - это процесс распада электролита на ионы при растворении его в воде или расплавлении. Диссоциация хлорида натрия: NaCl = Na ⁺ + Cl ⁻

Слайд 7

Э лектролиты П ри растворении в воде или расплавлении распадают-ся ( диссоциируют ) на ионы – положительно (катионы) и отрицательно (анионы) заряженные частицы . В растворах и расплавах электролиты проводят электрический ток .

Слайд 8

Неэлектролиты – это вещества, водные растворы или расплавы которых не проводят электрический ток.

Слайд 10

C оли Na 2 SO 4 , KCl , Ca(NO 3 ) 2 Кислоты HCl, H 3 PO 4 H 2 SO 4 Щёлочи KOH, NaOH Ba(OH) 2 Газы O 2 , N 2 Органические вещества Метан CH 4 Сахар C 12 H 22 O 11 Оксиды NO, Na 2 O CaO ПРИМЕРЫ:

Слайд 11

Процесс появления гидратированных ионов в водном растворе называется электролитической диссоциацией (С. Аррениус, 1887 г.) . П роцесс растворения электролитов сопровождается образованием заряженных частиц, способных проводить электрический ток. С . Аррениус . История открытия теории электролитической диссоциации В 1887 году шведский химик Сванте Аррениус сформулировал основные положения теории электролитической диссоциации

Слайд 12

Все вещества по их способности проводить электрический ток в растворах или расплавах делятся на электролиты и неэлектролиты . Первое положение ТЭД

Слайд 13

В растворах электролиты диссоциируют (распадаются ) на положительные и отрицательные ионы.    Процесс распада электролита на ионы в растворе или расплаве называется электролитической диссоциацией. Второе положение ТЭД

Слайд 14

1.Ориентация молекул воды. 2.Гидратация. 3. Разрыв ионной связи. 4.Перемещение гидратированных ионов в раствор. Д иссоциации веществ с ионной связью Диссоциация веществ с полярной связью 1. Ориентация . 2. Гидратация . 3. Ионизация . 4. Диссоциация . МЕХАНИЗМ ЭД

Слайд 15

Причиной диссоциации электролита является его взаимодействие с молекулами воды, т.е. его гидратация Третье положение ТЭД

Слайд 16

Четвёртое положение ТЭД Под действием электрического тока положительно заряженные ионы движутся к отрицательному полюсу источника тока – катоду, поэтому их называют катионами, а отрицательно заряженные ионы движутся к положительному полюсу источника тока – аноду, поэтому их называют анионами.

Слайд 17

Пятое положение ТЭД Электролитическая диссоциация – процесс обратимый для слабых электролитов. Наряду с процессом диссоциации протекает и обратный процесс – ассоциация (соединение ионов) HNO 2 H + + NO 2 -

Слайд 18

Не все электролиты в одинаковой мере диссоциируют на ионы Сильные электролиты  > 30% Электролиты средней силы 3%    30% Слабые электролиты  < 3% КЛАССИФИКАЦИЯ ЭЛЕКТРОЛИТОВ Шестое положение ТЭД

Слайд 19

Седьмое положение ТЭД Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые они образуют при диссоциации. ЭЛЕКТРОЛИТЫ (по характеру образующихся ионов) КИСЛОТЫ ОСНОВАНИЯ СОЛИ

Слайд 20

HCl = H + + Cl - HNO 3 = H + + NO 3 - HClO 4 = H + + ClO 4 - * электролиты , которые при диссоциации образуют катионы водорода и анионы кислотного остатка. Диссоциация кислот

Слайд 21

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато H 3 PO 4 ( фосфорная кислота ) 1) Образование дигидрофосфат-ионов H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 - 2) Образование гидрофосфат-ионов H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2- 3) Образование фосфат-ионов HPO 4 2- ↔ H + + PO 4 3-

Слайд 22

NaOH = Na + + OH - Ba(OH) 2 = BaOH + + OH - → Ba 2+ + 2OH - KOH = K + + OH - Основания – это электролиты, которые диссоциируют на катионы металла и анионы гидроксогрупп Диссоциация оснований

Слайд 23

Многокислотные основания диссоциируют ступенчато Ba (OH) 2 ( гидроксид бария ) 1) Образование гидроксо-ионов бария Ba (OH) 2 ↔ OH - + BaOH + 2) Образование ионов бария BaOH + ↔ Ba 2+ + OH -

Слайд 24

Соли – это электролиты, которые диссоциируют на катионы металла или аммония NH 4 + и анионы кислотных остатков. NaCl = Na + + Cl - KNO 3 = K + + NO 3 - Al 2 (SO 4 ) 3 = 2Al 3+ + 3SO 4 2- Диссоциация солей

Слайд 25

Степень электролитической диссоциации .

Слайд 26

Сильные электролиты  > 30% Средние водорастворимые соли NaCl , K 2 SO 4 , Ba (NO 3 ) 2 итд ; Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов : LiOH – CsOH , Ca(OH) 2 – Ba (OH) 2 ,; Минеральные кислоты : H 2 SO 4 , HNO 3 , HClO 3 , HClO 4 , HBrO 3 , HJO 3 , HCl , HBr , HJ Электролиты средней силы 3%    30% H 3 PO 4 , H 4 P 2 O 7 , H 2 SO 3 , HF, HClO 2 , Fe(OH) 2 , Слабые электролиты  < 3% Органические кислоты: HCOOH, CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH Минеральные кислоты: HNO 2 , HClO , H 2 CO 3 , H 2 SiO 3 , H 3 BO 3 , H 3 PO 3 , H 2 S Гидроксиды малоактивных металлов: Cu(OH) 2 , Fe(OH) 3 , Al(OH) 3 , Cr (OH) 3 , Гидроксид аммония: NH 4 OH

Слайд 27

4. Константа диссоциации В растворе слабого электролита устанавливается динамическое равновесие между молекулами и ионами, поэтому к ним применим закон химического равновесия. СН 3 СООН→ СН 3 СОО - +Н + Кд= [ СН 3 СОО - ][ Н + ]/[ СН 3 СООН ] Константа диссоциации слабого электролита не зависит от концентрации раствора, является величиной постоянной при постоянной температуре.

Слайд 28

При введении в раствор сильного электролита, содержащего одноименный ион состояние равновесия сместится в обратную строну.

Слайд 29

5. Ионно-молекулярные уравнения. В водных растворах электролитов реакции протекают между ионами. Правила составления ионно-молекулярных уравнений: Уравнения реакций записываются в молекулярном, а затем ионном виде Формулы слабых электролитов, труднорастворимых веществ, газов пишутся в виде молекул Ионы, не претерпевающие изменений, не включаются в краткое ионное уравнение. AgNO 3 + HCl → Ag С l↓ + HNO 3 Ag + + Cl - AgCl ↓

Слайд 30

IV . Закрепление. Записать диссоциацию по ступеням гидроксида алюминия, гидроксохлорида цинка, ортофосфорной кислоты, карбоната кальция Записать уравнение константы диссоциации для угольной кислоты, гидроксида аммония V .Задание на дом. Тема: ТЭД Составление тестов «ТЭД» Подготовка презентаций «ТЭД» Записать краткое ионное уравнение для реакций, где образуется вода; газ; осадок.

Слайд 31

Спасибо за внимание!

Слайд 1

Скорость химических реакций

Слайд 2

Цель занятия: сформировать знания студентов о скорости химических реакций. Задачи : Сформировать умения студентов по определению факторов, влияющих на скорость химических реакций Закрепить знания студентов по химическому равновесию.

Слайд 3

В результате освоения темы «Скорость химических реакций» обучающийся должен уметь: 1. Доказывать с помощью химических реакций химические свойства веществ неорганической природы, в том числе лекарственных. 2. Составлять формулы комплексных соединений и давать им названия. В результате освоения темы «Скорость химических реакций» обучающийся должен знать: 1. Периодический закон и характеристику элементов периодической системы Д.И. Менделеева. 2. Основы теории протекания химических процессов. 3. Строение и реакционные способности неорганических соединений. 4. Способы получения неорганических соединений. 5. Теорию растворов и способы выражения концентрации растворов; формулы лекарственных средств неорганической природы.

Слайд 4

В результате освоения темы «Скорость химических реакций» обучающийся должен овладеть профессиональными (ПК) и общими (ОК) компетенциями: Организовывать собственную деятельность, определять методы и способы выполнения профессиональных задач, оценивать их эффективность и качество. Решать проблемы, оценивать риски и принимать решения в нестандартных ситуациях. Организовывать прием, хранение лекарственных средств, лекарственного растительного сырья и товаров аптечного ассортимента в соответствии с требованиями нормативно-правовой базы. Соблюдать правила санитарно-гигиенического режима, охраны труда, техники безопасности и противопожарной безопасности. Изготавливать лекарственные формы по рецептам и требованиям учреждений здравоохранения. Изготавливать внутриаптечную заготовку и фасовать лекарственные средства для последующей реализации. Владеть обязательными видами внутриаптечного контроля лекарственных средств.

Слайд 5

Контроль исходного уровня знаний. 1.Сколько грамм хромата калия необходимо для приготовления 150 г 5% раствора? 2.Какой объем кислоты хлороводородной с=36%, ƥ=1,19г/мл необходимо взять для приготовления 200 мл 0,2 н. раствора хлороводородной кислоты. 3.Определить массу хлорида бария двухводного , необходимого для приготовления 300 мл 0,3 М раствора.

Слайд 6

План: Скорость химических реакций Химическое равновесие Фактры , влияющие на сдвиг равновесия

Слайд 7

Скорость химической реакции – это изменение количества реагирующего вещества в единицу времени в единице объёма. r – скорость химической реакции, V – объём м 3 , D v – количество вещества в молях, D t – промежуток времени сек., D С – молярная концентрация ( D v / V)

Слайд 8

Скорость реакции – это изменение концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени. В реакции: N 2 +3H 2 =2NH 3 , 1 моль N 2 вступает в реакцию с 3 молями H 2 и получается 2 моля NH 3 . =с Таким образом, скорость химической реакции можно вычислить по любому участнику реакции на основании коэффициентов уравнения реакции

Слайд 9

скорость химической реакции определяется как изменение молярной концентрации одного из реагирующих веществ за единицу времени. Скорость химической реакции — величина всегда положительная.

Слайд 10

Факторы, влияющие на скорость химической реакции: Природа реагирующих веществ (прочность химических связей в веществе) Химическая реакция – процесс перераспределения химических связей между атомами, в результате которого образуются новые вещества. Чем прочнее внутренние химические связи в веществе, тем труднее оно вступает в реакцию.

Слайд 11

2. Температура (энергии активации): Энергия активации – энергия промежуточного состояния, выше которого суммарная энергия реагирующих частиц больше энергии ещё не вступивших в реакцию реагентов. В промежуточном состоянии старые химические связи уже разорваны, а новые, пока ещё не образованы. Для реакций, происходящих при в диапазоне 273-373 градусов кельвина, выполняется правило Вант-Гоффа : при повышении температуры на 10 градусов – скорость реакции увеличивается в 2-4 раза.

Слайд 12

3.Фактор Катализатора: Катализатор – промежуточный реагент, понижающий энергию активации химической реакции, за счёт образования промежуточных соединений с меньшими затратами энергии. Катализатор — вещества или внешние воздействия (например ультразвук или ионизирующие излучения), которые ускоряют различные химические и физические процессы (например полимеризация) в заданном направлении. Основная функция катализатора — образовывать с исходными веществами более реакционно-способные промежуточные соединения и комплексы, позволяющие снизить энергию активации химической реакции.

Слайд 13

4. Ингибитор. Ингибитор — вещество, замедляющие или предотвращающие течение различных химических реакций: окисления, полимеризации, коррозию металлов и др. Например, гидрохинон — ингибитор окисления бензальдегида ; соединения технеция — ингибитор коррозии сталей. Основная функция ингибитора — образовывать с исходными веществами менее реакционно-способные промежуточные соединения и комплексы, позволяющие увеличить энергию активации химической реакции.

Слайд 14

5. Концентрация (Закон действующих масс) Закон действующих масс устанавливает соотношение между массами реагирующих веществ в химических реакциях при равновесии. Закон действующих масс сформулирован в 1864—1867 гг. К. Гульдбергом и П. Вааге . Согласно этому закону скорость, с которой вещества реагируют друг с другом, зависит от их концентрации. Закон действующих масс используют при различных расчетах химических процессов. Он позволяет решить вопрос, в каком направлении возможно самопроизвольное течение рассматриваемой реакции при заданном соотношении концентраций реагирующих веществ, какой выход нужного продукта может быть получен.

Слайд 15

Скорость химической реакции прямопропорциональна произведению молярных концентраций реагентов: V хр= [SO 2 ] 2 [O 2 ] Если одно из реагирующих веществ находится в твердом состоянии, то реакция протекает на поверхности раздела фаз, поэтому концентрация твердого вещества не включается в уравнение действующих масс С (т) +СО 2 =2СО V хр= [ С O 2 ]

Слайд 16

6.Поверхность соприкосновения реагентов. Чем больше поверхность соприкосновения реагентов, тем быстрее протекает реакция. Поверхность твердых тел может быть увеличена путем измельчения и растворения.

Слайд 17

2. Химическое равновесие. Обратимая реакция - реакция, при которой продукты реакции могут реагировать между собой сообразованием исходных реагентов. Необратимая реакция - реакция, которая протекает до конца, т.е.до полного израсходования одного из реагирующих веществ.

Слайд 18

Признаки необратимости реакций: 1. образование газа Zn+2HNO 3 → Zn(NO 3 ) 2 +H 2 ↑ 2. образование малорастворимого соединения AgNO 3 + NaBr → AgBr ↓+ NaNO 3 3. Образование малодиссоциирующего вещества КОН+НС l→ КС l +Н 2 О 4. выделение энергии М n + O 2 → MnO 2 +Q

Слайд 19

В обратимой реакции концентрация реагентов постепенно уменьшается, что приводит к уменьшению скорости прямой реакции. Концентрация продуктов реакции пропорционально увеличивается, что приводит к увеличению скорости обратной реакции. Когда скорость прямой реакции станет равной скорости обратной реакции, наступает состояние равновесия.

Слайд 20

Константа равновесия – постоянная величина, полученная из отношения произведения концентраций продуктов реакции (в степенях их коэффициентов в уравнении реакции) к произведению концентраций реагентов (также в степенях их коэффициентов в уравнении реакции). Данная константа не зависит от исходных концентраций веществ и реакционной смеси .

Слайд 21

3. Факторы, влияющие на сдвиг константы равновесия 1.Изменение концентрации одного из реагирующих веществ. При увеличении концентрации одного из реагирующих веществ равновесие смещается в сторону его расхода, при уменьшении концентрации этого вещества равновесие смещается в сторону его образования. N 2 +3 H 2 <=>2 NH 3 Концентрация твердых веществ не входит в выражение константы равновесия, они не влияют на состояние равновесия.

Слайд 22

2. Температура. Повышение температуры смещает равновесие обратимой реакции в сторону, идущую с поглощением температуры. Понижение температуры смещает равновесие обратимой реакции в сторону, идущую с выделением температуры.

Слайд 23

3. Давление. Давление влияет на те реакции, в которых участвует хотя бы одно газообразное вещество. Повышение давления смещает равновесие в сторону, идущую с уменьшением количества газообразных веществ. Понижение давления смещает равновесие в сторону, идущую с увеличением количества газообразных веществ. N 2 +3 H 2 <=>2 NH 3

Слайд 24

Влияние изменения условий среды на равновесие системы отражается в принципе ЛеШателье - принцип смещения равновесия (1884): Если изменить одно из условий, при кторых система находилась в равновесии и таким образом нарушить равновесие, то в системе возникают такие процессы, которые ведут к восстановлению состояния равновесия.

Слайд 25

Выводы из принципа: При удалении из сферы реакции одного из образующих веществ, обратимая реакция пойдет до конца Чтобы полностью использовать одно из реагирующих веществ, надо действовать на него избытком другого вещества.

Слайд 26

IV . Закрепление. Записать закон действующих масс, определить в какую сторону сместится состояние равновесия при повышении давления для реакции: СО+С l 2 = COCl 2 Записать уравнение константы химического равновесия для реакции: 2Н 2 S +3 O 2 =2 H 2 O +2 SO 2

Слайд 27

V . Задание на дом. Тема: Скорость химических реакций Записать закон действующих масс, уравнение константы химического равновесия определить в какую сторону сместится состояние равновесия при понижении температуры для реакции: Fe( т ) +4 H 2 O = Fe 3О4(т)

Слайд 28

Спасибо за внимание!

Слайд 1

Комплексные соли

Слайд 2

Цель занятия: сформировать знания студентов о комплексных солях. Задачи : Сформировать умения студентов по номенклатуре комплексных солей. Закрепить знания студентов по свойствам неорганических солей.

Слайд 3

В результате освоения темы «Комплексные соли» обучающийся должен уметь: 1. Доказывать с помощью химических реакций химические свойства веществ неорганической природы, в том числе лекарственных. 2. Составлять формулы комплексных соединений и давать им названия. В результате освоения темы «ТЭД» обучающийся должен знать: 1. Периодический закон и характеристику элементов периодической системы Д.И. Менделеева. 2. Основы теории протекания химических процессов. 3. Строение и реакционные способности неорганических соединений. 4. Способы получения неорганических соединений. 5. Теорию растворов и способы выражения концентрации растворов; формулы лекарственных средств неорганической природы.

Слайд 4

В результате освоения темы «ТЭД» обучающийся должен овладеть профессиональными (ПК) и общими (ОК) компетенциями: ОК 2. Организовывать собственную деятельность, определять методы и способы выполнения профессиональных задач, оценивать их эффективность и качество. ОК 3. Решать проблемы, оценивать риски и принимать решения в нестандартных ситуациях. ПК 1.1. Организовывать прием, хранение лекарственных средств, лекарственного растительного сырья и товаров аптечного ассортимента в соответствии с требованиями нормативно-правовой базы. ПК 1.6. Соблюдать правила санитарно-гигиенического режима, охраны труда, техники безопасности и противопожарной безопасности. ПК 2.1. Изготавливать лекарственные формы по рецептам и требованиям учреждений здравоохранения. ПК 2.2. Изготавливать внутриаптечную заготовку и фасовать лекарственные средства для последующей реализации. ПК 2.3.Владеть обязательными видами внутриаптечного контроля лекарственных средств.

Слайд 5

План: Комплексные соединения Номенклатура комплексных соединений. Комплексон III

Слайд 6

1. Комплексные соединения (координационные соединения) — сложные химические вещества, в составе кото­рых имеются комплексные ионы, образованные центральным атомом и связанными с ним лигандами . Теорию строения комплексных соединений разработал швейцарский химик А. Вернер . Согласно теории А. Вернера, в центре комплексного соединения находится центральный ион-комплексообразователь. Ионами-комплексообразователями являются катионы металлов. Наибольшую склонность к комплексообразованию проявляют ионы d -элементов. Вокруг центрального иона-комплексообразователя находятся противоположно заряженные ионы или нейтральные молекулы, которые называют лигандами , или аддендами.

Слайд 7

Ион-комплексообразователь и лиганды составляют внутреннюю сферу комплексного соединения, которую обозначают квадратными скобками. Число лигандов ( аддендов ), которые координируются вокруг центрального иона-комплексообразователя, называется координационным числом. Заряд комплексного иона равен алгебраической сумме зарядов иона-комплексообразователя и лигандов . Например:

Слайд 8

Комплексные соединения не всегда построены из ионов; заряды атомов и молекул, входящих в состав комплекса обычно невелики. Поэтому более правильно пользоваться термином «центральный атом», а не «центральный ион». Центральный атом. Чаще всего центральными атомами являются ионы металлов, d -элементов: С u , Ag , Pt , Cr , Fe , Zn и т. д. Но в состав некоторых комплексных соединений могут вхо­дить и ионы щелочных и щелочно-земельных металлов ( Na , Са , Mg ).

Слайд 9

Заряд центрального иона является основным фактором, влияющим на координационное число. Координационное число не является неизменной величиной. Даже для одних и тех же комплексообразователей и лигандов координационное число зависит от агрегатного состояния вещества, от концентрации, температуры.

Слайд 10

Лигандами ( lig ) могут быть нейтральные молекулы ( NH 3 , Н 2 0, этилендиамин ), могут быть ионы. Лиганды , занимающие во внутренней сфере одно место называются монодентатными , два места — бидентатными , несколько мест — полидентатными . Дентатность лиганда — число мест, которое занимает лиганд во внутренней сфере комплексного соединения. Лиганды внутренней сферы могут замещаться на другие молекулы или ионы, при этом изменяется заряд комплексного иона, например:

Слайд 11

Типы комплексных соединений В зависимости от лигандов , входящих в состав комплексов, комплексные соединения делятся на: Аммиакаты : лиганд NH 3 , например, [ Cu ( NH 3 )] S 0 4 . Аминаты : лиганды молекулы аминов — CH 3 NH 2 — метиламин, C 2 H 5 - NH 2 - этиламин , например, [ Cu ( CH 3 NH 2 ) 2 ]. Аквакомплексы : : лиганд Н 2 0.Например: [Со(Н 2 0) 6 ] 3 С1; [ Сг (Н 2 0) 6 ]С1 3 ; [А1(Н 2 0) 6 ] 3 С1. Ацидокомплексы : лиганды — анионы кислотных остатков, например: K 2 [ PtCl ] ; KJFe ( CN ) 6 ]; К 2 [СоС1 4 ]. Гидроксокомплексы : лиганды — лиганды ОН - , например, Na 2 [ Sn ( OH ) ]; Na 2 [ Zn ( OH ) ]; К 3 [А1(ОН) 6 ]. Смешанные комплексы (переходные) включают различные лиганды . Например: переходный ряд между аммиакатами и ацидокомплексами (координационное число сохраняется), например: [ Pt ( NH 3 ) 4 ] Cl 2 ; [ Pt ( NH 3 ) 4 Cl ] Cl ; [ Pt ( NH 3 ) 2 Cl 2 ]; K [ Pt ( NH 3 ) Cl 3 ]; K 2 [ PtCl 4 ].

Слайд 12

Циклические ( хелатные ) комплексы: содержат полидентатный лиганд , который «захватывает центральный ион подобно клешням» образуя цикл. Между центральным атомом и лигандом образуется только один вид связи, например, ионные связи, где Me — металл донорно-акцепторные связи

Слайд 13

Внутрикомплексные соединения. Полидентатный лиганд образует с центральным атомом циклическое соединение за счет разных типов связей: донорно-акцепторной и ионной связей. Например: Хелатные соединения отличаются особой прочностью, т.к. центральный атом в них как бы «блокирован» циклическим лигандом .

Слайд 14

2. Номенклатура комплексных соединений Названия солей, содержащих комплексный катион, и солей, содержащих комплексный анион, отличаются по своей структуре. 1. Соль содержит комплексный катион Первым называют анион соли (сульфат, фосфат, хло­рид и др.). Называют входящие во внутреннюю сфе­ру лиганды-анионы с окончанием на «о» (ОН - — гидро -, С1 - - хлоро , N 0 2 - - нитро и т. д.) Назы­вают лиганды , представляющие собой нейтральные полярные молекулы ( NH 3 называют « аммин », Н 2 0 — « аква ») Если одинаковых лигандов во внутренней сфере комплекса больше одного, то их количество указывают греческими числительными (2 — ди , 3 — три, 4 — тетра, 5 - пента, 6 — гекса и т. д.) Последними называют центральный ион-комплексообразователь, причем металлы называют в русской транскрипции. Если центральный атом имеет переменную валентность, то ее указывают римской цифрой в скобках после названия комплексообразователя. Например: [ Ag ( NH 3 ) 2 ] Cl - хлорид диамминсеребра ( I) [Cu(NH 3 ) ] S 0 4 — сульфат тетраамминмеди (II) [ Со( N Нз ) 4 С1 2 ]С1 - хлорид дихлоротетрааммин кобальта (III).

Слайд 15

2. Соль содержит комплексный анион Сначала называют лиганды-анионы , Затем молекулярные лиганды с окончанием «о», указывая количество их греческими числительными. Называют комплексообразователь, используя латинское название элемента с прибавлением суффикса « ат ». Валентность центрального иона (если это необходимо) отмечается римскими цифрами в скобках после названия элемента. Последним называют катион, находящийся во внешней сфере (русское название элемента в родительном падеже). Число катионов в названии соли не указывается. Например: K 4 [ Fe ( CN ) 6 ] — гексацианоферрат (II) калия; K 3 [ Fe ( CN ) e ] - гексацианоферрат (III) калия; K 2 [ HgI 4 ] — тетрайодомеркуриат (II) калия.

Слайд 16

Комплексон III (этилендиаминтетрауксусной кислоты двунатриевая соль, трилон Б, хелатон III ) - представляет собой белый кристаллический порошок или кристаллы белого цвета, хорошо растворимые в воде и щелочах, очень малорастворимые в спирте ;растворимость в воде при температуре 20 °C составляет 100 г/л, при температуре 80 °C – 230 г/л. ж; рН 1%-ного водного раствора 4,5; рН препарата с массовой долей 5% 4-5.5. Образует очень устойчивые комплексные соединения с большинством катионов . Молекулярная масса: 336,21. Вступает в реакцию с сильными окислителями. При хранении не допускать контакта с алюминием, цинком, никелем, медью и медными сплавами.

Слайд 17

Формула Na2C10H14O8N2*2H2O или

Слайд 18

Применение Основная функция: делает нерастворимые соли металлов растворимыми. В аналитической химии для определения многих катионов и анионов, напр.: Ca , Mg , Cu , Со, N i , Zn , Fe , Mo , Al , редкоземельных элементов, Tc , U, SO 4 2− , PO 4 3− , CN − и др. при потенциометрических, полярографических и амперометрических определениях, для маскировки, В производстве медицинских препаратов и при отравлениях тяжелыми металлами, В производстве бытовой химии и синтетических моющих средств, При консервировании и др. В реставрации для удаления следов коррозии с изделий из бронзы и других цветных металлов, особо хорошо себя проявляет в очистке изделий из В промышленности для промывки теплоэнергетического оборудования, труб, котлов; водоподготовки в котельных и теплосетях; в виде стабилизатора в процессах полимеризации; в целлюлозно-бумажной промышленности; при производстве каучука; в аналитической химии и в многих других областях.

Слайд 19

Описание ТРИЛОН Б является торговым названием динатриевой соли этилендиаминтетрауксусной кислоты и представляет собой кристаллический порошок белого цвета. Данное название введено фирмой БАСФ и использовалась как торговая марка для данного вещества, но очень быстро вошло в обиход и используется другими фирмами для обозначения продукта. Используются также тринатриевая и тетранатриевая соль этилендиаминтерауксусной кислоты, но для связывания одного и того же количества ионов их надо брать в большем количестве. ТРИЛОН Б это ион коагулянт. Схема действия его основана на извлечении ионов металла из нерастворимых солей металлов и замещения их на ионы натрия, почти все соли которого растворимы в воде причем независимо от валентности металла 1 молекула трилона реагирует с 1 молекулой металла. Это ценное свойство нашло огромное применение в аналитике.

Слайд 20

ТРБ-2Na + CaCO3 ----> ТрБ-Ca + Na2Co3 ( раств ) ( нераств ) ( раств ) ( раств ) Аналогичное взаимодействие происходит с ионами меди железа (II и III) магния, марганца. Причем ТРИЛОН Б не является окислителем, и не взаимодействует с металлами, находящимися в нулевой степени окисления.

Слайд 21

Благодаря вышеуказанным свойствам ТРИЛОН Б находит широкое применение различных областях промышленности. В частности, его применяют для очистки трубопроводов котлов и нагревательных элементов от накипи и ржавчины. Накипь - это известковый нарост образованный солями магния и кальция, всегда присутствующих в любой воде, и определяющих ее жесткость. Образуется в трубопроводах, на нагревательных элементах из-за уменьшения растворимости солей с повышением температуры. В результате чего уменьшается полезное сечение трубопроводов, а в теплообменниках значительно падает коэффициент теплообмена. Аналогично, Трилон Б применяют для очистки автомобильных систем охлаждения, защиты стиральных машин как отдельный препарат или в комплексе со стиральным порошком. Трилон Б применяют также в аналитической химии, для качественного и количественного определения солей металлов, благодаря возможности вещества образовывать с ионами металлов комплексоны, окрашенные в различный цвет. Причем цвет раствора будет зависеть от иона металла, с которым образован комплекс.

Слайд 22

Опасность для человека Может вызвать раздражение кожных покровов, слизистых оболочек глаз и дыхательных путей и симптомы бронхита.

Слайд 23

Средства индивидуальной защиты Противопылевой респиратор, средства защиты лица, глаз. Меры первой помощи Вынести пострадавшего на свежий воздух, снять загрязненную одежду. Глаза и кожные покровы тщательно и обильно промыть водой. Оттягивать веки от глазных яблок для более полного промывания. При проглатывании прополоскать рот, дать воды для питья.

Слайд 24

IV . Закрепление. Что такое комплексные соединения? Что такое центральный ион, лиганды ? Какое строение имеет комплексное соединение? Какие элементы могут являться комплексообразователями? Какие частицы могут быть лигандами ? Перечислите типы комплексов. Какие типы химических связей могут быть между центральным атомом и лигандами ? Как называются комплексы анионного типа? Как называются комплексы катионного типа?

Слайд 25

Домашнее задание. Назвать соль, определить заряд внутренней и внешней координационной сферы, комплексообразователя, обозначить комплексообразователь и лиганд . [ Ag ( NH 3 ) 4 ] Cl [ Cu ( NH 3 ) 4 ] SO 4 [ Co ( NH 3 ) 4 ( NO 2 ) 2 ] Cl К[ Al ( SO 4 ) 2 ] К 2 [ PtCl 6 ]

Слайд 26

Спасибо за внимание!