Презентации уроков по химии 9 класс
презентация к уроку по химии (9 класс)

Слайд 1

Слайд 2

V A Азот N 7 14,0067 N 0 + 3ē → N -3 N 0 – 5ē → N +5 +7 2 5 Степени окисления : о т -3 до +5

Слайд 3

NH 3 -3 N 2 O +1 NO +2 HNO 2 +3 NO 2 +4 HNO 3 +5 Восстановитель Окислитель

Слайд 4

NaNO 3

Слайд 5

Круговорот азота в природе N 2

Слайд 6

Круговорот азота в природе N 2 Органические соединения Минеральные соединения Бактерии (Соли аммония и нитраты) Клубеньковые бактерии

Слайд 7

N 2 + O 2 ↔ 2NO 2NO + O 2 ↔ 2NO 2 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HNO 3 Нитраты натрия, кальция и калия

Слайд 8

N 2 N ● ● ● ● ● N ● ● ● ● ● ― N N ― ― Азот – малоактивное вещество . Азот является бесцветным газом, не имеет запаха и вкуса. Не сжижается при обычной температуре . Азот плохо растворим в воде. Т емпература плавления азота -210 0 С, а температура кипения - 196 0 С.

Слайд 9

Химические свойства азота 1. Реакции с металлами 6 Li + N 2 = 2 Li 3 N 0 0 +1 -3 6 ē Восст -ль Ок-ль 3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 0 0 +2 -3 н итрид лития н итрид магния 3 ē Восст -ль Ок-ль 2 . Реакция с водородом N 2 + 3 H 2 2 NH 3 + Q 0 0 -3 +1 Восст -ль Ок-ль реакция соединения реакция экзотермическая р еакция обратимая р еакция каталитическая окислительно - восстановительная реакция гомогенная t аммиак

Слайд 10

3 . Реакция с кислородом Химические свойства азота N 2 + O 2 2 NO – Q 0 0 +2 - 2 Восст -ль о ксид азота (II) Ок-ль окислительно - восстановительная р еакция соединения р еакция обратимая р еакция эндотермическая р еакция некаталитическая р еакция гомогенная В реакциях с металлами и водородом азот проявляет окислительные свойства . В реакциях с кислородом азот проявляет восстановительные свойства .

Слайд 11

Применение азота 1 1 - производство аммиака и азотной кислоты 2 2 - создание инертной среды 3 3 - сушка взрывчатых веществ 4 4 - хранении ценных произведений живописи и рукописей 5 5 - наполнение электрических ламп 6 6 - при лечении туберкулёза лёгких, заболеваний позвоночника и суставов

Слайд 12

Д. Резерфорд В 1772 г. в экспериментах по сжиганию веществ обнаружили газ, не поддерживающий дыхание и горение. К. Шееле А. Лавуазье В 1787 г. установил наличие в воздухе газа, не поддерживающего дыхания и горения. Он дал название этому газу «азот», означающее « безжизненный ». Ж. Шапталь В 1790 г. дал азоту другое название – нитрогениум – «рождающий селитру».

Слайд 13

Определите массу соединения, которое образуется при нагревании металлического магния массой 7,2 г в азоте объёмом ( н.у .) 10 л. Дано: m (Mg) = 7,2 г m (Mg 3 N 2 ) - ? Решение: n (N 2 ) = = V (N 2 ) = 10 л 3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 t n = M (Mg) = 24 г/моль n (Mg) = = = 0,3 моль = 0,446 моль 3 моль 1 моль Азот в избытке

Слайд 14

Определите массу соединения, которое образуется при нагревании металлического магния массой 7,2 г в азоте объёмом ( н.у .) 10 л. Дано: m (Mg) = 7,2 г m (Mg 3 N 2 ) - ? Решение: V (N 2 ) = 10 л 3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 t 3 моль 1 моль 1 моль 0,3 моль 0,1 моль n ( Mg 3 N 2 ) = = 0,1 моль M (Mg 3 N 2 ) = 24 · 3 + 14 · 2 = 100 г/моль m = M · n m ( Mg 3 N 2 ) = 0,1моль · 100 г/моль = 10 г Ответ: m ( Mg 3 N 2 ) = 10 г

Слайд 1

Слайд 2

Галогеноводороды Общая формула Н + Г - F Cl Br I HF HCl HBr HI Это бесцветные газы, с резким запахом, токсичны. О чень хорошо растворяются в воде с образование соответствующих кислот. Галогеноводороды дымятся во влажном воздухе.

Слайд 3

HF HCl HBr HI Растворы галогеноводородов в воде – кислоты . Фтороводородная кислота, п лавиковая. Хлороводородная кислота, с оляная. Бромоводородная кислота. Йодоводородная кислота. Н F Н Cl Н Br Н I Сила кислот

Слайд 4

Хлороводород В промышленности: H 2 + Cl 2 = 2 HCl В лаборатории: NaCl ( кр .) + H 2 SO 4 ( конц .) = HCl ( г ) + NaHSO 4 ( кр .) Cl 2 H 2 HCl H 2 O NaCl H 2 SO 4 HCl

Слайд 5

Соляная кислота Э то бесцветная жидкость, дымящаяся на воздухе. Тяжелее воды. В химических реакциях она проявляет свойства типичных кислот . Взаимодействие с металлами Zn + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2 ↑ 0 +2 Zn – восстановитель. Н – окислитель. +1 0

Слайд 6

Соляная кислота Взаимодействие с основными оксидами MgO + 2 HCl = MgCl 2 + H 2 O MgO + 2 H + = Mg 2+ + H 2 O Взаимодействие с основаниями Хлорид магния NaOH + HCl = NaCl + H 2 O OH - + H + = H 2 O Хлорид натрия Взаимодействие с солями CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + CO 2 ↑ + H 2 O CaCO 3 + 2H + = Ca 2+ + CO 2 ↑ + H 2 O Хлорид кальция

Слайд 7

HCl 1 1 – очистка поверхности металла; 2 2 – при паянии; 3 3 – получение солей; 4 4 – получение пластмасс и других с интетических материалов; 5 5 – получение лекарственных средств; 6 – получение красок. 6

Слайд 8

HF HCl HBr HI Соли Фториды Хлориды Бромиды Йодиды Ag + + Cl - = AgCl ↓ Ag + + Br - = AgBr ↓ Ag + + I - = AgI ↓ Ca 2+ + 2 F - = CaF 2 ↓

Слайд 9

SiO 2 + 4HF = SiF 4 ↑ + 2H 2 O Травление стекла плавиковой кислотой

Слайд 10

Природные соединения галогенов Г алит – NaCl Сильвин и сильвинит – KCl Флюорит – CaF 2 Бром и йод Галогены