Презентации по химии
Здесь представлены презентации по химии для 8 и 9 класса, применяемые на уроке
Скачать:
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
Кислород — химически активный неметалл . При нормальных условиях — газ без цвета, вкуса и запаха. Молекула состоит из двух атомов кислорода, в связи с чем его также называют дикислород . Жидкий кислород имеет светло-голубой цвет, а твёрдый представляет собой кристаллы светло-синего цвета. Формула -
Существуют и другие аллотропные формы кислорода, например, озон Газ синего цвета с резким характерным запахом, образуется в природных условиях под воздействием ультрафиолета и электрических разрядов. Озон очень недолговечен — он живет не более получаса.
Более 1500 соединений земной коры в своём составе содержат кислород. Нахождение в природе Кислород — самый распространённый на Земле элемент , на его долю приходится около 46,6 % массы твёрдой земной коры. Морские и пресные воды содержат огромное количество связанного кислорода — 88,8 % (по массе). В атмосфере содержание свободного кислорода составляет 20,95 % по объёму и 23,12 % по массе.
Кислород входит в состав многих органических веществ и присутствует во всех живых клетках . По числу атомов в живых клетках он составляет около 25 %, по массовой доле — около 65 %. Нахождение в природе
Официально считается, что кислород был открыт английским химиком Джозефом Пристли 1 августа 1774 года путём разложения оксида ртути в герметично закрытом сосуде (Пристли направлял на это соединение солнечные лучи с помощью мощной линзы). История открытия
Приборы Дж.Пристли , с помощью которых был открыт кислород Лаборатория Дж.Пристли
Пристли не понял, что открыл новое простое вещество, считая, что выделил одну из составных частей воздуха (и назвал этот газ « дефлогистированным воздухом»). О своём открытии Пристли сообщил выдающемуся французскому химику Антуану Лавуазье. В 1775 году А. Лавуазье установил, что кислород является составной частью воздуха, кислот и содержится во многих веществах.
Слово кислород (именовался в начале XIX века ещё « кислотвором ») своим появлением в русском языке обязано М.В. Ломоносову , который ввёл в употребление слово «кислота»; таким образом слово «кислород», в свою очередь, явилось калькой термина «оксиген», предложенного А. Лавуазье, который переводится как « порождающий кислоту » Происхождение названия
Получение кислорода в лаборатории
Собирание кислорода методом вытеснения воды Получение кислорода в лаборатории Собирание кислорода методом вытеснения воздуха
Жидкий кислород — это бледно-голубая жидкость. Физические свойства При нормальных условиях кислород — это газ без цвета, вкуса и запаха . кислород воздух 1 литр кислорода = 1,429 г Слабо растворяется в воде и спирте. Хорошо растворяется в расплавленном серебре. Твёрдый кислород — синие кристаллы.
При нагревании кислород энергично реагирует со многими веществами, при этом выделяются теплота и свет . Такие реакции называют реакциями горения . Химические свойства
Горе́ние — химическая реакция, при которой происходит окисление вещества с выделением теплового излучения, света и лучистой энергии. Горение спички Горение натрия
Во многих металлургических агрегатах для более эффективного сжигания топлива вместо воздуха в горелках используют кислородно-воздушную смесь. Применение. Металлургия Кислород в баллонах голубого цвета широко используется для газопламенной резки и сварки металлов.
В качестве окислителя для ракетного топлива применяется жидкий кислород, азотная кислота и другие богатые кислородом соединения . Смесь жидкого кислорода и жидкого озона — один из самых мощных окислителей ракетного топлива. Применение. Ракетное топливо
Медицинский кислород хранится в металлических газовых баллонах высокого давления и используется для обогащения дыхательных газовых смесей в наркозной аппаратуре , при нарушении дыхания. Для индивидуального применения медицинским кислородом из баллонов заполняют специальные прорезиненные ёмкости — кислородные подушки. Применение. Медицина
В пищевой промышленности кислород используют как упаковочный газ. Применение. Пищевая промышленность Применение. Химическая промышленность Применение. Сельское хозяйство В тепличном хозяйстве, для прибавки в весе у животных, для обогащения кислородом водной среды в рыболовстве. В химической промышленности кислород используют как реактив-окислитель в многочисленных синтезах
Примерно века два назад Открыт он был случайно. Сейчас знаком с ним стар и млад, И он для вас не тайна. Известно, что горят отлично В нем сера, фосфор, углерод, Железо, магний. Энергично Сгорает также водород. Без газа этого на свете Не жили б звери и народ. И вам теперь известно, дети, Его названье – кислород!
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
Человек и все, что его окружает — и живая и неживая природа, — непрерывно изменяются. И с веществами происходят разнообразные изменения, или явления.
Вещество может быть измельчено в порошок, расплавлено, растворено и вновь выделено из раствора. При этом оно останется тем же самым веществом.
Куски сахара можно измельчить в ступке в мелкий, как пыль, порошок. Сахарные пылинки можно разглядеть лишь в микроскоп. Куски сахара мы дробим на еще более мелкие частички не прибегая к молотку и ступке, просто растворяя его. Выпарим из раствора сахара воду, и молекулы сахара опять соединятся друг с другом в кристаллы. При измельчении и растворении в воде сахар остается сахаром.
При испарении вода переходит в пар. Водяной пар — это вода в газообразном состоянии .
При охлаждении вода превращается в лёд. Лёд – это вода в твердом состоянии . Мельчайшая частичка воды — это молекула воды. Мельчайшая частичка льда и водяного пара тоже молекула воды.
Жидкая вода, лед и водяной пар не разные вещества, а одно и то же вещество (вода) в разных агрегатных состояниях .
Во внешней оболочке Солнца, где температура около 6000°С, металлы находятся в газообразном состоянии . Подобно воде, и другие вещества можно переводить из одного агрегатного состояния в другое. Любой металл можно не только расплавить, т.е. перевести в жидкое состояние, но и превратить в газ.
Наоборот, газ путем охлаждения может быть переведен в жидкое и твердое состояние, например углекислый газ — в «сухой лед». При всех этих явлениях других веществ не образуется. Как нам известно из курса физики, явления, при которых не происходит превращений одних веществ в другие, относят к физическим явлениям .
Загадки На огне котел стоит, А в котле вода кипит. Жидкость стала убывать. Что же стало прибывать?
Загадки В каком агрегатном состоянии Джин, Если он без труда покидает кувшин?
Загадки В трубку дует стеклодув, Ваза получается. Здесь расплавленным стеклом Форма заполняется. Свойство жидкости назвать Всем нам предлагается.
Вопросы для закрепления Относится ли к физическим явлениям: а) образование облаков, б) фильтрование, в) кристаллизация, г) испарение? Почему? Какие физические явления вы наблюдали: а) в домашних условиях, б) в школьных мастерских, в) в природе?
Вопросы для закрепления Какие способы можно применить для разделения смесей: а) железных опилок с медными, б) мела с сахаром, в) растительного масла с водой? Как выделить поваренную соль из ее раствора в воде? Укажите в каждом случае, на каких свойствах веществ, составляющих смесь, основано выделение одного из них .
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
Медная пластинка, если ее сильно, нагреть на воздухе, теряет свей плеск, покрываясь налетом черного цвета, который можно легко соскоблить. Повторяя это много раз, можно всю медь превратить в черный порошок — медную окалину, или оксид меди. Это новое вещество с новыми свойствами . При охлаждении оно не становится медью.
Лента металла магния, если ее поджечь, горит с ослепительным светом. Получается новое вещество белого цвета — оксид магния.
Нагреем в пробирке сахар. Скачала он плавится (физическое явление), а затем начинает буреть, появляется едкий запах, из расплава вырываются пары, оседают на холодных стенках пробирки капли воды (хотя сахар был совершенно сухим). В конце концов сахар превращается в черное вещество, совершенно безвкусное, неплавкое, нерастворимое в воде. Это уголь. Сахар разложился на новые, непохожие на него вещества, в том числе уголь и воду.
Когда древесина горит, нам кажется, что образующие ее вещества исчезают бесследно .
По внесем зажженную спичку в перевернутый вверх дном стакан — стенки стакана изнутри запотеют, на стекле осядут капельки воды.
Сполоснем стакан известковой водой, закроем стеклышком и встряхнем. Капельки известковой воды помутнеют. Таким свойством — мутить известковую воду — обладает углекислый газ. Древесина, сгорая, не исчезает бесследно, а превращается в воду и углекислый газ .
Во всех случаях из одних веществ получаются другие вещества. Что общего в описанных явлениях? Химические явления называют иначе химическими реакциями.
Физические явления Химические явления Изменение окраски Появление запаха Образование осадка Выделение газа Поглощение или выделение теплоты Признаки явлений Изменение состояния или формы вещества Образование новых веществ не происходит
Вновь оглянемся вокруг. Многие материалы, из которых изготовлены окружающие нас вещи, не взяты в природе в готовом виде, а изготовлены на заводах с помощью химических реакций. С химическими реакциями мы встречаемся всюду. Химические реакции все время протекают в нашем организме.
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
— это вещества, образованные из атомов одного элемента Например , железо — Fe , азот - N 2 , ртуть — Hg ПРОСТЫЕ ВЕЩЕСТВА О О Молекула кислорода О Атом кислорода О Атом кислорода О 2 О + О
если простое вещество твердое или жидкое , то его молекулу записываем в виде одного элемента: С, Fe , Pt , S, Ca и т.д. При написании формул простых веществ есть одно маленькое правило : если простое вещество — газ , то его молекула двухатомная: N 2 , H 2 , O 2 , Cl 2 ( кроме брома и йода — эти вещества твердые)
или химические соединения, — это вещества, образованные атомами разных элементов Сложные вещества Самый простой пример — H 2 O — водичка Н Н О Молекула воды О Атом кислорода Н Атом водорода Н Атом водорода Н 2 О О + Н + Н
Как правильно писать эти формулы? валентность и степень окисления Есть 2 понятия, которые надо знать и уметь отличать друг от друга -
Валентность элемента — это количество связей, которые может образовывать атом. У атома может быть несколько валентностей. У металлов (1-я, 2-я и 3-я группы) валентность = номеру группы. Например, Al — в третьей группе, значит, его валентность = 3
Берем S — она находится в 6-й группе периодической системы. Следовательно , макс.валентность элемента = номеру группы = 6 (H2SO4) промежуточные валентности: 4 (H2SO3) минимальная валентность = 8 - № группы = 2 (H2S) У неметаллов : максимальная валентность элемента = номеру группы, промежуточные = № группы - 2 минимальная = 8 - № группы
Валентность = количество связей, и вот как это выглядит структурно: цифры — валентность каждого атома
По сути — это тоже число, но со знаком «+» или «-». Например , в соединении H 2 S — водород Н будет положительно заряженным ионом, степень окисления = + 1, S — отрицательно со степенью окисления элемента = -2: Степень окисления элемента - - это условный заряд атома в соединении +1 -2 H 2 S
Степень окисления может у одного и того же элемента может отличаться не только по знаку, но и численно, например : у кислорода в воде (H 2 O) валентность = 2, степень окисления = -2 ; у кислорода в перекиси водорода ( H 2 O 2 ) валентность = 2, степень окисления = -1 Кстати, ион — заряженная частица, образующаяся в результате потери или присоединения атомом или молекулой одного или нескольких электронов .
1. Химическая связь образуется А. всеми электронами всех атомов Б. парой электронов В. одним электроном Г. ядрами атомов ТЕСТ 2. Укажите вещества с ковалентной полярной связью : А. H 2 O, Cl 2 , H 2 SO 4 Б. S, H 2 , O 2 В. H 2 S, H 2 O, CO 2 Г. HCl , NaCl , H 2 O
3. Вещество с ионной связью : А. NaCl Б. SiO 2 В. H 2 S Г. F 2 ТЕСТ 4. Вещества с ковалентной связью: А. не проводят электрический ток Б. имеют высокие температуры плавления В. теплопроводны Г. имеют ионную кристаллическую решетку
5. Высокая t плавления и кипения, твердое, тугоплавкое , хорошо растворимо в воде . Раствор проводит электрический ток. Все это характеристики вещества с А. металлической связью Б. ковалентной связью В. ионной связью Г. водородной связью ТЕСТ 6. Ковалентная и ионная связь у веществ : А. O 2 и H 2 Б. NaCl и Na 2 O В. CO 2 и С aCl 2 Г. C и С u
7. В веществе Na 2 SO 4 связи : А. ионные и ковалентные полярные Б. ионные В. все ковалентные Г. металлическая и ионная ТЕСТ 8. Наименьшая длинна связи в молекуле : А. HJ Б. H 2 O В. H 2 S Г. NH 3
9. Вещество, способное образовать водородные связи: А. CO 2 Б. BF 3 В. CH 3 OH Г. H 2 ТЕСТ 10. 1) вещества с металлической связью имеют высокие температуры плавления 2 ) вещества с ковалентной связью имеют низкие температуры плавления А. оба утверждения верны Б. оба утверждения неверны В. верно только 1 ) Г. верно только 2)
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
Все элементы в системе расположены в порядке увеличения заряда ядра (= количеству протонов, следовательно, = количеству электронов ) Горизонтальные ряды — это ПЕРИОДЫ . Их 7 штук — по числу энергетических уровней атома. Номер периода
Первый период состоит из атомов, в которых электронная оболочка состоит из одного уровня (элементы выделены красным ) во втором периоде — из двух («красные» и «желтые») в третьем — из трех («красные», «желтые» и один пустой слой) , в четвертом — из четырех и т.д. Каждый новый период начинается тогда, когда начинает заполняться новый энергетический уровень
В периодической системе каждый период начинается элементами, атомы которых на внешнем уровне имеют один электрон, — атомами щелочных металлов — и заканчивается элементами, атомы которых на внешнем уровне имеют 2 (в первом периоде) или 8 электронов ( во всех последующих) — атомами благородных газов.
Группы — вертикальные ряды — атомы располагаются по возрастанию заряда ядра, количества электронов, атомы одной группы имеют сходное электронное строение. Номер группы соответствует количеству электронов на внешнем энергетическом уровне . В этом примере нам дана 6-я группа, значит, у всех элементов этой группы 6 электронов на внешнем уровне.
Группы подразделяются на подгруппы — главные ( в столбце выровнены по правому краю), это подгруппы, содержащие s- и p- элементы, начинающиеся с элементов первого и второго периодов , и побочные ( выровнены по левому краю), содержащие d-элементы . ГЛАВНЫЕ ПОБОЧНЫЕ
Максимальное число электронов на энергетическом уровне — 8 . Число переходных элементов (элементов побочных подгрупп) определяется максимальным числом электронов на d-подуровне и равно 10 в каждом из больших периодов. Максимальное число электронов на уровне: S - 2 электрона p - 6 d - 10
Теперь рассмотрим «содержимое» ячейки системы N 7 АЗОТ 14,00 7 ЭТО СИМВОЛ ЭЛЕМЕНТА ПОРЯДКОВЫЙ НОМЕР АТОМА = заряду ядра (кол-ву протонов) = общему количеству электронов АТОМНАЯ МАССА
находится во 2-ом периоде, значит в атоме 2 энергетических уровня располагается в 5-ой группе, значит, на внешнем энергетическом уровне у него 5 электронов Так по содержимому периодической системы можно проанализировать любой элемент — определить заряд его ядра, количество электронов, количество энергетических уровней и атомную массу.
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
Изменения свойств химических элементов и их соединений в группах В группах все элементы имеют сходное электронное строение.
Различий в наполнении внешнего энергетического уровня электронами нет. Номер группы периодической системы соответствует числу электронов на внешней электронной оболочке атомов элементов этой группы
Меняется размер атома - сверху вниз в группе радиусы атомов увеличиваются ! Периодический закон Д. И. Менделеева: « свойства химических элементов ; а также формы и свойства образуемых ими простых веществ и соединений находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов » это означает:
в группе сверху вниз: усиливаются основные свойства их соединений внешние электроны все слабее притягиваются к ядру атома; возрастает способность атома отдавать электроны . способность отдавать электроны = металлические свойства, т.е. закономерность изменения химических свойств элементов и их соединений в группах: возрастают металлические свойства элементов
Изменения свойств химических элементов и их соединений в периодах
Номер периода (горизонтального ряда периодической таблицы) совпадает с номером высшей занятой электронной орбитали .
в периоде слева направо другая картина : усиливаются кислотные свойства их соединений радиусы атомов уменьшаются ; количество электронов на внешнем слое при этом увеличивается; электроотрицательность элементов = неметаллические свойства увеличивается закономерности изменения химических свойств элементов и их соединений в периодах : возрастают неметаллические свойства элементов, электроотрицательность ;
С увеличением заряда ядра атомов наблюдается постепенное закономерное изменение свойств элементов и их соединений от металлических к типично неметаллическим, что связано с увеличением числа электронов на внешнем энергетическом уровне В ИТОГЕ Восстановительные и металлические свойства Окислительные и неметаллические свойства Восстановительные и металлические свойства
Zn Cr Al Sn Pb Mn Fe Be Есть еще элементы, которые образуют так называемые амфотерные соединения . Они проявляют как металлические, так и неметаллические свойства.
В ряду Li → Ве → В → С А усиливаются восстановительные свойства простых веществ Б усиливается основность соединений В усиливаются кислотные свойства соединений Г кислотные свойства элементов ослабевают Тест
2. Усиление металлических свойств элементов представлено в ряду : А N → Р → As Б S → Р → Si В Sb → As → P Г Al → C → N
3. Электронную конфигурацию 1s(2)2s(2)2р(6)3s(2) Зр (6)4S(0) имеет ион А Ca (0 ) Б Al (3 +) В Cs (+) Г K (+)
4. В каком ряду кислотность соединений возрастает А Cr(0), Cr(3+), Cr(+6) Б Mn (+6), Mn (+4), Mn (+2) В Cl (+7), Cl (+3), Cl (+1) Г S(+6), S(+4), S(0)
5. Как изменяются кислотные свойства оксидов хрома в ряду: CrO - Cr 2 O 3 - CrO 3 А основной - кислотный - амфотерный Б основной - амфотерный - кислотный В все основные Г все несолеобразующие
6. Даны элементы: F, O, N, Cl . Какие утверждения верны ? А в заданном ряду элементов электроотрицательность уменьшается Б основные свойства оксидов этих элементов ослабевают, а кислотные усиливаются В неметаллические свойства простых веществ усиливаются Г степень окисления атомов в высших оксидах одинакова
7. Наиболее выражены металлические свойства у : А фософра Б азота В рубидия Г водорода
8. Только амфотерные оксиды указаны в ряду: А Na 2 O, ZnO, CuO Б ZnO, Al 2 O 3 , Cr 2 O 3 В Al 2 O 3 , FeO, SO 3 Г CO 2 , CO, N 2 O 5
9. Выберите правильное утверждение: А - в ряду элементов: Na – Si – Cl неметалличность простых веществ, образуемых этими элементами, усиливается B - в этом ряду степени окисления атомов в соединениях с кислородом увеличиваются А утверждение А верно Б верное утверждение - B В оба утверждения верны Г оба неверны
10. Соединения элемента с порядковым номером 20 А простое вещество проявляет металлические свойства Б оксид элемента — кислотный В при взаимодействии с водой оксид элемента образует кислоту Г в соединениях проявляет отрицательную степень окисления
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
ТИПЫ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ РАЗЛОЖЕНИЯ СОЕДИНЕНИЯ ЗАМЕЩЕНИЯ ОБМЕНА
Тип химической реакции Определение Пример СОЕДИНЕНИЯ А + В = АВ АВ + СД = АВСД Реакции между двумя простыми веществами, или между несколькими сложными, при этом образуется одно сложное или более сложное вещество. CaO+H 2 O= Ca (OH) 2 PbO+SiO 2 =PbSiO 3 2Na+Cl 2 =2NaCl
Тип химической реакции Определение Пример РАЗЛОЖЕНИЯ АВСД = АВ + СД Реакции, при которых из одного вещества образуется несколько простых или сложных веществ. Cu(OH) 2 =CuO+H 2 O CaCO 3 =CaO+CO 2 NH 4 Cl=NH 3 +HCl ( CuOH ) 2 CO 3 = 2CuO+CO 2 +H 2 O ( разложение малахита)
Тип химической реакции Определение Пример ЗАМЕЩЕНИЯ АВ + С = СВ + А АВ + С = АС + В Реакции между сложным и простым веществами, при которых атомы простого вещества замещают один из атомов сложного CuSO 4 +Fe=FeSO 4 +Cu 2KBr+Cl 2 =2KCl+Br 2
Тип химической реакции Определение Пример ОБМЕНА АВ + СД = АД + СВ Реакции между двумя сложными веществами, при которых они обмениваются своими составными частями AgNO 3 +KBr=AgBr+KNO 3 NaOH+HCl =NaCl+H 2 O
№1. Расставьте коэффициенты в уравнениях химических реакций, укажите типы химических реакции. ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ ТЕМЫ Уравнение реакции Тип химической реакции а) Al + O 2 —> Al 2 O 3 б) MnO 2 + H 2 —> Mn + H 2 O в) H 2 O 2 —> H 2 + O 2 г) HNO 3 + Fe(OH) 3 —> Fe(NO 3 ) 3 + H 2 O
№2. Допишите уравнения реакций (вместо знака вопроса впишите необходимые формулы - формулы составляйте с использованием валентностей), расставьте коэффициенты, укажите типы химических реакций. Уравнение реакции Тип химической реакции а) AgI —> ?+ I 2 б) MgO + H 2 SO 4 —> MgSO 4 + ? в) Al + HCl —> AlCl 3 + ? г) Na + Cl 2 —> ?
ПРИЗНАКИ КЛАССИФИКАЦИИ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ Наличие окислительно - восстановительного процесса Соотношение исходных и конечных веществ Тепловой эффект Участие катализатора Обратимость реакции Исходное состояние реагирующей системы Механизм реакции (для органических веществ)
№ п/п Признак классификации Тип реакции Пример 1. Соотношение исходных и конечных веществ Соединения CaO+H 2 O= Ca (OH) 2 Разложения 2H 2 O=2H 2 +O 2 Замещения CuCl 2 +Zn=Cu+ZnCl 2 Обмена NaOH+HCl =NaCl+H 2 O Изомеризации Бутан изобутан Аллотропного превращения 3O 2 =2O 3 →
2. Наличие окислительно - восстановитель- ного процесса Окислительно- восстановительная Zn+2HCl =ZnCl 2 +H 2 Без изменения степени окисления CaCO 3 =CaO+CO 2 3. Тепловой эффект Эндотермическая 2HgO=2Hg+O 2 - Q Экзотермическая CH 4 +2O 2 = CO 2 +H 2 O + Q № п/п Признак классификации Тип реакции Пример
№ п/п Признак классификации Тип реакции Пример 4. Участие катализатора Каталитическая C 2 H 2 +HOH HgCl2 CH 3 COH Некаталитическая 2Ca+O 2 =2CaO 5. Обратимость реакции Обратимая SO 2 +H 2 O ↔ H 2 SO 3 Необратимая BaCl 2 +Na 2 SO 4 = 2NaCl+BaSO 4 →
№ п/п Признак классификации Тип реакции Пример 6. Исходное состояние реагирующей системы Гомогенная N 2 +O 2 =2NO Гетерогенная P 2 O 5 +3H 2 O =2H 3 PO 4 7. Механизм реакции (для органических веществ ) Радикальный CH 4 +Cl 2 = CH 3 Cl+HCl Ионный С H 3 Br+ NaOH → CH 3 OH + NaBr
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
ВЕЩЕСТВА ПРОСТЫЕ Металлы Двухатомные молекулы: H 2 , N 2 , O 2 , F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 и O 3 Неметаллы СЛОЖНЫЕ Оксиды – Э х О у Кислоты – H n A или Н х КО Основания – Ме (ОН) m Соли – Ме х А у или М Х (КО) У
бескислородные кислородсодержащие HCl, HBr, HI, HF, H 2 S HNO 3 , H 2 SO 4 и другие Получение 1. Прямое взаимодействие неметаллов H 2 + Cl 2 = 2 HCl 1. Кислотный оксид + вода = кислота SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 2. Реакция обмена между солью и менее летучей кислотой 2 NaCl ( тв .) + H 2 SO 4 ( конц .) = Na 2 SO 4 + 2HCl х = 1 одноосновная КИСЛОТЫ Н х КО х = 2 двухосновная х= 3 трехосновная
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОТ Название индикатора Нейтральная среда Кислая среда Лакмус Фиолетовый Красный Фенолфталеин Бесцветный Бесцветный Метилоранж Оранжевый Красный Универсальная индикаторная бумага Оранжевая Красная 1.Изменяют окраску индикаторов.
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОТ 2.Реагируют с металлами в ряду активности до H 2 ( искл . HNO 3 –азотная кислота) Ме + КИСЛОТА = СОЛЬ + H 2 ↑ (р. замещения) Zn + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2 3. С основными (амфотерными) оксидами – оксидами металлов Ме х О у + КИСЛОТА= СОЛЬ + Н 2 О (р. обмена) CuO + H 2 SO 4 = Cu SO 4 + H 2 O
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОТ 4. Реагируют с основаниями – реакция нейтрализации КИСЛОТА + ОСНОВАНИЕ= СОЛЬ+ H 2 O ( р. обмена) 5 . Реагируют с солями слабых, летучих кислот - если образуется соль, выпадающая в осадок или выделяется газ: 2 NaCl ( тв .) + H 2 SO 4 ( конц .) = Na 2 SO 4 + 2HCl ( р. обмена) Сила кислот убывает в ряду: HI > HClO 4 > HBr > HCl > H 2 SO 4 > HNO 3 > HMnO 4 > H 2 SO 3 > H 3 PO 4 > HF > HNO 2 >H 2 CO 3 > H 2 S > H 2 SiO 3 . Каждая предыдущая кислота может вытеснить из соли последующую
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОТ 6 . Разложение кислородсодержащих кислот при нагревании ( искл . H 2 SO 4 ; H 3 PO 4 ) КИСЛОТА = КИСЛОТНЫЙ ОКСИД + ВОДА ( р.разложения )
СОЛЕОБРАЗУЮЩИЕ БЕЗРАЗЛИЧНЫЕ ( НЕСОЛЕОБРА-ЗУЮЩИЕ ) ОСНОВ НЫЕ АМФОТЕР НЫЕ КИСЛОТНЫЕ МЕТАЛ-ЛЫ с В(< или=) II МЕТАЛЛ Ы с В II-IV МЕТАЛЛЫ с В (> или=) IV НЕМЕТАЛЛЫ с В > II НЕМЕТАЛЛЫ с В(< или=) II Na 2 O, CaO, FeO, CrO, MnO BeO, ZnO, Fe 2 O 3 , Cr 2 O 3 Mn 2 O 7 , CrO 3 , CO 2 , P 2 O 5 CO, NO, N 2 O Окси-дам соответ - ствуют основа- ния Оксидам соответст - вуют и кислоты и основания Оксидам соответствуют кислоты Не взаимодейству -ют с кислотами и основаниями ОКСИДЫ Э х О у
Основной оксид + Кислотный оксид = Соль ( р. соединения) CaO + SO 2 = CaSO 3 2. Основной оксид + Кислота = Соль + Н 2 О ( р. обмена) 3 K 2 O + 2H 3 PO 4 = 2K 3 PO 4 + 3H 2 O 3. Основной оксид + Вода = Щёлочь (р. соединения) Na 2 O + H 2 O = 2NaOH ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОСНОВНЫХ ОКСИДОВ
Кислотный оксид + Вода = Кислота ( р. соединения) С O 2 + H 2 O = H 2 CO 3 , SiO 2 – не реагирует 2 . Кислотный оксид + Основание = Соль + Н 2 О ( р. обмена) P 2 O 5 + 6KOH = 2K 3 PO 4 + 3H 2 O 3 . Основной оксид + Кислотный оксид = Соль ( р. соединения) CaO + SO 2 = CaSO 3 4 . Менее летучие вытесняют более летучие из их солей CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2 ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОТНЫХ ОКСИДОВ
Взаимодействуют как с кислотами, так и со щелочами . ZnO + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2 O ZnO + 2 NaOH + H 2 O = Na 2 [Zn(OH) 4 ] ( в растворе ) ZnO + 2 NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O ( при сплавлении) ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АМФОТЕРНЫХ ОКСИДОВ
х=1 однокислотное х=2 двухкислотное х=3 трехкислотное ОСНОВАНИЯ Me(OH)m РАСТВОРИМЫЕ (ЩЁЛОЧИ) НЕРАСТВОРИМЫЕ СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ ОСНОВАНИЙ ЩЁЛОЧЕЙ Ме А + H 2 O = ЩЁЛОЧЬ + Н 2 ↑ ( 2 Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 ) 2. ОКСИД Ме А + H 2 O = ЩЁЛОЧЬ ( Na 2 O + H 2 O = 2 NaOH ) НЕРАСТВОРИМЫХ ОСНОВАНИЙ СОЛЬ + ЩЁЛОЧЬ = ОСНОВАНИЕ ↓ + СОЛЬ ( CuSO 4 + 2 NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4 )
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ЩЕЛОЧЕЙ 1). Изменяют окраску индикаторов Название индикатора Нейтральная среда( OH=H) Щелочная среда ( OH>H) Лакмус Фиолетовый Синий Фенолфталеин Бесцветный Малиновый Метилоранж Оранжевый Жёлтый Универсальная индикаторная бумага Оранжевая Синяя
3 ) Взаимодействие с кислотами Щёлочь + Кислота = Соль + Вода - реакция обмена (нейтрализация) Ca (OH) 2 + 2HNO 3 = Ca (NO 3 ) 2 + 2H 2 O ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ЩЕЛОЧЕЙ 2) Взаимодействие с кислотными оксидами Щёлочь + Кислотный оксид = Соль + Вода - реакция обмена 2 KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ЩЕЛОЧЕЙ 4) С растворами солей, если в результате образуется осадок Соль + Щёлочь = Нерастворимое основание ↓ + Новая соль (раствор) -реакция обмена FeCI 3 + 3NaOH = Fe(OH) 3 ↓ + 3NaCl
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА НЕРАСТВОРИМЫХ ОСНОВАНИЙ 1) С кислотами - реакция обмена М( OH) n ↓ + Кислота = Соль + вода 2) Разлагаются при нагревании n t n II М(OH) n ↓ = M x O y + H 2 O -реакция разложения Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O или 2 Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 +3H 2 O
1.Реагируют с кислотами: Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O 2. Реагируют со щелочами: Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 [Zn(OH) 4 ] АМФОТЕРНЫЕ ГИДРОКСИДЫ ( нерастворимы в воде)
СОЛИ М Х (КО) У СРЕДНИЕ Na 2 SO 4 КИСЛЫЕ NaHSO 4 ДВОЙНЫЕ K 2 NaPO 4 СМЕШАННЫЕ Ca-OCl │ Cl КОМПЛЕКСНЫЕ Na[Al(OH) 4 ] ОСНОВНЫЕ Mg(OH) Cl
Из металлов: металл + неметалл = соль Fe + S = FeS металл (металлы до Н 2 ) + кислота (р-р) = соль + Н 2 Zn +2 HCl = ZnCl 2 + H 2 Металл 1 + соль = металл 2 + соль * (металл 2 стоит в ряду активности правее) Fe + CuCl 2 = FeCl 2 + Cu ПОЛУЧЕНИЕ
2. Из оксидов: кислотный оксид + щелочь = соль + вода SO 3 + 2 NaOH = Na 2 SO 4 + H 2 O основный оксид + кислота = соль + вода CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O основный оксид + кислотный оксид = соль Na 2 O + CO 2 = Na 2 CO 3 ПОЛУЧЕНИЕ
3. Реакция нейтрализации: кислота + основание = соль + вода HCl + NaOH = NaCl + H 2 O ПОЛУЧЕНИЕ
4. Из солей: соль 1 + соль 2 = соль 3 + соль 4 ↓ NaCl + AgNO 3 = NaNO 3 + AgCl ¯ соль + щелочь = основание ↓ + соль* CuSO 4 + 2NaOH = Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4 соль + кислота = кислота* + соль* 2 NaCl + H 2 SO 4 = 2HCl + Na 2 SO 4 Примечание : Все реакции обмена протекают до конца, если одно из образующихся веществ нерастворимо в воде(осадок), газ или вода . ПОЛУЧЕНИЕ
Взаимодействие с металлами, солями, щелочами, кислотами (см выше ) 2. Разложение при прокаливании: CaSO 4 = CaO + SO 3 ( Исключение . Соли щелочных металлов: 2KClO 3 = 2 KCl + 3O 2 ) ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
В качестве примера- взаимодействие атомов водорода и хлора CI 1 s 2 2 s 2 2р 6 3 s 2 Зр 5 семь электронов на внешнем уровне Н 1 s 1 - один электрон Каждому из двух атомов недостает по одному электрону для того, чтобы иметь завершенную внешнюю электронную оболочку .
Лучше всего изображать это с помощью формул Льюиса: Каждый из атомов выделяет «в общее пользование» по одному электрону. Правило октета оказывается выполненным.
Обобществленные электроны принадлежат теперь обоим атомам. Атом водорода имеет два электрона (свой собственный и обобществленный электрон атома хлора), а атом хлора — восемь электронов (свои плюс обобществленный электрон атома водорода ). Эти два обобществленных электрона образуют ковалентную связь между атомами водорода и хлора
Образовавшаяся при связывании двух атомов частица называется молекулой.
Помимо одинарных связей может образовываться двойная или тройная ковалентная связь, как, например, в молекулах кислорода 0 2 или азота N 2 .
Одним из редких исключений является алмаз , который плавится выше 3 500 ° С. Это объясняется строением алмаза, который представляет собой сплошную решетку ковалентно связанных атомов углерода, а не совокупность отдельных молекул. Любой кристалл алмаза представляет собой одну огромную молекулу. Ковалентные соединения — обычно газы, жидкости или сравнительно низкоплавкие твердые вещества
Типы ковалентной связи ПОЛЯРНАЯ КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ НЕПОЛЯРНАЯ КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ КОВАЛЕНТНАЯ ДОНОРНО-АКЦЕПТОРНАЯ СВЯЗЬ
У каждого атома водорода имеется электрон. При сближении двух атомов возникает такой момент, когда оба электрона будут находиться рядом. Что получается? НЕПОЛЯРНАЯ КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ У левого атома (зеленый) стало 2 электрона на орбитали — очень выгодное энергетическое состояние, и у правого атома (синий) стало 2 электрона — тоже выгодное состояние. Образуется молекула водорода. Образуется общая электронная пара
При образовании неполярной ковалентной связи плотность равномерно распределена между обоими атомами. Связывающие э лектроны в равной степени принадлежат обоим атомам. На атомах отсутствует заряд.
Образуются две электронные пары — 2 ковалентные связи. ПОЛЯРНАЯ КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ Образование молекулы воды — кислород добавляет себе пару электронов, что делает его электронную оболочку завершенной, каждый атом водорода тоже становится двухэлектронным — у всех стабильное энергетическое состояние.
При образовании полярной ковалентной связи — электронная плотность смещается в сторону одного из атомов. Поляризация возникает в следствии различия электроотрицательностей элементов в паре.
КОВАЛЕНТНАЯ ДОНОРНО-АКЦЕПТОРНАЯ СВЯЗЬ Донорно-акцепторный механизм — способ образования ковалентной химической связи между двумя атомами или группой атомов, осуществляемый за счет неподеленной пары электронов атома-донора и свободной орбитали атома-акцептора.
Обменный механизм . Каждый атом дает по одному неспаренному электрону в общую электронную пару.
2. Донорно-акцепторный механизм . Один атом (донор) предоставляет электронную пару, а другой атом (акцептор) предоставляет для этой пары свободную орбиталь .
Донорно-акцепторную ковалентную связь образуют атомы, имеющие неподеленную электронную пару — доноры электронов (например, азот, кислород, фосфор, сера и т.д.) и атомы, образующие пустую орбиталь — акцепторы (например, протон водорода и некоторые d-элементы). ИТОГ ПО ВИДАМ КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ: Ковалентную неполярную связь образуют одинаковые атомы неметаллов и атомы водорода; Ковалентную полярную химическую связь образуют разные атомы неметаллов и неметаллы с водородом;
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
Разберемся на примере соли NaCl Na и Cl — элементы третьего периода Периодической системы элементов , но существенно отличаются по электронному строению.
Na 0 -1e - = Na + Na — элемент 1-й группы главной подгруппы (щелочной металл), имеет на внешнем электронном уровне 1 электрон: 3S 1 . Натрий — типичный представитель металлов — д ля стабильного состояния (8 электронов) на внешнем слое, ему нужно либо прибавить 7 электронов, либо отдать один . А это означает, что он легко отдает этот один электрон, превращаясь в ион металла:
Эти электроны довольно сильно притягиваются к ядру и до завершенной стабильной оболочки не хватает всего 1 электрона. Надо его отобрать: Cl 0 +1e - = Cl - Образуется ион хлора. Хлор — типичный представитель неметаллов — его радиус меньше, чем у атома натрия, при этом электронов больше — 3S 2 3p 5 .
Электроотрицательность атомов - это свойство атомов, количественная характеристика способности атома в молекуле смещать к себе общие электронные пары. Получается, что молекула NaCl образована двумя ионами ( положительным и отрицательным), притянувшимися друг у другу. Na + Cl - Но ведь мы точно так же рассматривали образование молекулы HCl , только говорили, что эта связь ковалентная…В чем же отличие?
В молекуле NaCl образовавшаяся электронная пара смещена к атому хлора . Электроотрицательность атома хлора значительно больше электроотрицательности натрия. У натрия значение электроотрицательности — 0.98 , а у хлор — 3.16 — почти в три раза больше. Сравним с HCl — у водорода 2.1 , у хлора- 3.16 — значения отличаются, но не сильно.
Т.е. в ионном типе связи существенно отличаются электроотрицательности атомов, и, как следствие, образующаяся электронная пара смещается к наиболее электроотрицательному элементу:
Образование ионной связи атомы переход электрона/ионы электростатическое притяжение/ ионная связь
вещества с ионным типом связи хорошо растворяются в полярных растворителях (это последнее свойство заметно отличает ионную связь от металлической) Свойства ионного типа связи: прочная химическая связь; высокие температуры плавления и кипения;
ОСНОВНЫЕ ТИПЫ СВЯЗЕЙ Тип связи Природа связанных атомов Пример Ионная Металл и неметалл ZnF 2 , KCl Неполярная ковалентная Атомы одного и того же неметалла Cl 2 , N 2 Полярная ковалентная Атомы двух неметаллов с различной электро- отрицательностью СО, Н 2 О
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
Для объяснения особенностей водных растворов электролитов шведским ученым С. Аррениусом в 1887 г . была предложена теория электролитической диссоциации . В 1903 году присуждена Нобелевская премия
Ионы находятся в более устойчивых электронных состояниях , чем атомы. Из одного атома - простые ионы ( Na + , Mg 2+ , Аl 3+ и т.д.) Из нескольких атомов - сложные ионы (NО 3 - , SO 2- 4 , и т.д .). СОВРЕМЕННОЕ СОДЕРЖАНИЕ ТЕОРИИ: Электролиты при растворении в воде или расплавлении распадаются ( диссоциируют ) на ионы - положительно (катионы) и отрицательно (анионы ) заряженные частицы .
Под действием электрического тока: положительно заряженные ионы движутся к катоду , отрицательно заряженные - к аноду . Поэтому первые называются катионами , вторые - анионами. СОВРЕМЕННОЕ СОДЕРЖАНИЕ ЭТОЙ ТЕОРИИ: В растворах и расплавах электролиты проводят электрический ток
ВЕЩЕСТВА ЭЛЕКТРОЛИТЫ НЕЭЛЕКТРОЛИТЫ – это вещества, водные растворы или расплавы которых проводят электрический ток – это вещества, водные растворы или расплавы которых не проводят электрический ток Вещества с ионной химической связью или ковалентной сильнополярной химической связью – кислоты, соли, основания Вещества с ковалентной неполярной химической связью или ковалентной слабополярной химической связью В растворах и расплавах образуются ионы В растворах и расплавах не образуются ионы
В уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости. Например , уравнение диссоциации молекулы электролита КA на катион К + и анион А - в общем виде записывается так: КА ↔ K + + A - СОВРЕМЕННОЕ СОДЕРЖАНИЕ ЭТОЙ ТЕОРИИ: Диссоциация - обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ионов (ассоциация).
ПРОЦЕСС РАСТВОРЕНИЯ ЭЛЕКТРОЛИТОВ В ВОДЕ В целом молекула воды не заряжена. Атомы водорода и кислорода располагаются так, что положительные и отрицательные заряды находятся в противоположных концах молекулы. Поэтому молекула воды представляет собой диполь.
(на примере хлорида натрия – поваренной соли) РАСТВОРЕНИЕ В ВОДЕ ВЕЩЕСТВ С ИОННОЙ ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗЬЮ Последовательное отщепление ионов натрия и хлора полярными молекулами воды. Вслед за переходом ионов Na + и Сl – из кристалла в раствор происходит образование гидратов этих ионов.
РАСТВОРЕНИЕ В ВОДЕ ВЕЩЕСТВ С КОВАЛЕНТНОЙ СИЛЬНОПОЛЯРНОЙ ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗЬЮ на примере соляной кислоты При растворении в воде соляной кислоты происходит изменение характера химической связи . Под влиянием полярных молекул воды ковалентная полярная связь превращается в ионную. +
Ионы – это атомы или группы атомов, обладающие положительным ( катионы ) или отрицательным ( анионы ) зарядом. ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯ: Электролитическая диссоциация – это процесс распада электролита на ионы при растворении его в воде или расплавлении. Электролиты – это вещества, которые при растворении в воде или в расплавленном состоянии распадаются на ионы.
Ионы отличаются от атомов как по строению, так и по свойствам Атом водорода Ион водорода +1 Н 0 1 s 1 +1 Н + 1 s 0 Пример 1. Сравним свойства молекулярного водорода (состоит из двух нейтральных атомов водорода) со свойствами иона.
Ионы отличаются от атомов как по строению, так и по свойствам Пример 2. Сравним свойства атомарного и молекулярного хлора со свойствами иона. Атом хлора Ион хлора +17 Cl 0 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 +17 Cl - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 Атомы хлора имеют незавершённый внешний уровень, поэтому они химически очень активны, принимают электроны и восстанавливаются. Ядовит. Ионы хлора имеют завершённый внешний уровень, поэтому они химически неактивны, находятся в устойчивом электронном состоянии. Неядовит .
1 . Ионы отличаются от атомов и молекул по строению и свойствам; 2. Общий и характерный признак ионов – наличие электрических зарядов; 3. Растворы и расплавы электролитов проводят электрический ток из-за наличия в них ионов. ЗАПОМНИТЕ!
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода (H + ). ДИССОЦИАЦИЯ КИСЛОТ Например , HCl →H + + Cl - HNO 3 → H + + NO 3 -
Н 3 РО 4 ↔ Н + + Н 2 РО - 4 ( первая ступень) – дигидроортофосфат ион Н 2 РО - 4 ↔ Н + + НРO 2- 4 ( вторая ступень) – . гидроортофосфат ион НРО 2- 4 ↔ Н + + PО З- 4 ( третья ступень) – ортофосфат ион Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато : Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом по первой ступени, в меньшей степени по второй и лишь в незначительной степени - по третьей.
Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы (OH - ) . ДИССОЦИАЦИЯ ОСНОВАНИЙ
Диссоциация щелочей Диссоциация амфотерных оснований ( амфолитов ) Вспомните! Щёлочи – это основания, растворимые в воде . Это основания щелочных и щелочноземельных металлов : LiOH , NaОН , КОН, RbОН , СsОН , FrОН и Са (ОН) 2 , Sr (ОН) 2 , Ва (ОН) 2 , R а(ОН) 2 , NН 4 ОН Амфолиты - это электролиты, которые при диссоциации одновременно образуют катионы водорода (H + ) и гидроксид-ионы ( OH - ).
Диссоциация щелочей Диссоциация амфотерных оснований (амфолитов) Примеры уравнений диссоциации щелочей KOH → K + + OH - ; NH 4 OH ↔ NH + 4 + OH - Многокислотные основания диссоциируют ступенчато: Ba( ОН) 2 → B а(ОН) + + OH - ( первая ступень) Ba(OH) + ↔ Ba 2+ +OH - ( вторая ступень) Примеры уравнений диссоциации амфолитов Н 2 O ↔ Н + + ОН - Диссоциацию амфотерного гидроксида цинка Zn (ОН) 2 можно выразить уравнением: 2ОН - + Zn 2+ + 2Н 2 О ↔ Zn (ОН) 2 + 2Н 2 О ↔ [ Zn (ОН) 4 ] 2- + 2Н +
Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов а также катион аммония (NH + 4 ) и анионы кислотных остатков. ДИССОЦИАЦИЯ СОЛЕЙ Например , диссоциация средних солей : ( NH 4 ) 2 SO 4 → 2NH + 4 + SO 2- 4 ; Na 3 PO 4 → 3 Na + + PO 3- 4
Кислые и основные соли диссоциируют ступенчато: Диссоциация кислых солей Диссоциация основных солей У кислых солей вначале отщепляются ионы металлов, а затем катионы водорода. KHSO 4 -> K + + HSO - 4 HSO - 4 ↔ H + + SO 2- 4 У основных солей вначале отщепляются кислотные остатки, а затем гидроксид-ионы. Mg ( OH ) Cl -> Mg ( OH ) + + Cl - Mg ( OH ) + ↔ Mg 2+ + OH -
№1. Используя таблицу растворимости солей, кислот, оснований напишите уравнения диссоциации следующих веществ: HF, Mg(OH) 2 , CaCl 2 , Zn(NO 3 ) 2 , Ba(OH) 2 , K 2 SO 4 , H 2 SiO 3 , FeI 3 , NiCl 2 , H 3 PO 4 ЗАДАНИЕ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ
№ 2. Используя таблицу растворимости солей, кислот, оснований напишите уравнения диссоциации следующих веществ: Ca (OH) 2 Na 2 CO 3 Na 3 PO 4 HNO 3 KOH ЗАДАНИЕ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ Ba(OH) 2 H 2 SO 3 Ca (NO 3 ) 2 Ca 3 (PO 4 ) 2 H 2 S NaOH HBr
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
Степень диссоциации ( α – греческая буква альфа) - это отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n), к общему числу растворенных молекул (N): α = α % = 100% . Если α = 0, то диссоциация отсутствует, а если α = 1 или 100%, то электролит полностью распадается на ионы. Если же α = 20%, то это означает, что из 100 молекул данного электролита 20 распалось на ионы.
СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ ЗАВИСИТ : от природы: чем полярнее химическая связь в молекуле электролита и растворителя, тем сильнее выражен процесс диссоциации электролита на ионы и тем выше значение степени диссоциации.
СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ ЗАВИСИТ : от концентрации электролита: с уменьшением концентрации электролита, т.е. при разбавлении его водой, степень диссоциации всегда увеличивается.
СТЕПЕНЬ ДИССОЦИАЦИИ ЗАВИСИТ : от температуры: степень диссоциации возрастает при повышении температуры (повышение температуры приводит к увеличению кинетической энергии растворённых частиц, что способствует распаду молекул на ионы).
В зависимости от степени диссоциации различают электролиты сильные и слабые . α > 30 % обычно называют сильными, α ≤ 3 до 30% — средними, α < 3% — слабыми.
Сильные электролиты Средние электролиты Слабые электролиты α>30 % 3 %≤α≤30% α<3 % Растворимые соли ; 2. Сильные кислоты ( НСl , HBr , HI, НNО 3 , НClO 4 , Н 2 SO 4( разб .) ); 3. Сильные основания – щёлочи. H 3 PO 4 H 2 SO 3 1. Почти все органические кислоты (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH и др .); 2 . Некоторые неорганические кислоты (H 2 CO 3 , H 2 S и др.); 3 . Почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония (Ca 3 (PO 4 ) 2 ; Cu (OH) 2 ; Al (OH) 3 ; NH 4 OH); 4 . Вода.
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
СЕРА S
C ЕРА В ПРИРОДЕ Самородная сера Поволжье, Украина Центральная Азия и др PbS - свинцовый блеск, Cu 2 S – медный блеск ZnS – цинковая обманка, FeS 2 –серный колчедан, H 2 S – сероводород (в минеральных источниках и природном газе) Сульфиды
C ЕРА В ПРИРОДЕ CaSO 4 x 2H 2 O - гипс, MgSO 4 x 7H 2 O – горькая соль (английская) Na 2 SO 4 x 10H 2 O – глауберова соль Белки Волосы, кожные покровы, ногти… Сульфаты
Водой не смачивается ( плавает на поверхности ) ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА Твердое кристаллическое вещество желтого цвета Нерастворима в воде t° кип = 445°С
АЛЛОТРОПИЯ Ромбическая Моноклинная Пластическая Аллотро́пия — существование двух и более простых веществ одного и того же химического элемента, различных по строению и свойствам.
( a - сера) - S 8 t° пл . = 113°C; ρ = 2,07 г/см 3 . Наиболее устойчивая модификация. Ромбическая
( b - сера) - S 8 темно-желтые иглы, t° пл . = 119°C; ρ = 1,96 г/см 3 . Устойчивая при температуре более 96°С; при обычных условиях превращается в ромбическую. Моноклинная
S n коричневая резиноподобная (аморфная) масса. Неустойчива, при затвердевании превращается в ромбическую Пластическая
СТРОЕНИЕ АТОМА СЕРЫ Основное состояние 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
Размещение электронов по орбиталям ( последний слой) Степень окисления Валентность + 2, -2 В основном состоянии II + 4 Первое возбуждённое состояние IV + 6 Второе возбуждённое состояние VI
Окислительные свойства S 0 + 2ē -> S -2 Восстановительные свойства S - 2ē -> S +2 ; S - 4ē -> S +4 ; S - 6ē ->S +6 1. Взаимодействует практически со всеми металлами 2Al + 3S = Al 2 S 3 1. Взаимодействует с кислородом (горит) S + O 2 = SO 2 2. Со щелочными металлами взаимодействует без нагревания 2Na + S = Na 2 S 2. Взаимодействует со фтором S + 3F 2 = SF 6 3. При повышенной t o взаимодействует с водородом . H 2 + S = H 2 S ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
1 . Промышленный метод - выплавление из руды с помощью водяного пара . 2. Неполное окисление сероводорода ( при недостатке кислорода). 2H 2 S + O 2 = 2S + 2H 2 O 3. Реакция Вакенродера 2H 2 S + SO 2 = 3S + 2H 2 O ПОЛУЧЕНИЕ СЕРЫ
ПРИМЕНЕНИЕ СЕРЫ Медицина Производство серной кислоты Сельское хозяйство Производство спичек Производство резины Производство взрывчатых веществ Красители
№ 1. Закончите уравнения реакций: S + O 2 S + Na S + H 2 Расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель, восстановитель. №2 . Осуществите превращения по схеме : H 2 S → S → Al 2 S 3 → Al (OH) 3 ЗАДАНИЯ
№3. Закончите уравнения реакций, укажите, какие свойства проявляет сера (окислителя или восстановителя): Al + S = (при нагревании) S + H 2 = (150-200) S + O 2 = (при нагревании) S + F 2 = (при обычных условиях) S + H 2 SO 4 (к) = S + KOH = S + HNO 3 = ЗАДАНИЯ
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
Получение Образуется при взаимодействии оксида серы (VI) c водой SO 3 + H 2 O H 2 So 4
Бесцветная, тяжелая ( p= 1\84 г\ куб.см ), нелетучая жидкость. При растворении ее в воде - сильное нагревание Физические свойства Никогда не добавляйте воду в кислоту!
Химические свойства
Химические свойства
Химические свойства
Химические свойства
Химические свойства
Химические свойства Химические свойства Химические свойства
Химические свойства
Серная кислота известна с древности, встречаясь в природе в свободном виде, например, в виде озер вблизи вулканов. В XV веке алхимики обнаружили, что серную кислоту можно получить, сжигая смесь серы и селитры. Таким способом получали серную кислоту на протяжении 300 лет, небольшими количествами в стеклянных ретортах. В середине 18 столетия перешли к большим промышленным свинцовым камерам. Абу Абдаллах Джабир ибн Хайян ад- Азди ас- Суфи — знаменитый арабский алхимик, врач , фармацевт, математик и астроном.
Получение
Получение
ПЕРВАЯ СТАДИЯ – обжиг пирита в печи для обжига в "кипящем слое" Уравнение реакции первой стадии t = 800°C 4FeS 2 + 11O 2 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 + Q
Образовавшийся оксид железа Fe 2 O 3 (огарок) в производстве серной кислоты не используют. Но его собирают и отправляют на металлургический комбинат, на котором из оксида железа получают металл железо и его сплавы с углеродом - сталь и чугун. Таким образом выполняется принцип химического производства - безотходность производства.
Осушку печного газа проводят в сушильной башне - снизу вверх поднимается печной газ, а сверху вниз льётся концентрированная серная кислота. На выходе из сушильной башни печной газ уже не содержит ни частичек огарка, ни паров воды. Печной газ теперь представляет собой смесь оксида серы SO 2 и кислорода О 2 .
Уравнение реакции этой стадии: 2SO 2 + O 2 2SO 3 + Q ВТОРАЯ СТАДИЯ - окисление SO 2 в SO 3 кислородом. Сложность второй стадии заключается в том, что процесс окисления одного оксида в другой является обратимым. Поэтому необходимо выбрать оптимальные условия протекания прямой реакции ( получения SO 3 ).
ТРЕТЬЯ СТАДИЯ - поглощение SO 3 серной кислотой.
Серная кислота и сульфаты замедляют рост с/х культур. Закисление водоемов (весной при таянии снега, вызывает гибель икр и молоди рыб. Помимо экологического ущерба налицо экономический ущерб - громадные суммы каждый год теряются при раскисление почв. Охрана окружающей среды
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
5-я группа главная подгруппа — подгруппа азота Общая конфигурация внешнего электронного слоя: nS 2 np 3
Степень окисления азота = +5, +3, -3 — основные (+ 2, +1 — дополнительные), степень окисления фосфора : +5, +3, -3 Валентность азота и валентность фосфора равна 5 и 3 , т.е. каждый атом может образовывать 5 связей или 3 связи. сверху вниз в подгруппе усиливаются восстановительные свойства , окислительные уменьшаются. сверху вниз металлические свойства элементов подгруппы азота увеличиваются
рассмотрим свойства двух элементов подгруппы азота - N и P
- имеет много аллотропных модификаций. Нерастворим в воде. Как неметалл, не проводит электрический ток. Нетеплопроводен . Физические свойства АЗОТ - газ без цвета и запаха — N2. Нерастворим в воде. ФОСФОР
N и P будут проявлять восстановительные свойства по отношению к тем элементам, которые стоят правее них в периодической системе. Взаимодействие с другими неметаллами: N 2 + O 2 = N 2 O\NO\N 2 O 3 \NO 2 \N 2 O 5 P + O 2 = P 2 O 3 \P 2 O 5 5P + Cl 2 = PCl 3 \PCl 5 Химические свойства
N и P могут проявлять окислительные свойства с элементами левее и ниже их в периодической системе: Взаимодействие с металлами : Li + N 2 = Li 3 N — нитрид лития P + Mg = Mg 3 P 2 — фосфид магния Взаимодействие с водородом : 3H 2 + N 2 = 2NH 3 — аммиак 3H 2 + 2P = 2PH 3 — фосфин
ОКСИДЫ ФОСФОРА P2O3 — оксид фосфора ( III ) - кислотный оксид P2O5 — оксид фосфора ( IV ) - кислотный оксид P2O3 + 3H2O = 2H3PO3 — фосфористая кислота P2O5 + 3H2O = 2H3PO4 — фосфорная кислота 2 P + 3H2 = 2PH3 — фосфин — очень характерный запах
оксид азота ( I) N 2 O — закись азота, веселящий газ; несолеобразующий оксид оксид азота ( II) NO ( монооксид азота); несолеобразующий оксид оксид азота ( III) N 2 O 3 , азотистая кислота, производные аниона NO 2 − ; кислотный оксид оксид азота ( IV) NO 2 ( диоксид азота, бурый газ);несолеобразующий оксид оксид азота ( V) N 2 O 5 , азотная кислота, её соли — нитраты и другие производные, кислотный оксид . N2O3 + H2O = 2HNO2 — азотистая кислота (слабая кислота) N2O5 + H2O = 2HNO3 – азотная кислота (сильная кислота) N2 + 3H2 = 2NH3 — аммиак- очень характерный запах ОКСИДЫ АЗОТА
1 . В подгруппе азота сверху вниз: А. увеличивается радиус атома, усиливаются металлические , восстановительные свойства Б. увеличивается радиус атома, усиливаются металлические , окислительные свойства В. уменьшается радиус атома, усиливаются металлические , восстановительные свойства Г. уменьшается радиус атома, усиливаются неметаллические , восстановительные свойства 2 . Максимальная и минимальная степени окисления азота и фосфора: А. +5 и -5 Б. +5 и -3 В. +3 и -3 Г. 0 и - 3 ТЕСТ "ПОДГРУППА АЗОТА"
3. Укажите все несолеобразующие оксиды азота: А. N 2 O , N 2 O 3 , N 2 O 5 Б. NO 2 , N 2 O 3 , N 2 O 5 В. NO 2 , N 2 O 3 , N 2 O Г. NO , N 2 O, NO 2 4. При разложении Hg(NO 3 ) 2 образуется: А. HgO и NO 2 Б. HgO , NO 2 и O 2 В. Hg(NO 2 ) 2 и O 2 Г. Hg , NO 2 и O 2 5. (NH 4 ) 2 NO 2 -> А. -> NH 3 + HNO 2 Б. -> NH 3 + NO 2 В. -> N 2 + H 2 O Г. -> N 2 + HNO 2
6. Укажите типы химической связи в молекуле гидроксида аммония : А. ковалентная полярная и ионная Б. ионные В. ковалентная неполярная и ковалентная полярная Г. ковалентная неполярная и ионная 7. При взаимодействии 1 моль Mg с концентрированной азотной кислотой выделяется: А. 2 моль оксида азота (IV) Б. 1 моль оксида азота (IV) В. 1 моль водорода Г. 2 моль аодорода 8. Гидролиз соли (NH 4 ) 2 CO 3 : А. не идет Б. по аниону В. по катиону Г. по катиону и аниону
9. Реакция алюминия с концентрированной азотной кислотой: А. идет с выделением водорода Б. идет с выделением NO 2 В. не идет Г. идет с выделением NO 10. При нагревании фосфата кальция с оксидом кремния и коксом идет реакция: А. С a 3 (PO 4 ) 2 + C + SiO 2 = Ca -> CaO + CO 2 + Si + P 2 O 5 Б. С a 3 (PO 4 ) 2 + C + SiO 2 -> CaSiO 3 + P + CO В. С a 3 (PO 4 ) 2 + C + SiO 2 -> CaSiO 3 + P 2 O 5 + CO 2 Г. С a 3 (PO 4 ) 2 + C + SiO 2 -> CaSiO 3 + P + CO 2
1А 2Б 3Г 4Б 5В 6А 7А 8Г 9В 10Б
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
Электронная формула : O : H :O: N : :O Структурная формула O H ─ O ─ N O Молекулярная формула HNO 3 СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛЫ
4HNO 3 = 4NO 2 + 2H 2 O + O 2 АЗОТНАЯ КИСЛОТА сильный окислитель бесцветная на воздухе дымит быстро становится коричневого (бурого) цвета из-за реакции разложения :
По основности : одноосновная По содержанию «О»: кислородсодержащая По растворимости в воде: растворимая По стабильности: нестабильная По летучести: летучая По степени диссоциации: сильная ХАРАКТЕРИСТИКА КИСЛОТЫ
- Работать в резиновых перчатках! - Берегись ожога! - При попадании кислоты на кожу место поражения быстро промыть большим количеством воды! ПРАВИЛА ОБРАЩЕНИЯ С КОНЦЕНТРИРОВАННОЙ АЗОТНОЙ КИСЛОТОЙ
по химическим свойствам азотная кислота - сильный окислитель. S + HNO 3 = NO 2 + SO 2 + H 2 O окислитель N(+5) +1e(-) = N(+4) — восстановление восстановитель S(0) -4e(-) =S(+4) — окисление S + 4 HNO 3 = 4NO 2 + SO 2 + 2H 2 O
CuO + 2HNO 3 = Cu (NO 3 ) 2 + H 2 O CuO + 2H + + 2NO 3 - = Cu 2+ + 2NO 3 - + H 2 O CuO + 2H + = Cu 2+ + H 2 O С ОСНОВНЫМИ ОКСИДАМИ
Cu(OH) 2 + 2HNO 3 = Cu(NO 3 ) 2 + 2H 2 O Cu (OH) 2 + 2H + + 2NO 3 - = Cu 2+ + 2NO 3 - + 2H 2 O Cu (OH) 2 + 2H + = Cu 2+ + 2H 2 O С ОСНОВАНИЯМИ (НЕРАСТВОРИМЫМИ):
Na 2 CO 3 + 2HNO 3 = 2NaNO 3 + CO 2 + H 2 O 2Na + + CO 3 2 - + 2H + + 2NO 3 - = 2Na + + 2NO 3 - + + CO 2 ↑ + H 2 O CO 3 2- + 2H + = CO 2 ↑ + H 2 O С СОЛЯМИ БОЛЕЕ СЛАБЫХ КИСЛОТ:
С МЕТАЛЛАМИ ( КИСЛОРОД НЕ ВЫДЕЛЯЕТСЯ ): Металлы Концентрированная кислота HNO 3 > 60% Разбавленная кислота HNO 3 от 30 % до 60% Очень разбавленная кислота HNO 3 < 30% Активные Li - Zn NO , NO 2 NO 2 , N 2 N 2 O N Н 3 Соли аммония Средней активности Cr - Sn Не реагируют ( пассивируют ) NO , NO 2 N 2 O , N Н 3 NO , NO 2 N 2 O , N Н 3 Малоактивные Pb - Ag NO 2 NO - Благородные Au , Pt - - -
= соль + вода + оксиды азота (нитрат Ме ) (аммиак, соли аммония ) СХЕМА УРАВНЕНИЯ Ме + HNO3 Cu + HNO 3 ( конц ) = Cu(NO 3 ) 2 + NO 2 ↑ + 2 H 2 O Cu + 4HNO 3 ( конц ) = Cu(NO 3 ) 2 + 2 NO 2 ↑ + 2H 2 O Zn + HNO 3 ( разб ) = Zn(NO 3 ) 2 + NH 4 NO 3 + H 2 O 4Zn + 10HNO 3 ( разб ) = 4 Zn(NO 3 ) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
4Zn + 10HNO 3 ( разбавл .) = 4Zn(NO 3 ) 2 + N 2 O + 5H 2 O Ag + 2HNO 3 ( конц .) = AgNO 3 + NO 2 + H 2 O 4 HNO 3 = 4 NO 2 + 2 H 2 O + O 2
ГЛАУБЕР Иоганн Рудольф (1604-1670), немецкий химик и врач. Глаубер подробно изучил вопрос об образовании и составе солей и кислот, внёс заметный вклад в разработку способов получения целого ряда неорганических веществ. Перегонкой смеси селитры с серной кислотой получил чистую азотную кислоту
ПОЛУЧЕНИЕ лаборатория Действием конц . серной кислоты на нитрат натрия NaNO 3 + H 2 SO 4 = NaHSO 4 + HNO 3 промышленность 1. 4 NH 3 + 5О 2 = 4 NO + 6Н 2 О + Q 2. 2NO + O 2 = 2NO 2 + Q 3. NO 2 + H 2 O = 2HNO 3 + NO ↑ + Q
ВЗРЫВЧАТЫЕ ВЕЩЕСТВА ЛЕКАРСТВА ПЛАСТМАССЫ РАКЕТНОЕ ТОПЛИВО ПРИМЕНЕНИЕ
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
Азотная кислота – одноосновная, образует один ряд солей – нитраты состава:
NH 4 NO 3 – нитрат аммония (аммиачная селитра) Нитрат калия Нитрат натрия Нитрат кальция Нитрат аммония СЕЛИТРЫ KNO 3 – нитрат калия (индийская селитра) NаNО 3 – нитрат натрия (чилийская селитра ) Са (NО 3 ) 2 – нитрат кальция (норвежская селитра )
сильные электролиты ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА п ри обычных условиях это твёрдые кристаллические вещества нитраты хорошо растворимы в воде
ПОЛУЧЕНИЕ НИТРАТОВ Основание + Азотная кислота HNO 3 + NaOH = NaNO 3 + H 2 O Металл + Азотная кислота Cu + 4HNO 3 (k) = Cu(NO 3 ) 2 + 2NO 2 ↑ + 2H 2 O Основный оксид + Азотная кислота CuO + 2HNO 3 = Cu(NO 3 ) 2 + H 2 O
ПОЛУЧЕНИЕ НИТРАТОВ Аммиак + Азотная кислота NH 3 + HNO 3 = NH 4 NO 3 Соль слабой кислоты + Азотная кислота В cоответствии с рядом кислот каждая предыдущая кислота может вытеснить из соли последующую: 2HNO 3 + Na 2 CO 3 = 2NaNO 3 + H 2 O + CO 2 ↑
ПОЛУЧЕНИЕ НИТРАТОВ Оксид азота ( IV) + щёлочь 2 NO 2 + NaOH = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O в присутствии кислорода - 4 NO 2 + O 2 + 4NaOH = 4NaNO 3 + 2H 2 O
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА НИТРАТОВ C металлами Металл, стоящий в ряду активности левее, вытесняет последующие из их солей: Общие с другими солями Ряд активности металлов К Na Al Zn Fe Co Ni Sn Pb (H2) Cu Ag Hg Pt Au Реакционная способность металлов уменьшается Cu(NO 3 ) 2 + Zn = Cu + Zn(NO 3 ) 2
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА НИТРАТОВ С кислотами AgNO 3 + HCl = AgCl ↓ + HNO 3 Общие с другими солями Со щелочами Cu(NO 3 ) 2 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + 2NaNO 3 С солями Cu(NO 3 ) 2 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + 2NaNO 3
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА НИТРАТОВ Все нитраты термически неустойчивы . При нагревании они разлагаются с образованием кислорода. Другие реакции - от положения металла, образующего нитрат, в электрохимическом ряду напряжений : Специфические л евее Mg НИТРАТ Mg ..С u правее Cu Нитрат + O 2 Оксид металла + NO 2 + O 2 Металл + NO 2 + O 2
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА НИТРАТОВ Нитраты щелочных (исключение - нитрат лития) и щелочноземельных металлов разлагаются до нитритов: 2NaNO 3 = 2NaNO 2 + O 2 ↑ 2КNO 3 = 2KNO 2 + O 2 Специфические Нитраты менее активных металлов от Mg до Cu включительно и нитрат лития разлагаются до оксидов: 2Mg(NO 3 ) 2 = 2MgO + 4NO 2 ↑ + O 2 ↑ 2Cu(NO 3 ) 2 = 2CuO + 4NO 2 ↑+ O 2 ↑
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА НИТРАТОВ Нитраты наименее активных металлов (правее меди) разлагаются до металлов: Hg(NO 3 ) 2 = Hg + 2NO 2 ↑ + O 2 ↑ 2AgNO 3 = 2Ag + 2NO 2 ↑+ O 2 ↑ Специфические Особое положение занимает нитрат аммония . Нитрат аммония разлагаются до N 2 O : NH 4 NO 3 = N 2 O↑ + 2H 2 O
НИТРАТЫ В ПРИРОДЕ
1. При нагревании в нитрит превращается следующий нитрат: А) цинка, Б) меди, В) серебра, Г) натрия 2. Какие из указанных нитратов называют селитрами? А) Cu(NO 3 ) 2 Б) Ca (NO 3 ) 2 В) Al(NO 3 ) 3 Г) NaNO 3 ТЕСТ
3. Дополните : А) Формулы продуктов реакции Al(NO 3 ) 3 → … Б) формулы продуктов реакции KNO 3 → … 4. Соотнесите: ТЕСТ Нитрат Продукты разложения 1) NaNO 3 А) оксид металла + NO 2 + O 2 2) Ca (NO 3 ) 2 Б) нитрит + О 2 3) Cu(NO 3 ) 2 В) металл + NO 2 + O 2 4) AgNO 3
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
электронная формула СОСТАВ ВЕЩЕСТВА у аммиака есть неподеленная электронная пара , а у иона водорода - абсолютно свободная орбиталь
. H N H H .. СТРОЕНИЕ Молекула образована ковалентной полярной связью Есть возможность образовать донорно – акцепторную связь H N H H .. + H + + H N H H .. H
жидкий аммиак — хороший растворитель хорошо растворим в воде При нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом почти вдвое легче воздуха ядовит ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА NH 3 Жидкий аммиак практически не проводит электрический ток . Твёрдый аммиак — бесцветные кубические кристаллы
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА NH 3 Реакции с изменением степени окисления атома азота (реакции окисления ) N -3 → N 0 → N +2 (NH 3 – сильный восстановитель) 1 . Горение аммиака (при нагревании ) 4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 0 2. Каталитическое окисление амииака ( катализатор Pt – Rh , температура ) 4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O с кислородом
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА NH 3 Реакции с изменением степени окисления атома азота (реакции окисления ) N -3 → N 0 → N +2 (NH 3 – сильный восстановитель) 2 NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3 H 2 O с оксидами металлов с сильными окислителями 2NH 3 + 3Cl 2 = N 2 + 6HCl (при нагревании) при нагревании разлагается 2NH 3 ↔ N 2 + 3H 2
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА NH 3 Реакции без изменения степени окисления атома азота (присоединение - Образование иона аммония NH 4 + по донорно-акцепторному механизму) H N H H .. + H О + О H : : : 2 H N H H .. : : : H + - или NH 3 + H 2 O NH + 4 + OH - с водой
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА NH 3 Реакции без изменения степени окисления атома азота (присоединение - Образование иона аммония NH 4 + по донорно-акцепторному механизму) NH 3 + HCl NH 4 Cl (хлорид аммония) с кислотами с многоосновными кислотами NH 3 + H 2 SO 4 NH 4 HSO 4 (гидросульфат аммония) 2 NH 3 + H 2 SO 4 ( NH 4 ) 2 SO 4 (сульфат аммония)
2NH 4 Cl + Ca (OH) 2 = CaCl 2 + 2NH 3 ↑ + 2H 2 O +t NH 4 Cl Ca (OH) 2 NH 3 ПОЛУЧЕНИЕ NH 3 В ЛАБОРАТОРИИ
N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 Fe, t, p Смесь азота и водорода турбокомпрессор катализатор теплообменник холодильник сепаратор NH 3 ПОЛУЧЕНИЕ NH 3 В ПРОМЫШЛЕННОСТИ
ПРИМЕНЕНИЕ NH 3 в медицине (нашатырный спирт ) для получения азотной кислоты производство удобрений в качестве дешевого хладагента для получения синтетичес - ких волокон при очистке и крашении хлопка, шерсти и шелка
№1. Осуществить превращения по схеме : а) Азот→ Аммиак → Оксид азота (II) б) Нитрат аммония → Аммиак → Азот в) Аммиак → Хлорид аммония → Аммиак → Сульфат аммония Для ОВР составить е-баланс, для РИО полные, ионные уравнения. № 2. Напишите четыре уравнения химических реакций, в результате которых образуется аммиак. ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
Соли аммония - это сложные вещества, в состав которых входят ионы аммония NH 4 + , соединённые с кислотными остатками. Например, NH 4 Cl – хлорид аммония ( NH 4 ) 2 SO 4 - сульфат аммония NH 4 NO 3 – нитрат аммония ( NH 4 ) 3 PO 4 – ортофосфат аммония ( NH 4 ) 2 H PO 4 – гидро ортофосфат аммония NH 4 H 2 PO 4 – дигидро ортофосфат аммония
ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА СОЛЕЙ АММОНИЯ хорошо растворимые в воде электролиты Твёрдые , белые кристаллические вещества
Соли аммония получают взаимодействием аммиака или его водного раствора с кислотами . NH 4 катион аммония Аммиак + кислота: NH 3 + HNO 3 → NH 4 NO 3 Аммиачная вода + кислота: 2NH 4 OH + H 2 SO 4 → (NH 4 ) 2 SO 4 + 2Н 2 O
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА СОЛЕЙ АММОНИЯ общие 1. Сильные электролиты ( диссоциируют в водных растворах) NH 4 Cl → NH 4 + + Cl - 2. С кислотами (реакция обмена) ( NH 4 ) 2 CO 3 + 2 Н Cl → 2NH 4 Cl + Н 2 O + CO 2 2NH 4 + + CO 3 2- + 2H + + 2Cl - → 2NH 4 + + 2Cl - + Н 2 O + CO 2 CO 3 2- + 2H + → Н 2 O + CO 2 3. С солями (реакция обмена) ( NH 4 ) 2 SO 4 + Ba(NO 3 ) 2 → BaSO 4 ↓ + 2NH 4 NO 3 2NH 4 + + SO 4 2- + Ba 2+ + 2NO 3 - → BaSO 4 ↓ + 2NH 4 + + 2NO 3 - Ba 2+ + SO 4 2- → BaSO 4 ↓
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА СОЛЕЙ АММОНИЯ специф . 1. Разложение при нагревании. a) если кислота летучая NH 4 Cl → NH 3 + HCl ( при нагревании) NH 4 HCO 3 → NH 3 + Н 2 O + CO 2 б) если анион проявляет окислительные свойства NH 4 NO 3 → N 2 O + 2 Н 2 O ( при нагревании) ( NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 → N 2 + Cr 2 O 3 + 4 Н 2 O ( при нагревании)
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА СОЛЕЙ АММОНИЯ специф . 2. Качественная реакция на NH 4 + - ион аммония. При нагревании со щелочами выделяется газ аммиак NH 4 Cl + NaOH → NaCl + NH 3 + Н 2 O (при нагревании ) 3. Соли аммония подвергаются гидролизу (как соль слабого основания и сильной кислоты) – среда кислая: NH 4 Cl + Н 2 O → NH 4 OH + HCl NH 4 + + Н 2 O → NH 4 OH + H +
Нитрат аммония (аммиачная селитра) NH 4 NO 3 ПРИМЕНЕНИЕ для изготовления взрывчатых веществ Сульфат аммония (NH 4 ) 2 SO 4 дешёвое азотное удобрение Гидрокарбонат аммония NH 4 HCO 3 и карбонат аммония ( NH 4 ) 2 CO 3 при производстве мучных кондитерских изделий при крашении тканей в медицине покраска ткани удобрение Хлорид аммония (нашатырь) NH 4 Cl
Соли Химические свойства, общие с другими солями ( 1 – 3) Специфические свойства (1 – 2) 1. Хлорид аммония 2. Карбонат аммония 3. Сульфид аммония 4. Сульфат аммония 5. Нитрат аммония №2. Ответьте на вопрос: Гидрокарбонат аммония иногда применяют при выпечке кондитерских изделий. Какие свойства гидрокарбоната при этом используют? Ответ подтвердите уравнениями реакций. ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ №1. Заполните таблицу – запишите молекулярные, полные и краткие ионные уравнения для следующих солей аммония :
№2. Ответьте на вопрос: Гидрокарбонат аммония иногда применяют при выпечке кондитерских изделий. Какие свойства гидрокарбоната при этом используют? Ответ подтвердите уравнениями реакций. ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
4-я группа главная подгруппа - подгруппа углерода nS 2 np 2
Это означает, что один электрон с S- орбитали может перескочить на p- орбиталь и тогда неспаренных электрона будет 4 Валентность элементов подгруппы углерода в основном состоянии — 2 , в возбужденном - 4 ;
Степени окисления элементов: +2 и +4 с более электроотрицательными элементами (правее по периодам, выше по группе) например, CO 2 - 2 и - 4 с элементами, проявляющими более металлические свойства (левее по периодам, ниже по группе), например , Al 4 C3, Si
ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ВЕЩЕСТВ ПОДГРУППЫ УГЛЕРОДА Аллотропия — существование одного и того же химического элемента в виде двух и более простых веществ, различных по строению и свойствам АЛМАЗ - максимальная твердость; - максимальная теплопроводность . Все атомы связаны между собой одинарными связями
ГРАФИТ Слоистая структура . Электропроводный , теплопроводный , имеет металлический блеск . Атомы углерода связаны двойными связями. КАРБИН Порошок черного цвета . Полупроводник .
КРЕМНИЙ По структуре очень похож на алмаз. Менее твердый , т.к. длина связи Si-Si больше. Хрупкий. Полупроводник .
все реакции происходят при нагревании ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА Si Восстановительные свойства с кислородом: Si + O 2 = SiO 2 2. с неметаллами: Si + C = SiC Si + F 2 = SiF 4 с остальными неметаллами не взаимодействует; 3. с водой: Si + H 2 O ≠ 4. с основаниями: Si + 2NaOH + 2H 2 O (t)= Na 2 SiO 3 + 2H 2 5. с кислотами: Si + кислоты ≠ 3 Si + 4HNO 3 + 18HF = 3H 2 [SiF 6 ] + 4NO + 8H 2 O
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА Si Окислительные свойства с металлами и водородом: Si + 2Mg = Mg 2 Si — силицид магния Si + 2H 2 = SiH 4 — силан SiO 2 — кислотный оксид, НО ТВЕРДОЕ ВЕЩЕСТВО H 2 SiO 3 — кремниевая кислота, НО НЕРАСТВОРИМА В ВОДЕ, получить ее можно только воздействуя кислотами на соли кремниевой кислоты.
Тест "Подгруппа углерода" 1. Кристаллические решетки алмаза и кремния: А. атомарные Б. молекулярные В. металлические Г. ионные 2. Оксид SiO 2 : А. при взаимодействии с водой дает кислоту Б. не взаимодействует с водой В. кислотный Г. несолеобразующий
3. Оксид CO: А. кислотный Б. основной В. амфотерный Г. несолеобразующий 4. Углерод проявляет свойства: А. окислителя и восстановителя Б. только окислителя В. только восстановителя Г. только металлические 5. При взаимодействии 24 г углерода с кислородом образовалось 56 г оксида. Полученный оксид - это А. CO 2 Б. CO
6. При взаимодействии С с концентрированной HNO 3 образуются : А. CO 2 , NO 2 и H 2 O Б. CO , NO 2 и H 2 O В. CO 2 , NO и H 2 O Г. CO , NO и H 2 O 7. AlCl 3 с раствором Na 2 CO 3 образует: А. Al 2 (CO 3 ) 3 и NaCl Б. Al(OH) 3 и CO 2 В. Al(OH) 3 и NaOH Г. Al(OH) 3 и HCl 8. Гидролиз соли ( NH 4 ) 2 CO 3 : А. идет по катиону Б. идет по аниону В. не идет Г. идет по катиону и аниону
9. CO взаимодействует с каждым из веществ: А. С и O 2 Б. CO 2 и H 2 O В. SiO 2 и H 2 O Г. HCl и H 2 10. При сгорании любых органических веществ образуется: А. С Б. CO В. CO 2 Г. H 2 CO 3
1-А, 2-Б, 3-Г, 4-А, 5-Б, 6-А, 7-Б, 8-Г, 9-А, 10-В
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
Наиболее известны два оксида углерода: Монооксид углерода CO ( угарный газ ) Диоксид углерода CO 2 ( углекислый газ ) Менее известны : Гексагидроксибензол трисоксалат C 12 O 12 Диоксид триуглерода C 3 O 2 Меллитовый ангидрид C 12 O 9
ОКСИД УГЛЕРОДА ( II ) угарный газ - СО ОКСИД УГЛЕРОДА ( IV ) углекислый газ – СО 2 Бесцветный ядовитый газ без вкуса и запаха, горит голубоватым пламенем, легче воздуха , плохо растворим в воде. Концентрация угарного газа в воздухе 12,5—74 % взрывоопасна . Бесцветный газ, без запаха, тяжелее воздуха ; растворимость в воде - в 1V H 2 O растворяется 0,9V CO 2 ( при нормальных условиях ); t°пл .= - 78,5°C; не поддерживает горение . Физические свойства
УГАРНЫЙ ГАЗ
IV Подсушка топлива III Пирогенетическое разложение топлива I II Выход газа Удаление золы Зольник C + O 2 → CO 2 2 H 2 O + O 2 → 2H 2 O C + CO 2 → 2CO C + H 2 O → CO + H 2 ПОЛУЧЕНИЕ – в промышленности
Термическим разложением муравьиной или щавелевой кислоты в присутствии H 2 SO 4 ( конц .): HCOOH t˚C , H2SO4 → H 2 O + CO H 2 C 2 O 4 t˚C,H2SO4 → CO + CO 2 + H 2 O ПОЛУЧЕНИЕ – в лаборатории
1 ) с кислородом 2 C +2 O + O 2 t˚C → 2C +4 O 2 ↑ 2) с оксидами металлов CO + Me x O y = CO 2 + Me C +2 O + CuO t˚C → С u + C +4 O 2 ↑ 3) с хлором (на свету) CO + Cl 2 свет → COCl 2 ( фосген – ядовитый газ) 4) реагирует с расплавами щелочей (под давлением) CO + NaOH P → HCOONa ( формиат натрия ) ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА При обычных условиях инертен при нагревании – восстановитель CO - несолеобразующий оксид
УГЛЕКСИСЛЫЙ ГАЗ - СО 2 Атмосферное давление Твердое состояние («сухой лед») Газообразное состояние Повышенное давление
УГЛЕКСИСЛЫЙ ГАЗ СО 2 КИСЛОРОД О 2 РАСТЕНИЯ ФОТОСИНТЕЗ ЖИВОТНЫЕ ДЫХАНИЕ Концентрация СО 2 в атмосфере Земли составляет в среднем 0,0395 %
2. Действием сильных кислот на карбонаты и гидрокарбонаты – в лаборатории : CaCO 3 ( мрамор) + 2 HCl → CaCl 2 + H 2 O + CO 2 NaHCO 3 + HCl → NaCl + H 2 O + CO 2 ПОЛУЧЕНИЕ: 1. Термическим разложением солей угольной кислоты (карбонатов). Обжиг известняка – в промышленности : CaCO 3 t=1200˚C → CaO + CO 2
4. При медленном окислении в биохимических процессах (дыхание, гниение, брожение) 3. Сгорание углеродсодержащих веществ: СН 4 + 2О 2 → 2H 2 O + CO 2 ПОЛУЧЕНИЕ:
Кислотный оксид: 1) с водой даёт непрочную угольную кислоту: СО 2 + Н 2 О ↔ Н 2 СО 3 2 ) реагирует с основными оксидами и основаниями, образуя соли угольной кислоты Na 2 O + CO 2 → Na 2 CO 3 2NaOH + CO 2 → Na 2 CO 3 + H 2 O NaOH + CO 2 (избыток) → NaHCO 3 3) При повышенной температуре может проявлять окислительные свойства – СO 2 + Me = Me x O y + C С +4 O 2 + 2Mg t˚C → 2Mg +2 O + C 0 ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА:
Помутнение известковой воды Ca (OH) 2 за счёт образования белого осадка – нерастворимой соли CaCO 3 : Ca (OH) 2 + CO 2 → CaCO 3 ↓+ H 2 O КАЧЕСТВЕННАЯ РЕАКЦИЯ НА УГЛЕКИСЛЫЙ ГАЗ:
№ 1. Закончите уравнения реакций, составьте электронный баланс для каждой из реакций, укажите процессы окисления и восстановления; окислитель и восстановитель: CO 2 + C = C + H 2 O = С O + O 2 = CO + Al 2 O 3 = № 2. Вычислите количество энергии, которое необходимо для получения 448 л угарного газа согласно термохимическому уравнению CO 2 + C = 2CO – 175 кДж ЗАКРЕПЛЕНИЕ
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
СТРУКТУРНАЯ ФОРМУЛА – все связи ковалентные полярные ХИМИЧЕСКАЯ ФОРМУЛА H 2 CO 3 МОЛЕКУЛА УГОЛЬНОЙ КИСЛОТЫ
Кислота слабая , существует только в водном растворе, очень непрочная, разлагается на углекислый газ и воду: CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3 Внешний вид - бесцветный раствор
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА: д ля угольной кислоты характерны все свойства кислот 1) Диссоциация – двухосновная кислота, диссоциирует слабо в две ступени, индикатор - лакмус краснеет в водном растворе : H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 - ( гидрокарбонат-ион) HCO 3 - ↔ H + + CO 3 2- (карбонат-ион)
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА: д ля угольной кислоты характерны все свойства кислот 2) с активными металлами H 2 CO 3 + Ca = CaCO 3 + H 2 ↑ 3) с основными оксидами H 2 CO 3 + CaO = CaCO 3 + H 2 O
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА: д ля угольной кислоты характерны все свойства кислот 4) с основаниями H 2 CO 3 ( изб) + NaOH = NaHCO 3 + H 2 O H 2 CO 3 + 2NaOH = Na 2 CO 3 + 2H 2 O 5 ) Очень непрочная кислота – разлагается
СОЛИ УГОЛЬНОЙ КИСЛОТЫ – КАРБОНАТЫ И ГИДРОКАРБОНАТЫ Средние соли – карбонаты Na 2 СO 3 , (NH 4 ) 2 CO 3 Кислые соли – бикарбонаты, гидрокарбонаты NaHCO 3 , Ca (HCO 3 ) 2 Угольная кислота образует два ряда солей:
В ПРИРОДЕ : мел мрамор известняк NaHCO 3 – питьевая сода K 2 CO 3 ( поташ, в золе растений) Na 2 CO 3 – сода, кальцинированная сода Na 2 CO 3 x 10H 2 O – кристаллическая сода
Гидрокарбонаты растворяются в воде ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА Все карбонаты – твёрдые кристаллические вещества Большинство из них в воде не растворяются
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА солей угольной кислоты Общие свойства солей: 1) Вступают в реакции обмена с другими растворимыми солями Na 2 CO 3 + CaCl 2 = CaCO 3 ↓ + 2NaCl 2 ) Разложение гидрокарбонатов при нагревании NaHCO 3 t˚C → Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2 ↑ 3) Разложение нерастворимых карбонатов при нагревании CaCO 3 t˚C → CaO + CO 2 ↑
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА солей угольной кислоты Общие свойства солей: 4) Карбонаты и гидрокарбонаты могут превращаться друг в друга: гидрокарбонаты в карбонаты Me(HCO 3 ) n + Me(OH) n → MeCO 3 +H 2 O Me(HCO 3 ) n t˚C → MeCO 3 ↓+H 2 O+CO 2 ↑ карбонаты в гидрокарбонаты MeCO 3 +H 2 O+CO 2 = Me(HCO 3 ) n
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА солей угольной кислоты Специфические свойства : Качественная реакция на CO 3 2- карбонат ион "вскипание" при действии сильной кислоты: Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2 ↑
№ 1. Закончите уравнения осуществимых химических реакций: CO 2 + KOH = CO 2 + Ca (OH) 2 = CO + Al = CO + CaO = H 2 CO 3 + K 2 SO 4 = CO 2 + H 2 SO 4 = CO 2 ( изб ) + NaOH = Ca (HCO 3 ) 2 + Ca (OH) 2 = С O 2 + Na 2 O = H 2 CO 3 + NaCl = CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = C + ZnO = ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ
№2. Осуществите превращения по схеме : 1) Al 4 C 3 → CH 4 → CO 2 → CaCO 3 → Ca ( HCO 3 ) 2 → CaCO 3 2) Ca → CaC 2 → Ca ( OH ) 2 → CaCO 3 → CO 2 → C 3) CO 2 → H 2 CO 3 → Na 2 CO 3 → CO 2 4) CaCO 3 → CO 2 → NaHCO 3 → Na 2 CO 3 ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ
№3. Решите задачи 1.Какой объём углекислого газа выделится при обжиге карбоната кальция массой 200 г 2. Сколько угольной кислоты можно получить при взаимодействии 2 л углекислого газа ( н.у .) с водой, если выход кислоты составил 90% по сравнению с теоретическим ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
3 период 5-я группа, главная подгруппа Порядковый номер - 15 Относительная атомная масса - 31
1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 3 фосфор : p– элемент, неметалл Основное состояние Р +15 ) 2 ) 8 ) 5 Возбуждённое состояние Валентность III, Степень окисления -3, +3 Валентность V, Степень окисления + 5 + 15 P… + 15 P…
АЛЛОТРОПНЫ Е МОДИФИКАЦИИ ФОСФОРА Белый фосфор Светится в темноте (медленное окисление - хемилюминесценция ) Мягкое, бесцветное , воскообразное вещество. Легкоплавок ( температура плавления 44,1 ° C) Летуч Растворяется в сероуглероде и в ряде органических растворителей ЯДОВИТ!
АЛЛОТРОПНЫ Е МОДИФИКАЦИИ ФОСФОРА Красный фосфор В зависимости от способов получения обладает различными свойствами . Т емпература плавления 585-600 °C Не растворяется ни в одном растворителе В темноте не светится Не ядовит
АЛЛОТРОПНЫ Е МОДИФИКАЦИИ ФОСФОРА Черный фосфор Температура плавления 1000 °С под давлением 18·10 5 Па. Металлический блеск Жирный на ощупь, похож на графит Не растворяется ни в одном растворителе Полупроводник
ОРГАНИЗМЫ МИНЕРАЛЫ ФОСФОЛИПИДЫ, ФЕРМЕНТЫ, ФОСФАТ КАЛЬЦИЯ ЭФИРЫ ОРТОФОСФОРНОЙ КИСЛОТЫ В ЗУБАХ И КОСТЯХ ФОСФОРИТ БИРЮЗА АПАТИТ НАХОЖДЕНИЕ В ПРИРОДЕ
ПОЛУЧЕНИЕ ФОСФОРА Из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и кремнезёмом при температуре 1600 °С: 2Ca 3 (PO 4 ) 2 + 10C + 6SiO 2 → P 4 + 10CO + 6CaSiO 3 Вместо фосфоритов восстановлению можно подвергнуть и другие соединения, например, метафосфорную кислоту: 4HPO 3 + 12C → 4P + 2H 2 + 12CO
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА Окислитель С металлами — окислитель, образует фосфиды : 2 P + 3Ca → Ca 3 P 2 2 P + 3Mg → Mg 3 P 2 Фосфиды разлагаются кислотами и водой с образованием газа фосфина Mg 3 P 2 + 3H 2 SO 4 ( р-р)= 2 PH 3 + 3MgSO 4 Свойства фосфина - PH 3 + 2O 2 = H 3 PO 4 . PH 3 + HI = PH 4 I
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА Восстановитель Фосфор легко окисляется кислородом : 4P + 5O 2 → 2P 2 O 5 (с избытком кислорода), 4P + 3O 2 → 2P 2 O 3 (при медленном окислении или при недостатке кислорода ). С неметаллами — восстановитель: 2P + 3S → P 2 S 3 , 2P + 3Cl 2 → 2PCl 3 . ! Не взаимодействует с водородом
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА Восстановитель Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту : 3 P + 5HNO 3 + 2H 2 O → 3H 3 PO 4 + 5NO; 2P + 5H 2 SO 4 → 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O Реакция окисления также происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль: 6P + 5KClO 3 → 5KCl + 3P 2 O 5
ПРИМЕНЕНИЕ ФОСФОРА удобрения ядохимикаты производство спичек создание дымовых завес полупроводники производство красок защита от коррозии умягчение воды моющие средства
№1. Красный фосфор — основная модификация, производимая и потребляемая промышленностью. Он применяется в производстве спичек, его вместе с тонко измельчённым стеклом и клеем наносят на боковую поверхность коробка, при трении спичечной головки в состав который входят хлорат калия и сера, происходит воспламенение. Происходит реакция : P + KClO 3 = KCl + P 2 O 5 ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ
№ 2. Расставьте коэффициенты с помощью электронного баланса, укажите окислитель, и восстановитель, процессы окисления и восстановления . Осуществите превращения по схеме: P -> Ca 3 P 2 -> PH 3 -> P 2 O 5 Для последней реакции PH 3 -> P 2 O 5 составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель. ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ
№3 . Осуществите превращения по схеме: Ca 3 (PO 4 ) 2 -> P -> P 2 O 5 № 4 . Р асставьте коэффициенты: P + KOH + H 2 O = PH 3 + KH 2 PO 3 ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ
Какова масса фосфора в вашем теле, если известно, что фосфор составляет ≈1% от массы тела?
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
Щелочноземельными эти металлы называют, т.к. они содержатся во всех минералах земли — поэтому «земельные», а «щелочные» — т.к. они придают воде щелочную реакцию.
Строение электронных оболочек Электронное строение внешнего слоя у всех этих элементов одинаково – на нем всего 2 электрона на s-подуровне: n S 2
Сверху вниз в подгруппе радиус атома увеличивается, следовательно, электроны все слабее притягиваются к ядру атома, следовательно, сверху вниз металлические свойства увеличиваются Что это означает? n S 2 Валентности элементов = 2 , т.е. каждый атом может образовывать 2 связи. Степень окисления элементов = +2 – металлические свойства – это способность отдавать электроны Как следствие этого сверху вниз в подгруппе усиливаются восстановительные свойства.
Физические свойства щелочно-земельных металлов окрашивают пламя в разный цвет Ca — в кирпично-красный, Sr – в красный, Ba – в желтый все металлы сероватого цвета твердые , плотность больше 1 на воздухе элементы достаточно устойчивы , но покрываются оксидной пленкой электро- и теплопроводны
Химические свойства металлов Простые вещества Металлы традиционно проявляют металлические — восстановительные свойства 2 Ba + O 2 = 2BaO Ba + S = BaS 2Ba + SO 2 = 2BaO + S Ba + H 2 SO 4 = BaSO 4 + H 2
Химические свойства металлов Оксиды 2 BaO + S = 2Ba + SO 2 BaO + SO 2 = BaSO 3 BaO + 2HCl = BaCl 2 + H 2 O
Химические свойства металлов Гидроксиды Ca (OH) 2 +2HCl = CaCl 2 + H 2 O гидроксиды щелочноземельных металлов либо малорастворимы , либо нерастворимые, поэтому их образование может служить качественной реакцией Be (OH)2 - амфотерный гидроксид , он может реагировать как с основаниями, так и с кислотами!
Химические свойства металлов Ca + H 2 = CaH 2 Щелочноземельные металлы с водородом образуют гидриды Как определить качественные реакции? Be (OH) 2 — гелеобразный белый осадок; Сa (OH) 2 — белый осадок; Mg (OH) 2 — белесый осадок; Фториды — белесо-бесцветные осадки; Сульфиты и сульфаты — белые осадки.
Обычно щелочноземельные металлы получают электролизом расплавов их солей : CaCl2 (электролиз) → Ca + Cl2 Получение щелочно-земельных металлов
ТЕСТ В уравнении Mg + HNO 3 -> Mg(NO 3 ) 2 + N 2 O + H 2 O коэффициенты перед каждым веществом: А. 2 Mg + 6HNO 3 -> 2Mg(NO 3 ) 2 + N 2 O +5H 2 O Б. 4 Mg + 10HNO 3 -> 4Mg(NO 3 ) 2 + N 2 O +5H 2 O В. Mg +2HNO 3 -> Mg(NO 3 ) 2 + N 2 O + H 2 O Г. Mg +4HNO 3 -> Mg(NO 3 ) 2 + N 2 O + 2H 2 O 2. При взаимодействии 68.5 г щелочноземельного металла с соляной кислотой выделилось 11.2 л водорода. Этот металл - А. Be Б. Ca В. Sr Г. Ba
3. Сa не реагирует с: А. Br 2 Б. NaCl В. CaO Г. O 2 4. При взаимодействии с водой щелочноземельные металлы образуют : А. основания Б. основные оксиды В. кислотные оксиды Г. амфотерные оксиды 5. Атом Mg имеет на внешнем уровне: А. 1 электрон Б. 12 электронов В. 2 электрона Г. 24 электрона
6. По сравнению с щелочными металлами щелочноземельные проявляют А. менее восстановительные свойства Б. более восстановительные свойства В. такие же восстановительные свойства Г. более металлические свойства 7. Оксид магния - это А. кислотный оксид Б. основной оксид В. амфотерный оксид Г. основание 8. При разложении Mg (NO 3 ) 2 образуются: А. MgO + NO 2 + O 2 Б. Mg (NO 2 ) 2 + O 2 В. MgO + NO 2 Г. Mg + NO 2 + O 2
9. Оксид BeO : А. основной Б. кислотный В. амфотерный Г. несолеобразующий 10. Be(OH) 2 + NaOH -> А. не взаимодействуют Б. BeO + Na 2 O + H 2 O В. Be + Na 2 O + H 2 O Г. Na 2 [Be(OH) 4 ]
Б, Г, В, А, В, А, Б, А, В, Г
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
- При растворении в воде они образуют щелочи - Почему эти металлы называются « щелочными »? - А что такое щелочи ? Щелочи – мылкие на ощупь, довольно едкие вещества. Они очень гигроскопичны (тянут на себя влагу). По воздействию на кожу они похожи на кислоты – так же разъедают и щипят (если концентрированные).
Но вернемся к металлам . СТРОЕНИЕ ЭЛЕКТРОННЫХ ОБОЛОЧЕК на нем всего 1 неспаренный электрон на s-подуровне: n S 1 Электронное строение внешнего слоя у всех этих элементов одинаково –
Как следствие этого сверху вниз в подгруппе усиливаются восстановительные свойства - Что это означает? Валентности элементов = 1 , т.е . каждый атом может образовывать 1 связь. Степень окисления элементов = + 1 – металлические свойства – это способность отдавать электроны Сверху вниз в подгруппе радиус атома увеличивается, следовательно, этот 1 электрон все слабее притягивается к ядру атома - сверху вниз металлические свойства увеличиваются
ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ЩЕЛОЧНЫХ МЕТАЛЛОВ Электро- и теплопроводны все серебристо-белого цвета ( Сs – желтоватый ) мягкие как пластелин плотность Li , Na и K меньше 1 – они плавают по поверхности воды т.к . все металлы очень активно реагируют с водой (гигроскопичны) – реагируют с большим выделением тепла – по сути, горят на воздухе, искрят, то их хранят под слоем керосина
ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ЩЕЛОЧНЫХ МЕТАЛЛОВ Все элементы окрашивают пламя в разный цвет : Li — в-красный Na – в жёлтый K – в фиолетовый Rb – в красно-коричневый Cs – в красно-фиолетовый
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ЩЕЛОЧНЫХ МЕТАЛЛОВ Рассмотрим химические свойства по таблице классификации неорганических соединений
С кислородом образует оксиды, пероксиды и надпероксиды разных цветов : 4 Li + O 2 = 2Li 2 O ( белый); 2 Na + O 2 = Na 2 O 2 (белый); K + O 2 = KO 2 ( желтоватый); … С s 2 O (оранжевый); RbO 2 (темно- коричневый)…. 1. Идем по синим стрелочкам
2 Na + Cl 2 2NaCl 4Na + SO 2 2Na 2 O + S 2Na + 2HCl 2 NaCl + H 2 K + NaCl KCl + Na В первых двух реакциях натрий традиционно проявляет восстановительные свойства. Обратите внимание на последнюю реакцию - взаимодействие металла с солью Не всякий металл может вступить в такую реакцию!
В таблице растворимости внизу есть такая строчка В ЭТОМ РЯДУ КАЖДЫЙ ПРЕДЫДУЩИЙ ЭЛЕМЕНТ МОЖЕТ ВЫТЕСНЯТЬ ПОСЛЕДУЮЩИЙ ИЗ ЕГО СОЛЕЙ
2. Идем по зеленым стрелочкам – реакции по оксидам 2 Na 2 O + S 4Na + SO 2 2Na 2 O + SO 2 Na 2 SO 3 Na 2 O + 2HCl 2NaCl + H 2 O
3 . Идем по оранжевым стрелочкам
6 KOH + 3Cl KClO 3 + KCl + 3H 2 O горяч 2KOH + Cl 2 KClO + KCl + H 2 O холод 2KOH + SO 2 K 2 SO 3 + H 2 O KOH + HCl KCl + H 2 O Горячая щелочь - окисление идет до степени окисления хлора +5 . При использовании холодной щелочи хлор окисляется только до +1 Реакция щелочи с кислотой называется реакцией нейтрализации . Два сильных едких вещества нейтрализуют друг друга, образуя воду.
Водород при реакции с щелочными металлами проявляет отрицательную степень окисления. При этом получаются гидриды : Реакция щелочных металлов с водородом 2 Na + H2 2NaH Все соединения щелочных металлов хорошо растворимы в воде . единственный способ их качественного определения — это цвет пламени и цвет оксидов. Никаких осадков их соединения не образуют.
2LiCl 2Li + Cl 2 катод: Li + + e Li анод: 2 Cl - - 2e Cl 2 4NaOH 4Na + 2H 2 O + O 2 катод: Na + + e Na анод: 4OH - - 4e 2H 2 O + O 2 Получение металлов Обычно щелочные металлы получают электролизом расплавов их солей или щелочей: NaCl (электролиз) → Na + Cl 2
Тест Щелочные металлы 1. Щелочные металлы в реакциях проявляют свойства: А. окислитея Б. восстановителя В. как окислителя, так и восстановителя Г. вступают только в обменные реакции 2. Наиболее выражены восстановительные свойства у: А. Li Б. Na В. K Г. Rb
3. Легче всего на воздухе подвергается окислению: А. Сs Б. Rb В. K Г. Na 4 . При взаимодействии щелочных металлов с водой образуются А. основные оксиды Б. кислотные оксиды В. основания Г. кислоты 5 . Качественная реакция на соли калия: А. образование осадка Б. выделение осадка В. изменение окраски раствора Г. цвет пламени
6. Реакция: Na + KCl А. идет с выделением K Б. идет с выделением Cl 2 В. не идет Г. идет с образованием NaCl 7. Реакция KCl + NaNO 3 А. идет до конца Б. смещена в сторону реагентов В. идет с образованием KNO 3 и NaCl Г. не идет 8. При электролизе расплава соли 149 г KCl выделяется: А. 22.4 л газа Б. 44.8 л газа В. 11.2 л газа Г. 5.6 л газа
9. При электролизе 149 г раствора соли KCl выделяется: А. 2 г водорода Б. 44.8 л водорода В. 44.8 л хлора Г. 1 г водорода 10 . Продукты реакции Na2CO3 + C : А. Na 2 O + CO 2 Б. Na + CO 2 В. Na 2 O + CO Г. Na + CO
1 Б, 2 Г, 3 А, 4 В, 5 Г,6 В, 7 Г, 8 А, 9 А, 10 Г