Презентация на тему: Лекция 4. Тема №5

Реклама. Продолжение ниже
Лекция 4. Тема №5
Учебные вопросы
Лекция 4. Тема №5
Водород
Лекция 4. Тема №5
Физико-химические свойства
Лекция 4. Тема №5
Лекция 4. Тема №5
Лекция 4. Тема №5
Лекция 4. Тема №5
Получение Н 2
Лекция 4. Тема №5
2 уч.в. Щелочные металлы
Химические свойства :
Лекция 4. Тема №5
Лекция 4. Тема №5
Соли щелочных металлов
Щелочноземельные металлы
Получение
Химические свойства
Лекция 4. Тема №5
Лекция 4. Тема №5
Жесткость воды
Лекция 4. Тема №5
У м я г ч е н и е в о д ы
Галогены F, Cl, Br, I, At
Лекция 4. Тема №5
Лабораторные способы получения
Соединения галогенов
Лекция 4. Тема №5
Кислородсодержащие соединения галогенов
Кислородные кислоты хлора
Лекция 4. Тема №5
Лекция 4. Тема №5
Лекция 4. Тема №5
ПОЛУЧЕНИЕ ГАЛОГЕНОВ
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
Лекция 4. Тема №5
Лекция 4. Тема №5
Лекция 4. Тема №5
Лекция 4. Тема №5
Лекция 4. Тема №5
Лекция 4. Тема №5
Лекция 4. Тема №5
Лекция 4. Тема №5
Литература
Лекция 4. Тема №5
Лекция 4. Тема №5
Лекция 4. Тема №5
Лекция 4. Тема №5
Лекция 4. Тема №5
Лекция 4. Тема №5
Лекция 4. Тема №5
Лекция 4. Тема №5
Лекция 4. Тема №5
Лекция 4. Тема №5
Лекция 4. Тема №5
Лекция 4. Тема №5
Лекция 4. Тема №5
Лекция 4. Тема №5
Лекция 4. Тема №5
Лекция 4. Тема №5
Лекция 4. Тема №5
Лекция 4. Тема №5
Лекция 4. Тема №5
Лекция 4. Тема №5
Лекция 4. Тема №5
Лекция 4. Тема №5
Лекция 4. Тема №5
1/69
Средняя оценка: 4.8/5 (всего оценок: 56)
Код скопирован в буфер обмена
Скачать (557 Кб)
Реклама. Продолжение ниже
1

Первый слайд презентации: Лекция 4. Тема №5

Химия s, p - элементов

Изображение слайда
1/1
2

Слайд 2: Учебные вопросы

1. Водород 2. Щелочные и щелочноземельные металлы 3. р - элементы 7 группы Периодической системы элементов. Галогены

Изображение слайда
1/1
3

Слайд 3

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
4

Слайд 4: Водород

1766г - Г.Кавендиш установил природу Н 2 ; 1783 г. Лавуазье причислил к элементам и назвал. Кларк Н - 1% В природе встречается в виде 2 изотопов : 1 Н - протия (99,8%) 2 Н ( 2 D ) - дейтерия (0,02%)

Изображение слайда
1/1
5

Слайд 5

Третий изотоп - 3 Н ( Т ) - тритий постоянно образуется в верхних слоях атмосферы под действием нейтронов космических лучей на атомы N и других газов. Бета-радиоактивен, период полураспада Т 1/2 = 12,26 года. 3 1 Т= 3 2 He + бета-частицы

Изображение слайда
1/1
6

Слайд 6: Физико-химические свойства

Н 2 - бесцветный газ, без вкуса и запаха т.пл. - 259 о С т.кип. - 252,8 о С Ведет себя как идеальный газ 1. Взаимодействует с кислородом 2Н 2 + О 2 = 2Н 2 О

Изображение слайда
1/1
7

Слайд 7

2. с галогенами Н 2 + F 2 = 2 HF (со взрывом) H 2 + Cl 2 = 2 HCl 3. С серой и селеном - только при нагревании с образованием Н 2 S и H 2 Se С С, N 2, Si - только в присутствии катализаторов.

Изображение слайда
1/1
Реклама. Продолжение ниже
8

Слайд 8

4. С металлами образует гидриды (со щелочными, щелочноземельными, лантаноидами и некоторыми d -элементами) 2К +Н 2 = 2КН Н 2 - активный восстановитель.

Изображение слайда
1/1
9

Слайд 9

В обычных условиях восстанавливает только металлы с Е > +0,7 B (Hg, Ag, Pd, Au ): 2 AgNO 3 ( p ) + H 2 (г) = 2 Ag (к) + 2 HNO 3 ( p ) PdO (к) + Н 2 (г) = Pd (к) + H 2 O (ж)

Изображение слайда
1/1
10

Слайд 10

В промышленности при высоких температурах Н 2 применяется для восстановления более активных металлов : GeO 2 + 2H 2 = Ge + 2H 2 O WO 3 + 3 H 2 = W + 3 H 2 O

Изображение слайда
1/1
11

Слайд 11: Получение Н 2

Основной промышленный метод - переработка природного газа СН 4 (г)+2Н 2 О = 4Н 2 ↑+ СО 2 ↑ Наиболее чистый водород получают электрохимическим разложением воды (в присутствии ОН - ): катод(-): 2Н 2 О + 2е- = Н 2 ↑ + 2ОН - анод(+): 2ОН - - 2е- = 0,5 О 2 + Н 2 О

Изображение слайда
1/1
12

Слайд 12

В лабораторных условиях Н 2 получают из кислот: Zn +2HCl = H 2 ↑ + ZnCl 2 или из гидрида Ti : TiH 2 = Н 2 ↑ + Ti

Изображение слайда
1/1
13

Слайд 13: 2 уч.в. Щелочные металлы

Li Na K Rb Cs Fr От Li к Fr – 1) усиление металлических свойств; 2) усиление восстановительных свойств; 3) уменьшение энергии ионизации I. 4) усиление основных свойств гидроксидов

Изображение слайда
1/1
14

Слайд 14: Химические свойства :

а) взаимодействие с водородом : 2 Li + H 2 → 2 LiH гидрид лития - сильный восстановитель 2LiH + 2H 2 O → 2LiOH + Н 2 ↑ Используется для наполнения воздушных шаров, дирижаблей, надувных лодок с условиях ЧС (из 0,5 кг LiH получают 650л Н 2 ↑ )

Изображение слайда
1/1
Реклама. Продолжение ниже
15

Слайд 15

б) взаимодействие с кислородом : 4 Li + O 2 → 2 Li 2 O – оксид лития 2 Na + O 2 → Na 2 O 2 – пероксид натрия К + О 2 → КО 2 – супероксид калия Na 2 O 2 и КО 2 – сильные окислители Na 2 O 2 + С O 2 → 2Na 2 С O 3 + O 2 ↑ (изолирующие противогазы, акваланги, подлодки)

Изображение слайда
1/1
16

Слайд 16

в) взаимодействие с Н 2 О – образование гидроксидов – щелочей : 2Ме + 2 H 2 O → 2 Ме OH + H 2 ↑ Li 2 O +H 2 O → 2LiOH Na 2 O 2 + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 O 2 → (Н 2 О + О 2 ↑ ) г) взаимодействие с растворами кислот : 2Ме O + 2Н + → Н 2 O ↑+ 2Ме + Е=-2,9 B

Изображение слайда
1/1
17

Слайд 17: Соли щелочных металлов

хорошо растворимы в воде ( исключение: фторид лития, карбид лития, перхлораты К, Rb, Cs ) - окрашивают пламя: Na → Na* + hν - желтого цвета Li → Li * + hν - красного цвета K → K * + hν - фиолетового цвета

Изображение слайда
1/1
18

Слайд 18: Щелочноземельные металлы

элементы II группы главной подгруппы ( кроме Be и Mg). Са, Sr, Ba, Ra 1808г Х.Дэви: СаСО 3 → СО 2 + СаО щелочная земля СаО + Н 2 О → Са(ОН) 2 щелочь негашеная гашенная известь известь

Изображение слайда
1/1
19

Слайд 19: Получение

а) электролиз хлоридов металлов : Са Cl 2 → Ca + Cl 2 ↑ б) восстановление из оксидов нелетучими восстановителями : 2MgO + Si → 2Mg + SiO 2 3CaO + 2Al → Al 2 O 3 + 3Ca

Изображение слайда
1/1
20

Слайд 20: Химические свойства

а) взаимодействие с кислородом: 2Mg + O 2 → 2MgO 2Ca + O 2 → 2CaO 2 Ba + O 2 → 2 BaO б) взаимодействие с водородом : Са + Н 2 → СаН 2 гидрид кальция- сильный восстановитель СаН 2 + О 2 → СаО + Н 2 О СаН 2 + Н 2 О → Са(ОН) 2 + Н 2 ↑

Изображение слайда
1/1
21

Слайд 21

в) взаимодействие с водой : Ме + 2Н 2 О → Ме(ОН) 2 + Н 2 (магний вступает в реакцию при нагревании) Оксиды Са, Ва, Sr – легко реагируют с водой (оксид Mg – медленно) СаО + Н 2 О → Са(ОН) 2

Изображение слайда
1/1
22

Слайд 22

Соли щелочноземельных металлов - хлориды, сульфаты, бикарбонаты – хорошо растворимы в воде - фториды, хроматы, оксалаты – плохо растворимы в воде.

Изображение слайда
1/1
23

Слайд 23: Жесткость воды

обусловлена содержанием в воде ионов Са 2+ и М g 2+. Различают 3 вида жесткости воды: Общая жесткость воды - определяется суммой растворимых солей Са и М g (хлоридов, сульфатов, гидрокарбонатов )

Изображение слайда
1/1
24

Слайд 24

Временная жесткость - это часть общей жесткости, устраняемая кипячением: С a(HCO 3 ) 2 = CaCO 3 ↓+H 2 O + CO 2 ↑ Постоянная жесткость воды - часть общей жесткости, остающаяся после кипячения воды (хлориды, сульфаты ).

Изображение слайда
1/1
25

Слайд 25: У м я г ч е н и е в о д ы

Содовый способ : MgSO 4 + Na 2 CO 3 = MgCO 3 ↓ + Na 2 SO 4 CaCl 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 ↓ + 2NaCl В настоящее время: использование ионнообменных смол, поглощающих ионы Са 2+ и М g 2+.

Изображение слайда
1/1
26

Слайд 26: Галогены F, Cl, Br, I, At

Электронная конфигурация внешнего слоя - ns 2 np 5 Характерная степень окисления -1 Для хлора, брома и иода известны степени окисления: +1, +3, +5 и +7 В обычных условиях существуют в виде простых веществ Hal 2

Изображение слайда
1/1
27

Слайд 27

F 2 - газ, бледно-желтого цвета Cl 2 - газ, желто-зеленого цвета Br 2 - густая жидкость, красно-коричневого цвета I 2 - кристаллы, серо-черного цвета, блестят

Изображение слайда
1/1
28

Слайд 28: Лабораторные способы получения

Cl 2 - получают действием различных окислителей на Н Cl : MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O - Br 2, I 2 - получают окислением HBr, HI или их солей: 6KBr + K 2 Cr 2 O 7 + 7H 2 SO 4 = 3Br 2 + + Cr 2 (SO 4 ) 3 + 4K 2 SO 4 + 7H 2 O

Изображение слайда
1/1
29

Слайд 29: Соединения галогенов

Галогеноводороды - HF, Н Cl, HBr, HI при обычных условиях - газы, хорошо растворимые в воде. Получение: KF( кр ) + H 2 SO 4 ( конц ) = HF↑ +KHSO 4 KCl + H 2 SO 4 ( конц ) = HCl↑ + KHSO 4 3Br 2 + 2P + 6H 2 O = 6HBr↑ + 2H 3 PO 3

Изображение слайда
1/1
30

Слайд 30

При растворении Н Cl, HBr, HI диссоциируют почти полностью, поэтому образующиеся кислоты относятся к числу сильных. 4 HF + SiO 2 = SiF 4 ↑ + 2 H 2 O В отличии от других кислот, HF взаимодействует с SiO 2, и вследствие этого разъедает стекло.

Изображение слайда
1/1
31

Слайд 31: Кислородсодержащие соединения галогенов

Все галогены,, в кроме фтора, образуют соединения которых они обладают положительной степенью окисления. Наиболее важные - Н HalO n ( n =1÷4)

Изображение слайда
1/1
32

Слайд 32: Кислородные кислоты хлора

возрастает Кислота Степень окисления Название аниона Сила кислоты К дисс Хлорнова-тистая HClO +1 Гипохло рит 2,8. 10 -8 Хлористая HClO 2 +3 хлорит 1,1. 10 -2 Хлорнова тая HClO 3 +5 хлорат 10 Хлорная HClO 4 +7 перхлорат 10 10

Изображение слайда
1/1
33

Слайд 33

Кислоты ННа l при взаимодействии с металлами их окисляют только за счет ионов Н + : 2 HCl + Zn = ZnCl 2 + H 2 ↑ Галогениды металлов, за исключением солей А g и Pb, хорошо растворимы в воде.

Изображение слайда
1/1
34

Слайд 34

Реакция : Ag + + Hal - = AgHal ↓ является качественной на галоген-ионы. AgCl - осадок белого цвета AgBr - желто-белого цвета AgI - ярко-желтого цвета

Изображение слайда
1/1
35

Слайд 35

Каждый галоген в ряду F - I может вытеснять последующий из его соединений с водородом и металлами : F 2 + 2Cl - = 2F - +Cl 2 Cl 2 + 2Br - = 2Cl - + Br 2 Br 2 + 2I - = 2Br - + I 2

Изображение слайда
1/1
36

Слайд 36: ПОЛУЧЕНИЕ ГАЛОГЕНОВ

Промышленные методы: а) электролиз F 2 получают из расплавов фторидов: С aF 2 → Ca+F 2 Cl 2 получают из расплавов или из растворов хлоридов: 2 NaCl → 2Na +Cl 2 2 NaCl + 2 H 2 O → H 2 ↑ + Cl 2 ↑ + 2 NaOH б) окисление солей брома и иода хлором.

Изображение слайда
1/1
37

Слайд 37: ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

F - самый активный из галогенов. а) взаимодействует с металлами : 2 Al + 3 F 2 = 2 AlF 3 + Q б) с неметаллами : H 2 + F 2 = 2HF + Q Si+ 2F 2 =SiF 4 Hal 2 + F 2 = 2HalF ( где Hal=Cl, Br, I) межгалогенные соединения (сильные окислители)

Изображение слайда
1/1
38

Слайд 38

в) с водой : 3 F 2 + 3 H 2 O = F 2 O ↑ + 4 HF + H 2 O 2 (реакция носит взрывной характер ) г) с инертными газами Xe + F 2 = XeF 2 + Q

Изображение слайда
1/1
39

Слайд 39

С l 2 - очень реакционноактивен а) реагирует со всеми простыми веществами, кроме О 2, N 2, инертных газов : 2Al + 3Cl 2 = 2AlCl 3 + Q Si+ 2Cl 2 = SiCl 4 + Q H 2 + Cl 2 = 2 HCl + Q (реакция протекает по цепному механизму)

Изображение слайда
1/1
40

Слайд 40

б) взаимодействует со сложными веществами: Н 3 С-СН 3 + С l 2 → CH 3 - CH 2 Cl + HCl - вытесняет Br 2 и I 2 из их соединений : Cl 2 + 2HBr = 2HCl + Br 2 Cl 2 + 2 HI = 2 HCl + I 2

Изображение слайда
1/1
41

Слайд 41

- с водой : Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO - Q хлорная вода - со щелочами : С l 2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H 2 O 3С l 2 + 6 NaOH = 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 O (при нагревании)

Изображение слайда
1/1
42

Слайд 42

Br 2 - менее активен, чем F 2 и Cl 2 -с простыми веществами: Si + 2Br 2 = SiBr 4 + Q H 2 + Br 2 = 2 HBr + Q Как «мягкий» реагент, широко используется в органическом синтезе.

Изображение слайда
1/1
43

Слайд 43

I 2 - существенно отличается по химической активности от F 2, Cl 2, Br 2. - не взаимодействует с неметаллами; -с металлами медленно реагирует при t o.

Изображение слайда
1/1
44

Слайд 44

ТЕМА № 6 Свойства элементов 5,6 групп Периодической системы элементов Д.И.Менделеева

Изображение слайда
1/1
45

Слайд 45

Учебные вопросы: 1. Азот. Соединения со степенью окисления азота (+1), (+2), (+3), (+4), (+5). 2. Фосфор. Соединения со степенью окисления фосфора (+3), (+5). 3. Кислород. Соединения со степенью окисления (-2), (-1). 4. Сера. Соединения со степенью окисления серы (+2), (+4), (+ 6). Подгруппа селена.

Изображение слайда
1/1
46

Слайд 46: Литература

1. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М., «Высшая школа», 2009, с.338-470.

Изображение слайда
1/1
47

Слайд 47

АЗОТ Степень окислен. – III – II – I 0 + I + II + III + IV +V Пример соединен. NH 3 NH 4 + Mg 3 N 2 N 2 H 4 N 2 H 5 + NH 2 OH NH 3 OH – N 2 H 2 N 2 O 2 NO N 2 O 3 NOCl HNO 2 NO 2 N 2 O 4 N 2 O 5 HNO 3 6Li + N 2 = 2LiN; при  0 = 2500 0 C 2C + N 2 = C 2 N 2 (N  C – C  N) -3 -3 c H 2 : АММИАК NH 3 N ГИДРАЗИН N 2 H 4 ГИДРОКСИЛАМИН NH 2 OH АЗОТИСТОВОДОРОДНАЯ К-ТА HN 3 АЗИД АММОНИЯ N 4 H 4 АЗИД ГИДРАЗОНИЯ N 6 H 5 H H H -3 N – N H H H H -2 -2 H H N – OH -1 H –N = N  N H : N : : N : : N : : :

Изображение слайда
1/1
48

Слайд 48

АММИАК Получ. : 3 H 2 + N 2 = 2NH 3 c H + NH 3 + H + = NH 4 + NH 3 + HCl = NH 4 Cl NH 3  H 2 O + HCl = NH 4 Cl + H 2 O N H H H с d- орбит. [CO(NH 3 ) 6 ] 3+ ; [Ag(NH 3 ) 2 ] + выс  0 2Al + 2NH 3 = AlN +3H 2 замещ нитрид горит 2 NH 3 + 3O 2 = N 2 + 3H 2 O ката- 4 NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O лиз t 0 Pt ГИДРАЗИН H H H H N N Получ. : NH 3 + NaOCl = N 2 H 4 +NaCl + H 2 O горит N 2 H 4 + O 2 = 2H 2 O + N 2 + 609 кДж сл. осн N 2 H 4 + H 2 O  N 2 H 5 + +OH - N 2 H 4 + HCl = N 2 H 5 Cl восстан. 5(N 2 H 3 ) 2 SO 4 +8KMnO 4 +7H 2 SO 4 = =10N 2 + 8MnSO 4 + 4K 2 SO 4 + 3H 2 O хлорид гидразон N 2 H 4 + 2I 2 = 4HI + N 2 ГИДРОКСИЛАМИН Получ. : HNO 3 + 6H + = NH 2 OH + 2H 2 O электролиз к Разлож. : 3 NH 2 OH =NH 3 + N 2 + 3H 2 O сл. осн.: NH 2 OH +H 2 O = NH 2 OH H 2 O окислитель: 2 NH 2 OH +4FeSO 4 +3H 2 SO 4 = =2Fe 2 (SO 4 ) 3 + (NH 4 ) 2 SO 4 + 2H 2 O восстановитель: 2 NH 2 OH + I 2 + 2KOH = =N 2 + 2KI +4H 2 O АЗОТИСТОВОДОРОДНАЯ К-ТА Получ. : N 2 H 4 + HNO 3 = 2H 2 O + HN 3 Разлож. : HN 3 = H 2 + 3N 3 + 590 кДж соли – азиды: Pb(N 3 ) 2

Изображение слайда
1/1
49

Слайд 49

АММИАК Получ. : 3 H 2 + N 2 = 2NH 3 c H + NH 3 + H + = NH 4 + NH 3 + HCl = NH 4 Cl NH 3  H 2 O + HCl = NH 4 Cl + H 2 O N H H H с d- орбит. [CO(NH 3 ) 6 ] 3+ ; [Ag(NH 3 ) 2 ] + выс  0 2Al + 2NH 3 = AlN +3H 2 замещ нитрид горит 2 NH 3 + 3O 2 = N 2 + 3H 2 O ката- 4 NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O лиз t 0 Pt ГИДРАЗИН H H H H N N Получ. : NH 3 + NaOCl = N 2 H 4 +NaCl + H 2 O горит N 2 H 4 + O 2 = 2H 2 O + N 2 + 609 кДж сл. осн N 2 H 4 + H 2 O  N 2 H 5 + +OH - N 2 H 4 + HCl = N 2 H 5 Cl восстан. 5(N 2 H 3 ) 2 SO 4 +8KMnO 4 +7H 2 SO 4 = =10N 2 + 8MnSO 4 + 4K 2 SO 4 + 3H 2 O хлорид гидразон N 2 H 4 + 2I 2 = 4HI + N 2 ГИДРОКСИЛАМИН Получ. : HNO 3 + 6H + = NH 2 OH + 2H 2 O электролиз к Разлож. : 3 NH 2 OH =NH 3 + N 2 + 3H 2 O сл. осн.: NH 2 OH +H 2 O = NH 2 OH H 2 O окислитель: 2 NH 2 OH +4FeSO 4 +3H 2 SO 4 = =2Fe 2 (SO 4 ) 3 + (NH 4 ) 2 SO 4 + 2H 2 O восстановитель: 2 NH 2 OH + I 2 + 2KOH = =N 2 + 2KI +4H 2 O АЗОТИСТОВОДОРОДНАЯ К-ТА Получ. : N 2 H 4 + HNO 3 = 2H 2 O + HN 3 Разлож. : HN 3 = H 2 + 3N 3 + 590 кДж соли – азиды: Pb(N 3 ) 2

Изображение слайда
1/1
50

Слайд 50

КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ ОКСИДЫ ЗАКИСЬ N 2 O N = N = O  N  N = O ОКСИД (II) NO N = O ОКСИД (III) N 2 O 3 азотистый ангидрид O = N – O – N = O ОКСИД (IV) NO 2 (N 2 O 4 ) диоксид ОКСИД (V) N 2 O 5 азотный ангидрид N – O – N - 1 + 3 0 +2 +2 +3 +3 N O O = = + 4 O O O O = = = = + 5 + 5 ЗАКИСЬ ОКСИД - NO Получ. : NH 4 NO 3 = N 2 O + H 2 O t 0 Разлож. : 2N 2 O = 2N 2 + O 2 + O t 0 Получ. : N 2 + O 2 = 2NO – 180 кДж t 0 к Лабор.: 3 Cu + 8HNO 3 = 3Cu(NO 3 ) 2 + 2NO + H 2 O (разб) Присоед. : 2NO + Cl 2 = 2NOCl ( нитрозил хлорид) 2 NO + O 2 = 2NO 2 ДИОКСИД Получ. : 2 NO + O 2 = 2NO 2 Лабор.: 4HNO 3 + Cu = Cu(NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O Равновесие: 2NO 2  N 2 O 4 тепло +100 холод -11 раств. в Н 2 О на холоду 2 NO 2 + H 2 O  HNO 3 + HNO 2 горяч. H 2 O 3 NO 2 + H 2 O  2 HNO 3 + NO

Изображение слайда
1/1
51

Слайд 51

КИСЛОРОДНЫЕ КИСЛОТЫ АЗОТА АЗОТИСТАЯ АЗОТНАЯ HNO 3 HO – N АЗОТИСТАЯ HNO 2 HO – N = O АЗОТНОВАТИСТАЯ H 2 N 2 O 2 HO – N = N – OH = = O O + 5 + 3 + 1 + 1 слабее СН 3 СООН К  10 –6 Разлож. : 3 HNO 3  HNO 2 + H 2 O + 2NO ОКИСЛИТЕЛЬ ВОССТАНОВИТЕЛЬ N + 3 N N; N + 5 + 2 0 2HNO 2 + 2KI = KOH + I 2 + 2NO HNO 2 + Br 2 + H 2 O = HNO 3 + 2Br Получ. : KNO 3 + Pb = KNO 2 + PbO KNO 2 + H 2 SO 4 = KHSO 4 + HNO 2 (разб) АЗОТНОВАТИСТАЯ отн. слабая К 1  10 –8 К 2  10 –11 Получение солей (гипонитриты) 2 NaNO 2 + 4[H] = Na 2 N 2 O 2 + 2H 2 O 2 Na 2 O + 4O = NaNO 2 + Na 2 N 2 O 2

Изображение слайда
1/1
52

Слайд 52

АЗОТНАЯ Получ. : 2/3 NO 2 + H 2 O = 2HNO 3 + NO NO + O 2 = NO 2 4NO 2 + 2H 2 O + O 2 = 4HNO 3 сильн. NO 2 ; N 2 O 3 ; NO; окислитель : N 2 O; N 2 ; NH 3 HNO 3 ( конц.) Au; Pt; Rh; Nb; W; Ta Al; Fe; Cr; B все М правее Н в ряду напряжений не взаим. пассив. реагир. эти М восст. HNO 3 до NO 2 HNO 3 ( разб.) до NO до N 2 O до NH 4 NO 3 (N 2 O; N 2 ; NH 3 ) Zn; Al; Ca Fe; Mn Cu; Ag; Hg; Bi; KI; H 2 S 2KNO 3 + 3H 2 S = 2NO + 3S +4H 2 O (разб.) Царская водка HNO 3 (1 об.) + HCl( 3об.) Au + HNO 3 + 3HCl = AuCl 3 + NO +2H 2 O AuCl 3 + HCl = H[AuCl 4 ] HNO 3 + 3HCl = NOCl + Cl 2 + 2H 2 O нитрозил хлорид Порох 2 KNO 3 + S + 3C = K 2 S + N 2 + 3CO 2 t 0 Разложение солей Катион левее Mg ( в ряду напряжений) NaNO 3 = NaNO 2 + O 2 2) Mg – Cu Pb(NO 3 ) 2 = PbO + NO 2 + NO + O 2 Правее Cu 2AgNO 3 = 2Ag + 2NO 2 + O 2 t 0 t 0 t 0

Изображение слайда
1/1
53

Слайд 53

КИСЛОРОДСОДЕРЖАЩИЕ КИСЛОТЫ АЗОТА H 2 N 2 O 2 – азотноватая (гипонитриты) HNO 2 – азотистая (нитриты) HNO 3 – надазотная Неустойчивая. Кристаллическая, слабая, двухосновная, не имеет практического прим. В свободном виде НЕТ. Соли окислители и восст. 2 NaNO 2 + NaI + 2H 2 SO 4 = I 2 + 2NO +NaSO 4 + H 2 O ( окисл.) 5 NaNO 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5NaNO 3 + K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 3H 2 O АЗОТНАЯ КИСЛОТА Молекулярные свойства = O = Н – О – N O +I -II -II -II +V анион NO 3 - Н: O :N: :O :O: Н: O :N: O O : : : : : : : : : O O O N  =120 0 Физические свойства t K  86 0 t пл = -42 0  = 1.502 Химические свойства сильный окислитель C 10 H 16 + HNO 3  C + NO 2 + 2H 2 O скипидар HNO 3 конц. HNO 3 разб. NO 2 Me S, P N 2 O NO NO, NH 3, N 2 Hg, Cu, Ag Te, Mn Zn, Al Применение Получение нитритов Нитрование (смесь HNO 3 + H 2 SO 4 ) Пороха дымный 68% KNO 3 + 15S + 17% C C 6 H 10 O 5 + 3HNO 3  3H 2 O + C 6 H 7 O 2 (ONO 2 ) 3 3N 2 + 9CO + 3CO 2 + 7H 2 O взрыв

Изображение слайда
1/1
54

Слайд 54

Валентность  III (PF 3 ; PCl 3 ) при 1500 0 С 2 Ca 3 (PO 4 ) 2 + 6SiO 2 + 10C = 6CaSiO 3 + P 4 + 10CO IV (PH 4 Cl; PH 4 I) V (PF 5 ; PCl 5 ) VI (PCl 6 – ) P P P P Степень окисления Пример соединения –3 –2 –1 0 +1 +2 +3 +4 +5 PH 3 P 2 H 4 P 4 H 3 PO 2 P 2 Cl 4 H 3 PO 3 ; P 4 O 6 H 4 P 2 O 6 PCl 5 ; P 4 H 10 ; H 3 PO 4 P – P H H H H ФОСФОР

Изображение слайда
1/1
55

Слайд 55

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА с Н 2 P 4 +6H 2 = 4PH 3 c O 2 P 4 + 3O 2 = P 4 O 6 горение P 4 +5O 2 = P 4 O 10 дым P 4 O 10 +6H 2 O = 4H 3 PO 4 c Hal P 4 + 10F 2 = 4PF 5 – взрыв P 4 + 6Cl 2 = 4PCl 3 ; PCl 3 + Cl 2 = PCl 5 c S P 4 + S P 4 S 3 ; P 4 S 5 ; P 4 S 7 ; P 4 S 10 с щел. 4 P + KOH + 3H 2 O = PH 3 + 3KHPO 2 8P + 3Ca(OH) 2 + 6H 2 O = 3PH 3 + 3Ca(H 2 PO 2 ) 2 4P  3P +1 + P +3 из-за близости электроотр. Н и Р может восст. 4 P + 4KOH + 4H 2 O = 4KH 2 PO 2 + 2H 2 с кислотами неокислителями НЕ взаимодействует с кисл. окисл. P +5 HNO 3 = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O 2KMnO 4 + 2P +3H 2 SO 4 = K 2 SO 4 +2MnSO 4 + 2H 3 PO 4 c N 2 P 4 + 2N 2 = 4PN (нитрид) (при электрич. разряд) с Ме P 4 + 12Na = 4Na 3 P ( фосфид) с окислителем (твердым) 10KClO 3 + 12P = 10KCl + 3P 4 O 10 (гипофосфиты)

Изображение слайда
1/1
56

Слайд 56

ФОСФИН РН 3 Н Н P Н горит 4 PH 3 + 8O 2 = P 4 O 10 + 6H 2 O восстановитель P -3 H 3 + 8Ag +1 NO 3 +4H 2 O = 8Ag 0 + H 3 P +5 O 4 + 8HNO 3 Соли фосфония: PH 4 Cl; PH 4 ClO 4 Получ.: Ca 3 P 2 + 6HCl = 3CaCl 2 + 2PH 3 4P + 3KOH + 3H 2 O = PH 3 + 3KH 2 PO 2 ГАЛОГЕНИДЫ PF 3 ; PF 5 ; PCl 3 ; PCl 4 ; PCl 5 ; PBr 2 ; PBr 5 ; PI 3 ; P 2 I 4 Галогенангидриды PCl 3 + 3H 2 O = 3HCl + H 3 PO 3 PCl 5 + H 2 O = 2HCl + POCl 3 (галогеноксид) POCl 3 + 3H 2 O = 3HCl + H 3 PO 4 ( ортофосфорная)

Изображение слайда
1/1
57

Слайд 57

КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ Р 1. НЕДООКИСЬ P 4 O 2. ФОСФОРИСТЫЙ P 4 +3 O 6 P 4 O 6 + 3H 2 O = 4H 3 PO 3 АНГИДРИД 3. ФОСФОРНОВАТЫЙ P 2 +4 O 4 P 2 O 4 + 3H 2 O = H 3 PO 3 + H 3 PO 4 АНГИДРИД 4. ФОСФОРНЫЙ P 4 +5 O 10 P 4 O 10 + 2H 2 O = 4HPO 3 АНГИДРИД 5. ПЕРЕОКИСЬ P 2 +5 O 6 P 4 O 10 + O 2 = 2P 2 O 6 H 4 P 2 O 8 КИСЛОТЫ 1. ФОСФОРНОВАТИСТАЯ H 3 PO 2 – слабая одноосновная 2. ФОСФОРИСТАЯ H 3 PO 3 – слабая трехосновная 3. ПИРОФОСФОРИСТАЯ H 4 P 2 O 5 – средней силы 4. ФОСФОРНОВАТАЯ H 4 P 2 O 6 5. МЕТАФОСФОРНАЯ HPO 3 – средней силы 6. ОРТОФОСФОРНАЯ H 3 PO 4 – средней силы трехосновная 7. ПОЛИФОСФОРНЫЕ (их 3) n=2,3,4 (HPO 3 ) n H 2 O H 4 P 2 O 7 8. ПОЛИМЕТАФОСФОРНЫЕ (их 2) n=3,4 (HPO 3 ) n 9. МОНОНАДФОСФОРНАЯ H 3 PO 5 10. ДИНАДФОСФОРНАЯ H 4 P 2 O 8

Изображение слайда
1/1
58

Слайд 58

Р Элементы VI группы O 1s 2 2s 2 2p 4 S 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 Se 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 4 Te 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 4 Po 4s 2 4p 6 4d 10 4f 14 5s 2 5p 6 5d 10 6s 2 6p 4 8 O 16 S 34 Se 52 Te 84 Po Атомная масса 15,994 32,064 78,96 127,6 [210] Валентные электроны 2s 2 2p 4 3s 2 3p 4 4s 2 4p 4 5s 2 5p 4 6s 2 6p 4 Радиус атома, нм 0,066 0,104 0,117 0,137 Потенциал ионизации Э 0  Э +, эВ 13,61 10,36 9,75 9,01 8,43 Сродство к электрону, эВ 1,47 2,08 2,02 ~ 2 1,35 Электроотрицательность 3,5 2,5 2,4 2,1 Простое вещество t 0 кип., 0 C -183 444,6 685 990 900 t 0 пл., 0 C -218,8 112,8 (ромб) 220 450 254 Плотность, г/см 3 1,27 (т-в) 2,06 (ромб) 4,80 6,24 9,3 О n=1 n=2 S P

Изображение слайда
1/1
59

Слайд 59

Простое вещество О О       : : или О О  : :   О : : О         О О ОЗОН О О О О О О или : : : : : : : : : : : : + + – – (ОО 2 ) ПОЛУЧЕНИЕ КИСЛОРОДА Воздух Охлаждение, сжижение Фракционная перегонка (пром. способ) Нагревание Жидкий воздух О 2 Ag 2 O, HgO (оксиды неакт. мет.) Нагрев PbO 2, Pb 3 O 4 Нагрев ( кат. MnO 2 ) KClO 3 Получение в лаборатории Н 2 О 2 (водн.) ( кат. MnO 2 ) Вода Na 2 O 2 Вода Электролиз (кислота или щелочь)

Изображение слайда
1/1
60

Слайд 60

СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ КИСЛОРОДА Степень окисления Соединение Структура соединения – 2 (оксиды) H 2 O CuO Al 2 O 3 H H O Cu = O Al Al O O O – 1 KO 2 BaO 2 H 2 O 2 H 2 O 3 H 2 O 4 надпероксид пероксид          O O + : : е - [ O O : : : : ] -       O O + : : 2 е - [ O O : : : : ] : : 2 - H H O O O O O H H O H O O O H 0 NO 3 F +1 +2 +4 O 2 F 2 OF 2 O 3 (OO 2 } O O N O F F O O F 109,5 0 F F O 10 4 0 O O O 1 16,5 0

Изображение слайда
1/1
61

Слайд 61

1. Реакции с активными металлами происходят при комнатной температуре, например: 4Li + O 2 = 2Li 2 O. При нагревании натрия в сухом кислороде образуется пероксид натрия: 2 Na + O 2 = Na 2 O 2 При нагревании калия – надпероксид: K + O 2 = KO 2. Химические свойства. Кислород в реакциях со всеми элементами (кроме фтора) является окислителем. 1. Реакции с неметаллами происходят в основном при нагревании. 4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 S + O 2 = SO 2 C + O 2 = CO 2 Взаимодействие кислорода с азотом начинается лишь при 1200 0 С или в электрическом разряде : N 2 + O 2  2NO – Q.

Изображение слайда
1/1
62

Слайд 62

СВОЙСТВА ОКСИДОВ Эффективный заряд Свойства Na 2 O MgO 0,81 – 0,42 – Al 2 O 3 0, 3 1 – SiO 2 P 2 O 5 SO 3 Cl 2 O 7 0, 03 – 0, 01 – 0, 23 – 0, 13 – основные сильно слабо амфотерные кислотные слабо средне сильно Na 2 O + H 2 O = 2NaOH; 3H 2 O + P 2 O 5 = 2H 3 PO 4 основный кислотный 3CaO + P 2 O 5 = Ca 3 (PO 4 ) 2 основный кислотный Амфотерные оксиды Al 2 O 3 + 6HCl + 9H 2 O = 2[Al(OH 2 ) 6 ]Cl 3 Al 2 O 3 + 9NaOH + 3H 2 O = 2Na 3 [Al(OH) 6 ]Cl

Изображение слайда
1/1
63

Слайд 63

СЕРА S Открытие - давно Встречается в природе в свободном виде и в виде соединений в природе встречается в виде сульфидов: FeS 2 ; CuFeS 2 ; HgS ; As 2 S 3 ; CoS ; …. в виде сульфатов: Na 2 SO 4 ·10H 2 O мирабелит CuSO 4 ·2H 2 O гипс BaSO 4 барит и т.д. Атомные свойства S 2-х вал. SCl 2 4-х вал. SCl 4 6-ти вал. SF 6

Изображение слайда
1/1
64

Слайд 64

ОКСИДЫ СЕРЫ S 2 O 2 – окись SO 2 – двуокись SO 3 – трехокись S 2 O 3 – полуторная окись S 2 O 7 – перекись SO 4 – четырех окись S 2 O 3  SO 3 + S S S O O O = O O O O = O = = = = =

Изображение слайда
1/1
65

Слайд 65

Степени окисления: –2; +4; +6 Аллотропные модификации Ромбическая, моноклинная, пластическая. Наиболее устойчивой модификацией является ромбическая сера, молекулы которой состоят из восьми атомов. Физические свойства Сера – твёрдое кристаллическое вещество жёлтого цвета. Получение 1. Неполное окисление сероводорода: 2. Реакция Вакенродера: H 2 S + O 2 = 2S + 2H 2 O (недостаток O 2 ) 2 H 2 S + SO 2 = 3S  + 2H 2 O

Изображение слайда
1/1
66

Слайд 66

Химические свойства 1. Окислительные свойства сера проявляет при взаимодействии с металлами: Fe + S = FeS, Hg + S = HgS ( реакция протекает при комнатной температуре ). 2. Восстановительные свойства сера проявляет в реакциях с сильными окислителями: S + О 2 = S О 2

Изображение слайда
1/1
67

Слайд 67

Обычно H 2 S получают действием разбавленных кислот на сульфиды: FeS + 2 H С l = FeCl 2 + H 2 S  Сероводород H 2 S – бесцветный газ с запахом тухлых яиц, ядовит, плохо растворим в воде. Раствор сероводорода в воде представляет собой очень слабую сероводородную кислоту, которая двухосновна: H 2 S  Н + + HS -, HS -  Н + + S 2-. Сероводородная кислота образует два типа солей: сульфиды (в воде растворимы только сульфиды щелочных металлов, аммония, кальция и бария) и гидросульфиды (устойчивы только в растворах). Сульфиды, как соли очень слабой кислоты, подвергаются гидролизу.

Изображение слайда
1/1
68

Слайд 68

Сульфиды металлов, стоящие в ряду напряжений левее железа, растворимы в сильных кислотах: ZnS + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 S  CuS + H 2 SO 4  Качественная реакция на H 2 S и растворимые сульфиды: H 2 S + Pb(NO 3 ) 2 = PbS  + 2HNO 3 PbS – осадок чёрного цвета Сероводородная кислота – очень сильный восстановитель. Состав продуктов окисления сероводородной кислоты зависит от силы и количества окислителя: H 2 S + 4С l 2 + 4H 2 O = H 2 SO 4 + 8HCl 3H 2 S + 8HNO 3 (конц) = 3H 2 SO 4 + 8NO + 4H 2 O H 2 S + 3H 2 SO 4 (конц) = 4SO 2 + 4H 2 O H 2 S + Br 2 = S + 2HBr 2FeCl 3 + H 2 S = 2FeCl 2 + S + 2HCl

Изображение слайда
1/1
69

Последний слайд презентации: Лекция 4. Тема №5

Оксид серы (VI) получают окислением SO 2 кислородом в присутствии катализатора ( V 2 O 5 ) : 2SO 2 + O 2  2SO 3 Оксид серы (VI) энергично соединяется с водой, образуя серную кислоту: SO 3 + Н 2 O = Н 2 SO 4 Концентрированная серная кислота окисляет медь, серебро, углерод, фосфор: С u + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2  + 2H 2 O 2Ag + 2H 2 SO 4 = Ag 2 SO 4 + SO 2  + 2H 2 O С + 2H 2 SO 4 = CO 2  + 2SO 2  + 2H 2 O 5P + 5H 2 SO 4 = 2H 3 PO 4 + 5SO 2  + 2H 2 O Разбавленная серная кислота окисляет только металлы, стоящие в ряду активности левее водорода, за счёт ионов Н+, например: Zn + H 2 SO 4( разб) = ZnSO 4 + H 2 

Изображение слайда
1/1
Реклама. Продолжение ниже