Презентация на тему: ПРЕЗЕНТАЦИЯ НА ТЕМУ:

ПРЕЗЕНТАЦИЯ НА ТЕМУ:
ПРЕЗЕНТАЦИЯ НА ТЕМУ:
Общая характеристика элементов IV группы главной подгруппы
ПРЕЗЕНТАЦИЯ НА ТЕМУ:
Аллотропные модификации углерода
ПРЕЗЕНТАЦИЯ НА ТЕМУ:
ПРЕЗЕНТАЦИЯ НА ТЕМУ:
ПРЕЗЕНТАЦИЯ НА ТЕМУ:
Химические свойства углерода
ПРЕЗЕНТАЦИЯ НА ТЕМУ:
Нахождение в природе
Природные карбонаты кальция и магния
Горючие ископаемые
ШУНГИТ Шунгит (содержит углерод и оксид кремния)
Оксид углерода ( II )
Химические свойства оксида углерода ( II )
Оксид углерода ( IV )
Химические свойства оксида углерода ( IV )
Химические свойства угольной кислоты
Сероуглерод CS 2
Соединения углерода с азотом
Цианистоводородная (синильная) кислота HCN
Соединения углерода с азотом
Галогениды углерода
Кремний
ПРЕЗЕНТАЦИЯ НА ТЕМУ:
Нахождение в природе
ПРЕЗЕНТАЦИЯ НА ТЕМУ:
ПРЕЗЕНТАЦИЯ НА ТЕМУ:
Разновидности кремнезёма
Особенности окраски обусловлены присутствием минерала гематита
Разновидности кремнезёма
Алюмосиликаты
Хризолит
ПРЕЗЕНТАЦИЯ НА ТЕМУ:
Химические свойства Si
Химические свойства SiO 2
Кремниевая кислота и силикаты
Водородные соединения кремния
ПРЕЗЕНТАЦИЯ НА ТЕМУ:
ПРЕЗЕНТАЦИЯ НА ТЕМУ:
Германий
Нахождение в природе
Получение
Химические свойства
Оксиды германия
Гидроксиды германия
Применение
Олово и свинец
Нахождение в природе
«Оловянная чума»
Химические свойства
ПРЕЗЕНТАЦИЯ НА ТЕМУ:
Оксиды и гидроксиды олова и свинца
Применение олова
Области применения свинца
Флеровий
Изотопы
Химические свойства
1/59
Средняя оценка: 4.5/5 (всего оценок: 54)
Код скопирован в буфер обмена
Скачать (6356 Кб)
1

Первый слайд презентации: ПРЕЗЕНТАЦИЯ НА ТЕМУ:

Химические элементы IV группы главной подгруппы

Изображение слайда
2

Слайд 2

Элементы главной подгруппы  IV группы: углерод С, кремний Si, германий Ge, олово Sn, свинец Pb недавно открытый искусственный радиоактивный элемент флеровий Fl.

Изображение слайда
3

Слайд 3: Общая характеристика элементов IV группы главной подгруппы

Элементы С Si Ge Sn Pb Строение внешней электронной оболочки: 2 S 2 2P 2 3 S 2 3 P 2 4 S 2 4 P 2 5 S 2 5 P 2 6 S 2 6 P 2 Энергия ионизации, эВ 11, 26 8, 15 7, 9 0 7, 34 7, 42 Характерная степень окисления + 4 + 4 + 4 + 4, + 2 + 2 немет немет полупр мет мет Общая характеристика элементов IV группы главной подгруппы

Изображение слайда
4

Слайд 4

Углерод

Изображение слайда
5

Слайд 5: Аллотропные модификации углерода

алмаз графит карбин

Изображение слайда
6

Слайд 6

Кристаллическая решетка - атомная. У атома углерода - sp 3 -гибридизация. Алмаз имеет высокую твердость, плотность 3,5г/см 2, плохо проводит тепло, не проводит электрический ток, преломляет свет. t пл =3730С. Его применяют как украшение, для резки стекла, бурения горных пород, шлифования особо твердых материалов. Алмаз

Изображение слайда
7

Слайд 7

Видоизменения графита - кокс, сажа, древесный уголь. Углерод в графите находится в состоянии sp 2 –гибридизации. Графит - жирное на ощупь вещество с металлическим блеском, тугоплавок, полупроводник, мягок, легко расслаивается. Из графита изготавливают огнестойкие, химически устойчивые изделия, карандаши, краски, смазки. Графит применяется в электротехнике, в атомной технике как замедлитель нейтронов, изоляционный материал. Графит

Изображение слайда
8

Слайд 8

Представляет собой черный порошок. Углерод находится в состоянии sp–гибридизации. Ξ С – С Ξ С – С Ξ Карбин является полупроводником. Впервые карбин получен в 1963 году при каталитическом окислении ацетилена (учеными В. В. Коршак, А. М. Сладковым, В. Ш. Касаточкиным). Позднее карбин обнаружили в природе. Карбин

Изображение слайда
9

Слайд 9: Химические свойства углерода

При нагревании до 800 – 900 о С 1. С кислородом 2. С азотом 3. С серой 4. С водородом 5. С кремнием 6. С металлами 7. С оксидами металлов Химические свойства углерода С+O 2 =СO 2 (оксид) 2С+N 2 =С 2 N 2 (циан) С+2S=СS 2 (сероуглерод) С+2H 2 =СH 4 (метан) С+ Si = SiC (карборунд) 3C + 4Al = Al 4 C 3 ( карбид алюминия ) CuO + C = CO 2 + Cu

Изображение слайда
10

Слайд 10

Адсорбция - свойство угля и других твёрдых веществ удерживать на своей поверхности пары, газы и растворённые вещества. Адсорбент - вещество, на поверхности которого происходит адсорбция. Адсорбция

Изображение слайда
11

Слайд 11: Нахождение в природе

Свободный углерод находится в природе в виде алмаза и графита. Основная масса углерода в виде природных и горючих ископаемых В атмосфере и гидросфере находится в виде диоксида углерода СО 2, (в воздухе 0,046 % СО 2 по массе). Углерод входит в состав растений и животных (~18 %). Общее содержание углерода в организме человека достигает 21 % /.

Изображение слайда
12

Слайд 12: Природные карбонаты кальция и магния

мел мрамор известняк доломит

Изображение слайда
13

Слайд 13: Горючие ископаемые

битум Горючие ископаемые торф нефть природный газ антрацит каменный уголь

Изображение слайда
14

Слайд 14: ШУНГИТ Шунгит (содержит углерод и оксид кремния)

Изображение слайда
15

Слайд 15: Оксид углерода ( II )

C Ξ O Газ без цвета и запаха, ядовит. Получается при сгорании угля в недостатке кислорода. Получение в лабораторных условиях СООН H 2 SO 4 → СО + Н 2 О Получение в промышленности С+ Н 2 О t → СО+Н 2 водяной газ C O

Изображение слайда
16

Слайд 16: Химические свойства оксида углерода ( II )

1. Восстановитель CuO + CO = Cu + CO 2 2. Вступает в реакции присоединения: CO + Cl 2 = COCl 2 ( фосген ) CO + S = COS ( тиооксид углерода ) 3. Выступает в роли лигандов: Ni + 4 CO = [ Ni ( CO ) 4 ] Карбонильные комплексы – ядовитые жидкости; широко используются для получения чистых металлов.

Изображение слайда
17

Слайд 17: Оксид углерода ( IV )

Газ без цвета и запаха. Получение: CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + CO 2 + H 2 O C * O O O =С=О sp- гибр σ σ σ σ π π

Изображение слайда
18

Слайд 18: Химические свойства оксида углерода ( IV )

Магний горит в углекислом газе Mg + CO 2 = 2 MgO + C При 1000 о С образуется карбамид (мочевина): С O 2 + 2NH 3 = CO(NH 2 ) 2 + H 2 O Является кислотным оксидом: H 2 O + СО 2 H 2 CO 3 Качественная реакция: CO 2 + С a ( OH ) 2 = Са CO 3 + H 2 O CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3 ) 2

Изображение слайда
19

Слайд 19: Химические свойства угольной кислоты

1.Слабый электролит H 2 CO 3 H + + HCO 3 – HCO 3 – H + + CO 3 2– 2. Разлагается, поэтому в уравнениях пишут не угольную кислоту, а углекислый газ. 1. Гидролизуются 2. Нерастворимые карбонаты при нагревании разлагаются ZnCO 3 = ZnO + CO 2  Карбонаты

Изображение слайда
20

Слайд 20: Сероуглерод CS 2

Сероуглерод - тяжелая, маслянистая жидкость, хороший растворитель лаков, красок, каучуков. Ядовит. Легко воспламеняется. CS 2 является ангидридом тиоугольной кислоты H 2 CS 3 : CS 2 + Na 2 S = Na 2 CS 3 Na 2 CS 3 + 2 HCl = H 2 CS 3 + 2 NaCl

Изображение слайда
21

Слайд 21: Соединения углерода с азотом

2C + N 2 = (CN) 2 Дициан взаимодействует с водой (CN) 2 + 4H 2 O = (NH 4 ) 2 C 2 O 4 Дициан взаимодействует со щелочами: ( CN ) 2 + 2 KOH = KCN + KNCO + H 2 O KCN – соль цианистоводородной кислоты (цианид калия). KNCO – соль циановой кислоты (цианат калия).

Изображение слайда
22

Слайд 22: Цианистоводородная (синильная) кислота HCN

Бесцветная жидкость с запахом миндаля, сильнейший яд. Получение ( 500 о С, катализатор ThO 2 ) : NH 3 +CO = HCN + H 2 O Эта кислота слабее угольной. C оли получаются по реакции: K 2 CO 3 + C + 2 NH 3 = 2 KCN + 3 H 2 O Цианиды используются при извлечении золота из руды и производстве K 4 [Fe(CN) 6 ] и K 3 [Fe(CN) 6 ].

Изображение слайда
23

Слайд 23: Соединения углерода с азотом

Формула HNCO соответствует трем изомерам: H- O -C  N (циановая кислота) H-N=C=O (изоциановая кислота) H-O-N=C (гремучая кислота)

Изображение слайда
24

Слайд 24: Галогениды углерода

Соединения углерода с галогенами получают косвенным путем, например: CH 4 + Cl 2 = CH 3 Cl + HCl; CH 3 Cl + Cl 2 = CH 2 CL 2 + HCl Смешанные галогениды CCl 2 F 2, CCl 3 F, CBr 3 F называются фреонами и используются в качестве хладагентов в холодильной технике.

Изображение слайда
25

Слайд 25: Кремний

Изображение слайда
26

Слайд 26

Кремний 26%

Изображение слайда
27

Слайд 27: Нахождение в природе

Кремний в природе содержится в минералах в виде оксида SiO 2 (кремнезем). Общее число минералов, содержащих кремнезем, превышает 400.

Изображение слайда
28

Слайд 28

Горный хрусталь Опал Разновидности кремнезёма

Изображение слайда
29

Слайд 29

Халцедон Яшма – загрязненный кремнезем

Изображение слайда
30

Слайд 30: Разновидности кремнезёма

цитрин агат Окраска цитринов обусловлена присутствием примесей трехвалентного железа

Изображение слайда
31

Слайд 31: Особенности окраски обусловлены присутствием минерала гематита

Разновидности кремнезёма Сердолик Сардоникс (оникс)

Изображение слайда
32

Слайд 32: Разновидности кремнезёма

Хризопраз (содержит никель) Разновидности кремнезёма Цвет аметиста обусловлен примесью органического красящего вещества.

Изображение слайда
33

Слайд 33: Алюмосиликаты

Полевой шпат Слюда К 2 O ∙ Al 2 O 3 ∙ 6SiO 2

Изображение слайда
34

Слайд 34: Хризолит

Ортосиликат железа-магния (Mg,Fe) 2 SiO 4

Изображение слайда
35

Слайд 35

Из кремнезема восстанавлением магнием или углеродом : SiO 2 +2Mg = Si+2MgO SiO 2 + С = Si+ СО 2 При разложении силана: SiH 4 =Si+2H 2 Получение кремния

Изображение слайда
36

Слайд 36: Химические свойства Si

В реакциях с неметаллами кремний окисляется: Si + O 2 = SiO 2 Si + 2F 2 = SiF 4 Si + C = SiC Кремний растворим в щелочах: Si + 2NaOH + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2 Нерастворим в кислотах (кроме плавиковой). Si + 4HF = SiF 4  + 2H 2  SiF 4 + 2HF = H 2 [SiF 6 ] В реакциях с металлами восстанавливается: 2Mg + Si = Mg 2 Si

Изображение слайда
37

Слайд 37: Химические свойства SiO 2

SiO 2 – атомная решетка, t пл =1715 о С, кремний в состоянии sp 3 -гибридизации. Взаимодействует с плавиковой кислотой SiO 2 + 4HF = SiF 4  + 2H 2 O Кислотный оксид. Растворяется в щелочах: SiO 2 + 2NaOH = Na 2 SiO 3 + H 2 O Химические свойства SiO 2

Изображение слайда
38

Слайд 38: Кремниевая кислота и силикаты

Na 2 SiO 3 – силикат натрия (жидкое стекло, конторский клей) в водном растворе сильно гидролизуется. Кремневую кислоту можно получить взаимодействием соли с любой кислотой: Na 2 SiO 3 + CO 2 + H 2 O = H 2 SiO 3  + Na 2 CO 3 Формулу кремневой кислоты правильно записывать в виде xSiO 2 ∙ yH 2 O. При прокаливании кремневой кислоты образуется SiO 2 (силикагель), используется в качестве поглотителя влаги. Кремниевая кислота и силикаты

Изображение слайда
39

Слайд 39: Водородные соединения кремния

Водородные соединения (силаны) получают из силицидов: Mg 2 Si+4HCl=2MgCl 2 +SiH 4  (моносилан) Силаны могут быть различного состава - Si 2 H 6, Si 3 H 8, Si 6 H 14,... Это сильные восстановители, химически очень активны, на воздухе самовоспламеняются: SiH 4 + 2 O 2 = SiO 2 + 2 H 2 O Водородные соединения кремния

Изображение слайда
40

Слайд 40

Стекло – аморфный сплав. Имеет только ближний порядок, не имеет четких температур плавления и кипения. Сырьем для производства стекла являются сода, известняк и песок: Na 2 CO 3 + CaCO 3 + 6SiO 2 1400 C > Na 2 O∙CaO∙6SiO 2 + 2CO 2 Виды стекла: кварцевое стекло, хрусталь (К, Р b ), химическое стекло (В) Стекло

Изображение слайда
41

Слайд 41

Применение

Изображение слайда
42

Слайд 42: Германий

Изображение слайда
43

Слайд 43: Нахождение в природе

Собственные минералы германия встречаются исключительно редко. Германий встречается с рудами цинка, олова, свинца, присутствует почти во всех силикатах, внедряясь в кристаллические решётки минералов. Нахождение в природе

Изображение слайда
44

Слайд 44: Получение

Вначале получают четыреххлористый германий GeCl 4, который растворяют в воде : GeCl 4 + H 2 O = GeO 2 + 4HCl GeO 2 + 2H 2 = Ge + 2H 2 O Получение

Изображение слайда
45

Слайд 45: Химические свойства

При нормальных условиях устойчив к действию воздуха и воды, щелочей и кислот. При нагревании взаимодействует с кислородом, серой, хлором. Ge + 2S = GeS 2 Растворим в азотной кислоте, царской водке и в щелочном растворе перекиси водорода: Ge + 4HNO 3 = H 2 GeO 3 + 4NO 2  + H 2 O Ge + 2NaOH + 2H 2 O 2 = Na 2 [Ge(OH) 6 ]

Изображение слайда
46

Слайд 46: Оксиды германия

Германий образует GeO и GeO 2 оба оксида амфотерны: GeO + 2HCl = GeCl 2 + H 2 O GeO + 2NaOH = Na 2 GeO 2 + H 2 O германит Гидролиз солей анионного типа идет практически необратимо: Na 2 GeO 2 + 2 H 2 O = 6 Ge ( OH ) 2 ↓ + 2 NaOH Соли катионного типа гидролизуются только по I ступени, т.к. получающиеся основные соли выпадают в осадок: GeCl 2 + H 2 O = GeOHCl  + HCl Оксиды германия

Изображение слайда
47

Слайд 47: Гидроксиды германия

можно получить при действии на соли щелочей: GeCl 2 + 2 NaOH = Ge ( OH ) 2 ↓ + 2 NaCl GeCl 4 + 4 NaOH = Ge ( OH ) 4 ↓ + 4 NaCl Оба гидроксида амфотерны: Ge ( O Н) 2 + 2HCl = GeCl 2 + 2 H 2 O Ge ( O Н) 2 + 2NaOH = Na 2 [Ge(OH) 4 ] Sn(OH) 4 + H 2 SO 4 = Sn(SO 4 ) 2 + H 2 O Sn(OH) 4 + 2NaOH = Na 2 [Sn(OH) 6 ] Гидроксиды германия

Изображение слайда
48

Слайд 48: Применение

находят сплавы германия и стёкла на основе диоксида германия. Применение Полупроводниковая техника Дозиметрические приборы Инфракрасная техника

Изображение слайда
49

Слайд 49: Олово и свинец

Изображение слайда
50

Слайд 50: Нахождение в природе

В природе олово и свинец обычно встречаются в виде: SnO 2 – кассетерит, PbS – свинцовый блеск. Олово получают восста- новлением углеродом из оксида. Свинец получают обжигом сульфида с последующим восстановлением СО : 2 PbS + 3О 2 = 2PbО + 2SО 2 PbО + СО = Pb + СО 2 Нахождение в природе Нахождение в природе. Получение.

Изображение слайда
51

Слайд 51: Оловянная чума»

При температуре ниже 13,2 °C β-олово переходит в α- модификацию. происходит увеличение удельного объёма олова на 25,6 %. Олово трескается и превращается в порошок. Причём соприкосновение серого (α-) олова и белого (β-) приводит к «заражению» последнего. Эти явления называют «оловянной чумой». «Оловянная чума» — одна из причин гибели экспедиции Скотта к Южному полюсу в 1912 г. Она осталась без горючего из-за того, что топливо просочилось из запаянных оловом баков, поражённых «оловянной чумой». «Оловянная чума» — одно из обстоятельств поражения армии Наполеона в России — сильные морозы привели к превращению оловянных пуговиц на мундирах солдат в порошок. «Оловянная чума»

Изображение слайда
52

Слайд 52: Химические свойства

1. При нагревании реагируют с кислородом, серой, хлором, не реагируют с водородом, углеродом, азотом. 2Pb + O 2 = 2PbO Sn + O 2 = Sn О 2 (Образуется оксидная пассивирующая пленка Sn О 2 ) 2. Олово с водой не взаимодействует. Свинец медленно растворяется в воде: 2 Pb + O 2 + 2 H 2 O = 2 Pb ( OH ) 2 Олово вытесняет водород из кислот: Sn + H 2 SO 4 ( p азб) = SnSO 4 + H 2  Sn + 2 HCl = SnCl 2 + H 2  Аналогичные реакции со свинцом практически не идут, т.к. PbCl 2 и PbSO 4 плохо растворимы.

Изображение слайда
53

Слайд 53

Свинец и олово взаимодействуют с разбавленной азотной кислотой: 3Pb + 8HNO 3 ( разб ) = 3Pb(NO 3 ) 2 + 2NO  + 4H 2 O 3Sn + 8HNO 3 ( разб ) = 3Sn(NO 3 ) 2 + 2NO  + 4H 2 O В концентрированной азотной кислоте c винец пассивируется. Олово взаимодействует с конц HNO 3 : Sn + 4HNO 3 = H 2 SnO 3 + 4NO 2  + H 2 O В горячей концентрированной H 2 SO 4 при нагревании олово и свинец растворяются, образуя Sn(SO 4 ) 2 или Pb (SO 4 ) 2 и SO 2. При нагревании в концентрированных растворах щелочей: Sn + 2КОН + 4Н 2 О = K 2 [Sn (OH) 6 ] + 2H 2 Химические свойства

Изображение слайда
54

Слайд 54: Оксиды и гидроксиды олова и свинца

Все оксиды и гидроксиды олова и свинца амфотерны. PbO 2 можно получить по реакции: Pb ( CH 3 COO ) 2 + CaOCl 2 + H 2 O = PbO 2 ↓ + CaCl 2 + 2 CH 3 COOH Существует смешанный оксид свинца Pb 3 O 4 – свинцовый сурик. Pb 3 O 4 + 4HNO 3 = PbO 2 ↓ + 2Pb(NO 3 ) 2 + 2H 2 O разб Оксиды и гидроксиды олова и свинца

Изображение слайда
55

Слайд 55: Применение олова

Безопасное, нетоксичное, коррозионностойкое покрытие. В белой жести (лужёное железо) для изготовления тары пищевых продуктов. В припоях для электроники, в домовых трубопроводах, в подшипниковых сплавах. Сплав олова с медью  — бронза, сплав с цинком (упаковочная фольга). Дисульфид олова SnS 2 применяют в составе красок, имитирующих позолоту («поталь»).

Изображение слайда
56

Слайд 56: Области применения свинца

Химическая промышленость Металлургия Цветные и чёрные металлы Стекольная промышленность Оборонная промышленность Медицина Электротехника Наука Транспортная промышленность Кабельная промышленность

Изображение слайда
57

Слайд 57: Флеровий

Флеро́вий (лат.  Flerovium, Fl ), ранее был известен как унунква́дий (лат.  Ununquadium, Uuq), использовалось также неофициальное название эка-свинец  — 114-й химический элемент периодической системы.

Изображение слайда
58

Слайд 58: Изотопы

Изображение слайда
59

Последний слайд презентации: ПРЕЗЕНТАЦИЯ НА ТЕМУ:: Химические свойства

В некоторых исследованиях были получены указания на то, что Флеровий по химическим свойствам похож не на свинец, а на благородные газы. Это поведение объясняется заполнением стабилизирующей 7p 2 подоболочки валентных электронов, предсказанной расчётами с учётом релятивистских эффектов в электронной оболочке сверхтяжёлых атомов.

Изображение слайда