1.Положение в периодическое системе химических элементов Д.И. Менделеева 2. Особенности строения их атомов. 3. Строение неметаллов как простых веществ. - презентация

1 1.Положение в периодическое системе химических элементов Д.И. Менделеева 2. Особенности строения их атомов. 3. Строение неметаллов как простых веществ.

2 Урок 1 Неметаллы. Положение в ПСХЭ Особенности строения их атомов Маленький радиус атомов От 4 и более е на н/у Выражена способность принимать е Окислительные свойства Радиус атома увеличивается Появляется способность отдавать е Возрастают восстановит. Св-ва электроотрицательность Качественная характеристика НМ Мера неметалличности Способность притягивать к себе общие е пары Полярность химической связи Порядковый номер, номер периода и группы В группе

3 Неметаллы - простые вещества. Отличаются разнообразным агрегатным состоянием жидкое твердое газооб разное бром Сера, фосфор, углерод, кремний, иод Водород, кислород, азот, озон, хлор, фтор Имеют разнообразный цвет красный желтый зеленый фиолетовый Кристаллические решетки атомная молекулярная Разным строением кристаллической решетки объясняется явление аллотропии Алмаз, графит -С Красный Р Белый фосфор –Р 4 бурый Аллотропные модификации

4 1. Положение галогенов в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева. 2. Строение атомов галогенов. 3. Галогены как простые вещества.

5 Урок 2 Общая характеристика галогенов. Рождающие соли Положение в ПСХЭ Строение атомов Маленький радиус атома 7 е на н/у Окислительные св-ва В подгруппе радиус атома увеличивается От фтора к астату восстановительные св-ва возрастают Степень окисления: от -1 до +7, исключение фтор – только -1 Как простые в-ва Молекулярная кристаллическая р. Ковалентная неполярная связь Неметаллические св-ва ослабевают и возрастают металлические Усиливается интенсивность окраски Появляется металлический блеск

6 1. Взаимодействие с простыми веществми: а) металлами б) неметаллами 2. Взаимодействие со сложными веществами: а) с водой б) с солями

7 Химические свойства галогенов Проявляют себя как сильные окислители с металлами Зависит от активности галогенов Фтор при обычных условиях Остальные галошены только при Т Проявляют восстановительные св-ва Взаимодействие с растворамирами солей За исключением фтора ( реагирует с водой) Взаимодействие с водородом фтор - при обычных условиях и в темноте остальные галогены при нагревании Названия солей имеют окончание - ИД Образуются галогеноводороды

8 1. Галогеноводороды и галогеноводородные кислоты. 2. Соли галогеноводородных кислот. 3. Галогены в природе.

9 Урок 2 Соединения галогенов галогеноводороды бесцветные газы, с резким запахом, токсичные, хорошо растворяются в воде, дымятся во влажном воздухе Растворы галогеноводородов в воде являются кислотами Фтороводородная кислота или плавиковая Хлороводородная кислота или соляная Бромоводород ная кислота Иодоводородная кислота Самая сильная к-та Самая слабая к-та Наиболее важная – соляная кислота HCL в промышленностисти: Н 2 +CL 2 =2HCL в лаборатории: 2NaCL+H 2 SO 4 = 2HCL +Na 2 SO 4 Взаимодействует с: металлами оксидами металлов основаниями солями Качественная реакция на ион хлора – нитрат серебра получение

10 Урок 4 Сера Положение в ПСХЭ Строение атома аллотропия Число р, н, е Число энерг. уровней Число е на н/у Возможные степ. Окисл. Электрон. и граф. формула Ромбическая ( с циклическим строением) –S 8 Моноклинная ( с линейным строением) Пластическая ( линейное зигзагообразное строение) халькоге ны 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p d +4 +6

11 Физические св-ва Желтого цвета, плавится, не раст. В воде и раст-лях Химические св-ва При об. Усл. При нагр. Процесс демеркуризации окислители восстановители По отношению к М По отношению к Н Щелочные, щелочно- земельные, ртуть, серебро Цинк, алюминий, железо Золото не взаимод. Ни при каких условиях При Т С кислородом Со сложными в-вами 2KCLO 3 +3S=2KCL +3SO 2 Из НМ с серой не реагируют азот, иод, благородные газы. Образ. Соли - сульфиды

12 Урок 5 Оксиды серы Оксид серы (+4) Оксид серы (+6) Сернистый газ – бесцветный, с характерным резким запахом, хорошо раст. В воде. Бесцветная, сильно дымящаяся на воздухе жидкость, раств. В воде По химическим св- вам типичные оксиды Взаимод. С водой Р. Обратимая и образ. Сернистая к-та Образует серную к-ту Взаимод. С щелочью Образ. Соли- сульфиты или гидросульфиты Образуются соли – сульфаты или гидросульфаты Окисляется до оксида серы(+6)

13 Получение оксидов серы (+4) и (+6) Сжигание серы в кислороде Взаимодействием меди с конц. Серной кислотой Прии горении сероводорода при избытке кислорода Окислением оксида серы +4 При обжиге напр. Железного колчедана или других сульфидов Р. Обратимая, протекает в присутствии катализатора, начинается р. При относительно высоких Т ( ) Р экзотермическая Р. Окислительно- восстановительная Р. соединения

14 Урок 6 Серная кислота и ее соли Свойства серной кислоты разбавленной концентрированной Получение серной кислоты Соли серной кислоты, их применение нормальные кислые сульфаты гидросуль фаты С М до Н С оксидами М С основаниями С солями гигроскопичность С М независимо от их положения в ряду активности и без выделения Н (кроме Fe, Al) Реагирует только при нагревании Из серы Из желез. колчедана Из сероводорода Качественная р. На серную кислоту и ее соли ( сульфат ион SO 4 2- ) – ион бария ( раст. Соль или гидроксид бария= белый осадок диссоциация

15 Урок 7 Азот и его свойства Положение в ПСХЭ Строение атома Число р,н,е Число эн.ур Число е на н/у Электронное и графическое строение Возможные степени окисл. Прогнозируемые св-ва окислители восстановите ли Окислитель по отношениею к М и НМ (-3) Восстановитель по отношению к фтору и О (+1,+2,+3,+4,+5) Строение молекулы N N Химическая связь: ковалентная полярная За счет спаривания е тройная Газ, без цвета, запаха и вкуса, мало растворим в воде Химические св- ва окислит- ые Восста- ые

16 Урок 8 Аммиак и его свойства Строение молекулы Электронная ф-ла NH H H Структурная формула H N H H H H H N Молекула аммиака имеет форму треугольной пирамиды Тип связи Ковалентная полярная Физ-кие св-ва Газ, без цвета, с резким запахом, легче воздуха, растворим в воде Водородная связь В.с. Это связь между атомами Н одной молекулы и атомами очень ЭО элементов, имеющих свободные электронный пары ( О.F, N) другой пары.

17 Химические свойства аммиака Получение в: Промышленности: N 2 +3H 2 =2NH 3 ( р. Обратимая) Лаборатории: Сa(OH) 2 +2NH 4 CL=CaCL 2 +2NH 3 +2H 2 O Взаимод. С водой, при этом образуется гидроксид аммония Очень непрочное Имеет несколько названий: водный аммиак или аммиачная вода, в медицине- нашатырный спирт восстановитель Окисление с катализато ром Окисление без катализато ра 4NH 3 +5O 2 =4NO+6H 2 O 4NH 3 +3O 2 =2N 2 +6H 2 O Взаимод. С кислотами Образуется соль аммония Ион аммония NH 4 +1 Особый механизм образования ковалентной связи – донорно- акцепторный – которая возникает благодаря свободной электронной паре, имеющейся у одного из атомов Донор – свободная эл.т пара у азота Акцептор- катион Н (кислоты или воды)

18 Урок 9 Соли аммония Хорошие электролиты Свойства солей аммония Определяют ся ионом аммония NH 4 CL+NaOH=NH 3 +H 2 O+NaCL Это качественная реакция на определение иона аммония Определяется свойством аниона, образующего соль Способность разлагаться при нагревании NH 4 CL=NH 3 +HCL NH 4 HCO 3 =NH 3 +H 2 O +CO 2 CL Ag + SO Ba 2+ NH 4 ) 2 SO 4 =NH 4 HSO 4 +NH 3 NH 4 NO 3 = N 2 O +2H 2 O NH 4 NO 2 = N 2 +H 2 O

19 Урок 10 Азотная кислота и ее свойства 1. Оксиды азота: несолеоб разующие N2ON2O NO солеобразу ющие N 2 O 3 HNO 2 NO 2 N 2 O 5 HNO 3 нитриты Нитраты и нитриты нитраты HNO 2, HNO 3 Бесцветная жидкость, дымится на воздухе, при хранении конц. А.К. желтеет т.к. разлагается 4HNO 3 =2H 2 O+4NO 2 + O 2 Проявляет св-ва типичных кислот Реагирует с оксидами и гидроксидами М, солями С М ведет по особому: Ни один М не вытесняет Н ( независимо от конц.) Продукт восстановления зависит от положения М в ряду напряжений, от концент. Кислоты Ж. и А не регируют с конц. А.К. окислитель

20 Получение А.К. В промышленности из аммиака NH 3 NO NO 2 HNO 3 +O 2 +H 2 O Электродуговым из азота N 2 NO NO 2 HNO 3 В лаборатории NaNO 3 + H 2 SO 4 = NaHSO 4 + HNO 3 Применение азотной кислоты Для получения минеральных удобрений ( азотных и аммиачной селитры) Для получения взрывчатых веществ Для получения красителей Для получения нитратов

21 Урок Соли азотной и азотистой кислот. 2. Азотные минеральные удобрения. 1. нитраты Нитраты калия, натрия, аммония и кальция- селитрами Хорошо раст. В воде Диссоциируют в водн. Р-рах Для катионов- р. Ионного обмена Для нитрат- ионов – к соли + медь и серную к-ту, Т= выделяется бурый газ NO 2 Нитраты при Т разлагаются нитрат Левее магния Магний-медь Правее меди Нитрит+ кислород Оксид М + кислород М + оксид азота (4) + кислород

22 2. Классификация азотных удобрений Азотные удобрения Органические ( навоз, птичий помет и др.) Зеленые ( люпин, сераделла, бобы) минеральные нитратные нитрат калия, натрия аммиачные Жидкий аммиак, аммиачная вода аммонийные Соли аммония

23 Урок 12 фосфор Положение в ПСХЭ Строение атома Число р,н,е Число энер. Ур. Число е на н/у Электронное и графическое строение Возможные степ. окисления. Простое в-во аллотропия белый красный Молекуляр ная к.р. Атомная к.р. Порошок красно- бурого цвета Белое воскообра зное в-во Не ядовит ядовит Светится в темноте Не светится в темноте самовоспл аменяется Загорается при поджиг. Превращае тся в белый свойства С кислородом С М, образуя фосфиды С Н непосредственно не реагирует Фосфины получают из фосфидов Очень ядовитый газ с неприятным запахом, легко воспламеняется на воздухе О-ЛЬ В-ЛЬ

24 Урок 13 Соединения фосфора Оксиды фосфора Белый порошок Типичные кислотный оксид Взаимодействует с: основными оксидами и гидроксидами Фосфорная кислота Прозрачное кр. В-во, хорошо раст. В воде Трехосновная к-та Средние соли- фосфаты Кислые соли дигидрофос фаты гидрофос фаты H 2 PO 4 - HPO 4 2- соли Раст. Нераст. Качественной р. На фосфат-ион является ион серебра; образуется осадок желтого цвета ( в отличии от бромида и иодида серебра растворяется при добавлении кислоты). нелетучая Не взаимод. с М Взаимод. с основными оксидами Взаимод. с щелочами Взаимод.с солями

25 Урок 14 Углерод. Положение в ПСХЭ Строение атома Число р,н,е. Число эн. Ур. Число е на н/у Электронная и графическая формула Возможные степени окисления восстановитель -4 окислитель Простое в-во Аллотроп. модификации алмаз графит Аморфный С сажаДревесный уголь кокс адсорбция карбин фуллерен

26 Химические свойства углерода Взаимод. с О Как восстановительКак окислитель Взаимод. с М Взаимод. с оксидами М Образ. Соли - карбиды Взаимод. С водой Получение ацетилена Получение метана Углерод- это особый химический элемент. Он основа многообразия органических соединений, из которых построены все живые организмы.

27 Урок 15 Оксиды углерода (+2) и (+4) Угарный газ Ковалентная полярная связь Ст. окисл. С +2 СО СО механизм – донорно- акцепторная 3 ков. связей Акцептор -О восстанов итель с О с Г с оксидами М окисли тель с Н ЯДОВИТЫЙ ГАЗ Углекислый газ Ковалентная полярная связь Линейное строение Образуется при горении в недостатке О Газ, без цвета, запаха, тяж. Воздуха, раст. В воде Проявляет св-ва типичного кислотного оксида Взаим. с водой, основными оксидами, щелочью

28 Карбонаты Урок 16 Соли угольной кислоты средние кислые карбонаты гидрокарбонаты Угольная кислота Очень нестойкая вода Углекислый газ Растворимы только соли калия, натрия, аммония Растворимы практически все соли При избытке угл. Газа в воде превращются в гидрокарбонаты При нагревании разлагаются с образ. Карбонтов, угл. Газ и воды При Т разлагаются с образ. Угл. Газа о оксида М Все соли взаимодействуют с кислотами – дают качественную реакцию на ионы СО 3 2- и НСО 3 -

29 Постоянная и временна жесткость. Гидрокарбонат кальция устраняется кипячениемДобавлением соды Са(НСО3)2=СаСО3 +Н2О +СО 2 Са(НСО 3 ) 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 + 2NaHCO 3 Хлориды и сульфаты кальция устраняется Содовым способом CaCL 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 + 2NaCL Фосфатным способом иониты

30 Урок 17Кремний Положение в ПСХЭ Строение атома Число р, н, е Число эн. Ур. Число е на н/у Электронная ф-ла Возможные степени окисления Окислитель ( с М и Н 2 ) Восстановит ель ( с НМ) Отдает 4е Принимает 4е Простые в-ва кристалличес кий аморфный Темно-серое со стальным блеском в-во. Тетраэдрическая к.р.( похожа на алмаз, но расстояния между атомами больше) Появляются своб. Е, электропрово дность, хрупок Порошок бурого цвета

31 Химические свойства кремния Похожи на св-ва С Взаимод. С М Горит в О 2 Соединяется с Г Но непосредственно не соединяется с Н 2 Сравнение св-в оксида углерода и кремния 1. Строение СО 2 SiO 2 Мол. К.р. Атом. К.р. 2. физ. Св-ва Газ, в воде растворим Твердое, тугоплавкое в-во, в воде не растворим 3. хим.св-ваОба кислотные оксиды. Реагируют: с щелочами, основными оксидами С водой реагирует, р. обратимая С водой не реагирует Восстанавливаются магнием CO 2 + 2Mg = 2MgO + C SiO 2 + 2Mg = 2MgO + Si К-та и соли н.р.

32 Соединения кремния с углеродом наз. Карбид кремния, а в технике карборунд (SiC). Соли кремниевой кислоты наз. Силикатами. Из силикатов растворимы в воде только соли натрия и калия ( по внешнему виду представляют стекловидную массу, за что получили название растворимого стекла, а водные растворы их – жидкого стекла.