Презентация Неметаллы часть 2

• 1 слайд

  класс
  9
  Неметаллы. Часть 2.
  

• 2 слайд

  § 26. Сера.
  § 27. Соединения серы.
  § 28. Азот.
  § 29. Аммиак.
  § 30. Соли аммония.
  § 31. Кислородные соединения азота.
  

• 3 слайд

  Сера
  

• 4 слайд

• 5 слайд

  1s22s22p63s23p4
  В соединениях с кислородом сера имеет меньшую степень электроотрицательности – восстановительные свойства.
  С.О. +4, +6.
  В соединениях с водородом и металлами сера имеет более высокую электроотрицательность – окислительные свойства.
  С.О. -1, -2.
  

• 6 слайд

  Аллотропные модификации серы
  Ромбическая
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  Моноклинная
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  Пластическая
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  Лимонно-желтые
  кристаллы
  toплавления = 112,8oC
  плотность = 2,06 г/см3
  Темно-желтые
  кристаллы
  toплавления = 119,3oC
  плотность = 1,957 г/см3
  Резиноподобная масса
  темно-коричневого цвета
  Неустойчива, образуется при резком охлаждении расплава.
  плотность = 2,046 г/см3
  При нормальных условиях все модификации серы с течением времени превращаются в ромбическую.
  

• 7 слайд

  Физические свойства
  В свободном виде – желтые хрупкие кристаллы или желтый порошок;
  Температура плавления – 112,8-119,3оС;
  Температура кипения – 444,6оС;
  Плохо проводит тепло и электрический ток;
  Обладает запахом сернистого газа;
  Голубой цвет пламени;
  Не растворяется в воде и не смачивается ею.
  

• 8 слайд

  Самородная сера
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  Сульфидная сера
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  Сульфатная сера
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  Нахождение в природе
  Ромбическая сера – S8
  Сероводород – H2S
  Свинцовый блеск – PbS
  Киноварь – HgS
  Колчедан – FeS2O
  Свинцовая обманка – ZnS
  Гипс – CaSO4·2H2O
  Глауберова соль –
  Na2SO4·10H2O
  

• 9 слайд

  Химические свойства
  1. При обычных условиях сера реагирует со всеми щелочными и щелочноземельными металлами, Cu, Hg, Ag:
  – демеркуризация
  2. При нагревании реагирует с Zn, Al, Fe (c золотом не реагирует никогда):
  3. Взаимодействует с водородом:
  4. Реакция горения:
  – сернистый газ
  Из неметаллов с серой не реагируют азот, иод и благородные газы.
  

• 10 слайд

  Значение серы в организме человека
  Входит в состав белков – одних из основных компонентов клеток живых организмов;
  В основном содержится в коже (кератин и меланин), суставах, мышцах, волосах и ногтях;
  Является составной частью биологически активных веществ организма: витаминов и гормонов (например, инсулина);
  При недостатке серы в организме наблюдается хрупкость и ломкость костей, выпадение волос;
  Сера оказывает на организм противоаллергическое действие, очищает кровь, способствует работе мозга, стимулирует клеточное дыхание и помогает печени выделять желчь.
  Богаты серой бобовые растения (горох, чечевица), овсяные хлопья, яйца.
  

• 11 слайд

  Применение серы
  1. Производство серной кислоты.
  2. Получение резины.
  3. Получение гидросульфата кальция
  (производство бумаги).
  4. Производство пороха, пиротехники.
  5. Получение «сусального золота».
  6. В медицине для лечения кожных
  заболеваний.
  7. В сельском хозяйстве.
  8. Производство спичек.
  

• 12 слайд

  Соединения серы
  

• 13 слайд

  Сероводород
  H2S
  Бесцветный газ с резким запахом (тухлых яиц);
  Ядовит, отравление наступает при 0,01% содержания сероводорода в воздухе;
  Может накапливаться в организме, при соединении с железом гемоглобина крови наступает кислородное голодание;
  Является составной частью некоторых минеральных вод (Пятигорск, Серноводск, Мацеста), используемых с лечебной целью;
  Содержится в вулканических газах и постоянно образуется на дне Черного моря. На глубине до 150 м взаимодействует с кислородом и окисляется до серы;
  При растворении в воде образует сероводородную кислоту, соли которой называют сульфидами.
  

• 14 слайд

  Химические свойства сероводорода
  Сероводород горит. При охлаждении пламени образуется свободная сера:
  2H2S + O2 → 2H2O + 2S↓
  to
  Если пламя не охлаждать и обеспечить избыток кислорода, получается оксид серы (IV):
  2H2S + 3O2 = 2H2O + 2SO2
  Сероводород – сильнейший восстановитель.
  

• 15 слайд

  Сульфиды
  Сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов, а также сульфид аммония (NH4)2S хорошо растворимы в воде.
  Сульфиды остальных металлов не растворяются.
  ZnS
  Сфалерит
  (Цинковая обманка)
  
  PbS
  Галенит
  (Свинцовый блеск)
  
  MnS
  Алабандин
  (Марганцевый блеск)
  
  

• 16 слайд

  Оксид серы (IV), сернистая кислота и ее соли
  SO2
  Оксид серы (IV)
  сернистый газ
  Сернистая кислота
  H2SO3
  Соли
  Средние,
  сульфиты
  
  
  Кислые,
  гидросульфиты
  
  
  Na2SO3
  NaHSO3
  

• 17 слайд

  Оксид серы (VI)
  SO3
  Оксид серы (VI)
  сернистый ангидрид
  Летучая бесцветная
  жидкость с удушающим запахом
  H2O + SO3 = H2SO4
  
  
  Серная кислота
  

• 18 слайд

  Серная кислота
  H2SО4
  Физические свойства
  Бесцветная маслянистая жидкость;
  Обладает сильным гигроскопическим свойством;
  Обладает большой вязкостью;
  ρ = 1,83 кг/дм3;
  to кипения = 340oC.
  to кипения = 340oC.
  Помните!
  Кислоту вливают малыми порциями в воду, а не наоборот!
  

• 19 слайд

  Химические свойства
  H2SO4 - разбавленная
  1. Диссоциация:
  – кислая среда
  2. Взаимодействия с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода:
  окислительно-восстановительная реакция
  3. Взаимодействия с оксидами металлов:
  Серная кислота
  

• 20 слайд

  Химические свойства
  H2SO4 - разбавленная
  4. Взаимодействия с основаниями:
  5. Качественная реакция на ион SO42-:
  Серная кислота
  

• 21 слайд

  Химические свойства
  H2SO4 - концентрированная
  Концентрированная H2SO4 –
  сильный окислитель за счет S+6
  1. Взаимодействия с металлами, кроме Au, Pt, Fe, Cr, Al:
  2. Взаимодействия с неметаллами:
  3. Обугливает некоторые органические вещества, отнимая воду:
  Серная кислота
  

• 22 слайд

  Применение серной кислоты
  H2SО4
  – производство кислот;
  – производство взрывчатых веществ;
  – производство минеральных удобрений;
  – производство электролитической меди;
  – производство эмалей;
  – производство сульфатов;
  – производство искусственного шелка;
  – производство лекарственных средств;
  – электролит в аккумуляторах.
  

• 23 слайд

  Получение серной кислоты
  S
  FeS2
  H2S
  →SO2→SO3→H2SO4
  I стадия
  Обжиг железного колчедана в кипящем слое
  
  
  II стадия
  Окисление SO2 в SO3
  
  
  III стадия
  Гидратация SO3, получение серной кислоты.
  
  
  олеум
  

• 24 слайд

  Азот
  

• 25 слайд

• 26 слайд

• 27 слайд

  Физические свойства
  В свободном состоянии – газ без цвета и запаха;
  Малорастворим в воде;
  Немного легче воздуха – Mrазота = 28, Mrвоздуха = 29;
  При -196оС конденсируется, при -210оС замерзает.
  

• 28 слайд

  Химические свойства
  1. При обычных условиях реагирует с литием:
  2. При температуре электрической дуги соединяется с кислородом:
  – во время грозы
  3. При высоких температурах, давлении и с катализатором реагирует с водородом:
  

• 29 слайд

  Нахождение в природе
  Состав атмосферы Земли
  Азот
  78%
  Кислород
  21%
  Иные газы – 1%
  Чилийская селитра
  NaNO3
  Азотсодержащие органические
  соединения (белки)
  

• 30 слайд

  Получение и применение азота
  Фракционная перегонка жидкого воздуха. Азот отделяют от менее летучего кислорода.
  Ткип N2 = -196oC.
  Tкип О2 = -183оС.
  Синтез аммиака;
  Производство HNO3;
  Лечение туберкулеза – N2;
  Жидкий азот – лечение суставов,
  заболеваний позвоночника;
  Жидкий азот – холодильные установки.
  

• 31 слайд

  Круговорот азота в природе
  Азот воздуха
  Азот моря
  Азот почвы
  Азот растений
  и животных
  

• 32 слайд

  Аммиак
  

• 33 слайд

  Строение молекулы аммиака
  NH3
  Электронная формула аммиака:
  Структурная формула аммиака:
  

• 34 слайд

  Строение молекулы аммиака
  NH3
  H
  H
  H
  N
  δ-
   
   
   
   
   
  
  
  
  δ+ диполь
  Ковалентная полярная связь
  Водородная связь – это химическая связь между атомами водорода одной молекулы и атомами очень электроотрицательных элементов (фтора, кислорода, азота), имеющих неподеленные электронные пары, другой молекулы.
  

• 35 слайд

  Физические свойства
  NH3
  бесцветный газ с резким запахом, ядовит;
  почти в два раза легче воздуха;
  при охлаждении до -33,4оС сжижается;
  хорошо растворим в воде – в 1 V воды растворяется 710 V аммиака (при t = 20oC);
  10%-ный раствор аммиака – «нашатырный спирт»;
  при испарении жидкого аммиака выделяется много тепла – это свойство используется в холодильных установках.
  

• 36 слайд

  Химические свойства
  NH3
  1. Взаимодействие с водой
  гидроксид аммония
  Наличие щелочной среды
  2. Взаимодействие с кислотами
  хлорид аммония
  

• 37 слайд

  Химические свойства
  NH3
  Образование иона аммония
  Ковалентный вид связи по донорно-акцепторному механизму
  Донор
  Акцептор
  Ион аммония
  Донорно-акцепторный – механизм образования ковалентной связи, которая возникает не в результате обобществления неспаренных электронов, а благодаря свободной электронной паре, имеющейся у одного из атомов.
  

• 38 слайд

  Химические свойства
  NH3
  3. Взаимодействие с кислородом (горение)
  окисление
  восстановитель
  окислитель
  окисление
  восстановитель
  окислитель
  Аммиак проявляет сильные восстановительные свойства
  восстановление
  восстановление
  

• 39 слайд

  Получение аммиака
  В промышленности
  В лаборатории
  

• 40 слайд

  Применение аммиака
  NH3
  сельское хозяйство
  медицина
  космонавтика
  холодильная промышленность
  металлургия
  химическая промышленность
  Ежегодное мировое производство аммиака составляет 150 миллионов тонн.
  

• 41 слайд

  Соли аммония
  

• 42 слайд

  Соли аммония –
  сложные вещества, в состав которых входят ионы аммония NH4+, соединенные с кислотным остатком.
  Средние
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  Кислые
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  Соли аммония
  NH4Cl
  хлорид аммония
  (NH4)3PO4
  фосфат аммония
  (NH4)2SO4
  сульфат аммония
  (NH4)2HPO4
  гидрофосфат аммония
  NH4H2PO4
  дигидрофосфат аммония
  

• 43 слайд

  Физические свойства
  твердые кристаллические вещества;
  хорошо растворимы в воде;
  практически все свойства схожи со свойствами солей калия, поскольку радиусы их ионов приблизительно равны.
  Качественная реакция на ион NH4+
  Запах аммиака
  

• 44 слайд

  Химические свойства
  1. Разложение при нагревании:
  Запах аммиака
  гидрокарбонат аммония
  2. Подвергаются электролитической диссоциации:
  3. Взаимодействие с кислотами:
  

• 45 слайд

  Применение солей аммония
  Минеральные
  удобрения
  NH4NO3
  Нитрат аммония
  
  Паяние
  металла
  NH4Cl
  Хлорид аммония
  
  Разрыхление
  теста
  NH4НСО3
  Гидрокарбонат
  аммония
  Взрывчатые
  вещества
  NH4NO3
  Нитрат аммония
  (аммонал)
  

• 46 слайд

  Кислородные соединения азота
  

• 47 слайд

  Несолеобразующие
  
  
  
  Кислотные
  
  
  
  N2
  Оксиды
  N2O NO
  N2O3 NO2↑ N2O5
  +1 +2 +3 +4 +5
  
  
  NO2
  Оксид азота (IV)
  Бурый газ, ядовит.
  
  2NO + O2 = 2NO2
  2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3
  4NO2 + O2 = 2H2O + 4HNO3
  N2O3 соответствует HNO2
  +3 +3
  - азотистая кислота
  N2O5 соответствует HNO3
  +5 +5
  - азотная кислота
  

• 48 слайд

  Азотная кислота
  HNO3
  +1 +5 -2
  - электронная формула
  - структурная формула
  

• 49 слайд

  Физические свойства
  бесцветная жидкость с резким раздражающим запахом;
  «дымит» на воздухе при концентрации более 60%;
  Температура кипения – 83оС;
  При хранении на свету разлагается, приобретая желтоватый оттенок
  4HNO3 → 2H2O + 4NO2↑ + O2↑
  

• 50 слайд

  Химические свойства
  1. Подвергается электролитической диссоциации:
  HNO3 → H+ + NO3-
  H2O
  2. Взаимодействие с основными оксидами:
  CuO + 2HNO3 → Cu(NO3)2 + H2O
  to
  CuO + 2H++ 2NO3- → Cu2++2NO3-+ H2O
  CuO + 2H+ → Cu2++ H2O
  3. Взаимодействие с основаниями:
  Fe(OH)3↓+ 3HNO3 → Fe(NO3)3 + 3H2O
  Fe(OH)3↓+ 3H++ 3NO3- → Fe3++ 3NO3-+ 3H2O
  Fe(OH)3↓+ 3H+ → Fe3++ 3H2O
  4. Взаимодействие с солями:
  CаСО3 + 2HNO3 → Ca(NO3)2 + CO2↑ + H2O
  CаСО3 + 2H+ → Ca2+ + CO2↑ + H2O
  

• 51 слайд

  Химические свойства
  5. Взаимодействие с металлами:
  NH4 → N2→ N2O → NO → NO2 → HNO3
  -3 + 0 +1 +2 +4 +5
  3Ca + 8HNO3 → 3Ca(NO3)2 + 2NO + 4H2O
  0 +5 +2 +2
  
  конц.
  восстановление
  окисление
  окислитель
  восстановитель
  4Zn + 10HNO3 → 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
  +5 -3
  
  разбавл.
  окисление
  восстановление
  восстановитель
  окислитель
  

• 52 слайд

  Химические свойства
  Преобладающий
  продукт
  N2O
  Преобладающий
  продукт
  NO2
  Не
  взаимодействуют
  Без нагревания не взаимодействуют
  Al, Fe, Co, Ni, Cr
  Преобладающий
  продукт
  NH3 (NH4NO3)
  Преобладающий
  продукт
  NO
  Не
  взаимодействуют
  5. Взаимодействие с металлами:
  1V HNO3 + 3V HCl
  AQUA REGIA
  Царская водка
  

• 53 слайд

  Применение азотной кислоты
  1. Удобрения.
  2. Пластмассы.
  3. Лекарственные средства.
  4. Лаки.
  5. Искусственные волокна.
  6. Взрывчатые вещества.
  

• 54 слайд

  Соли азотной кислоты
  Нитраты
  
  
  
  
  
  
  NaNO3
  KNO3
  NH4NO3
  Ca(NO3)2
  
  Селитры
  (применяются в качестве азотных удобрений)
  Нитрат серебра, ляпис
  AgNO3
  Применяется в медицине как прижигающее средство.
  
  Ме левее Mg
  MeNO2 + O2↑
  Ме между Mg и Cu
  MeO + NO2↑ + O2↑
  Ме правее Сu
  Me + NO2↑ + O2↑
  При нагревании соли разлагаются:
  

• 55 слайд

  Получение солей азотной кислоты
  1. Взаимодействием металла с азотной кислотой:
  4Zn + 10HNO3 → 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
  2. Взаимодействием оксидов металлов с кислотой:
  CaO + 2H+ → Ca2+ + H2O
  3. Взаимодействием оснований с кислотой:
  CaO + 2HNO3 → Ca(NO3)2 + H2O
  NaOH + HNO3 → NaNO3 + H2O
  H+ + OH- → H2O
  4. Взаимодействием аммиака с азотной кислотой:
  NH3 + HNO3 → NH4NO3
  5. Взаимодействием NO2 со щелочью:
  2NaOH + 2NO2 → NaNO3 + NaNO2 + H2O