Презентация Неметаллы часть 3

• 1 слайд

  класс
  9
  Неметаллы. Часть 3.
  

• 2 слайд

  § 32. Фосфор и его соединения.
  § 33. Углерод.
  § 34. Кислородные соединения углерода.
  § 35. Кремний и его соединения.
  

• 3 слайд

  Фосфор и его соединения
  

• 4 слайд

• 5 слайд

  1s22s22p63s23p3
  

• 6 слайд

  Аллотропные модификации фосфора
  Белый фосфор
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  Красный фосфор
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  Воскообразное прозрачное вещество с характерным запахом. Температура плавления 44,1оС.
  Способен самовоспламеняться.
  Ядовит.
  Хранится в отсутствии воздуха под водой.
  Твердое порошкообразное вещество красного цвета. Без цвета и запаха.
  Не растворяется в воде и сероуглероде.
  Температура плавления 260оС.
  Не светится. Не ядовит.
  Не самовоспламеняется на воздухе.
  Используется при производстве спичек.
  

• 7 слайд

  Химические свойства фосфора
  1. Взаимодействует с металлами, образуя фосфиды:
  2. Взаимодействует с кислородом (горение) с образованием оксида фосфора (V):
  3. Получение фосфина РН3 из фосфидов:
  

• 8 слайд

  Соединения фосфора
  Р2О5
  Оксид фосфора (V)
  Средние соли
  Фосфаты
  Са3(РО4)2
  Кислые соли
  Дигидрофосфаты
  Са(Н2РО4)2
  Кислые соли
  Гидрофосфаты
  СаНРО4
  H3PO4
  Фосфорная кислота
  H3PO4+ 3AgNO3 → Ag3PO4↓ + 3HNO3
  желтый осадок
  3Ag+ + PO43-→ Ag3PO4↓
  Осадок растворяется
  в кислой среде
  

• 9 слайд

  Получение фосфора
  Фосфориты Апатиты
  Са3(РО4)2
  Фосфат кальция
  Ca3(PO4)2+ 3SiO2+5C → 2P + 3CaSiO3+ 5CO
  Получение фосфора в промышленности
  

• 10 слайд

  Биологическое значение фосфора
  является составной частью организмов человека, животных и растений;
  содержится в костной, нервной ткани, молоке, крови ;
  АТФ (аденозинтрифосфорная кислота) – основной источник энергии в организме;
  входит в состав нуклеиновых кислот (ДНК и РНК), осуществляющих передачу наследственных свойств организма;
  суточная потребность человека в фосфоре составляет 800-1500 мг. При недостатке фосфора в организме развиваются заболевания костей;
  академик А.Е.Ферсман назвал фосфор «элементом жизни и мысли».
  

• 11 слайд

  Применение фосфора
  1. Производство спичек;
  2. Производство фосфорной кислоты;
  3. Производство удобрений;
  4. Кормовые добавки для животных;
  3. Производство ядохимикатов;
  

• 12 слайд

  Углерод
  

• 13 слайд

• 14 слайд

  ns2np2
  

• 15 слайд

  Аллотропия углерода
  Алмаз
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  Графит
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  Прозрачное кристаллическое вещество, самое твердое из всех природных веществ. Имеет сильный блеск. Высокая лучепреломляемость. Не проводит электрически ток. Применяется для обработки особо твердых материалов (буры, сверла, стеклорезы). После огранки – ювелирные изделия.
  Темно-серое, жирное на ощупь кристаллическое вещество, мягкое и непрозрачное. Металлический блеск. Хорошо проводит тепло и электрический ток. Применяется для изготовления электродов, твердой смазки, стержней для карандашей, технических алмазов в промышленности.
  

• 16 слайд

  Химические свойства углерода
  1. Взаимодействие с кислородом (горение):
  2. Взаимодействие с водородом:
  – углекислый газ
  – метан
  3. Взаимодействие с металлами:
  – карбид алюминия
  4. Взаимодействие с оксидами металлов:
  древесный уголь
  

• 17 слайд

  Химические свойства углерода
  Получение ацетилена (для резки и сварки металлов):
  СaC2+ 2H2O = Ca(OH)2+ C2H2↑
  ацетилен
  Получение метана:
  Al4C3+ 12H2O = 4Al(OH)3+ 3CH4↑
  метан
  

• 18 слайд

  Круговорот углерода в природе
  

• 19 слайд

  Нахождение углерода в природе
  – алмаз
  – графит
  – мел
  – мрамор
  – каменный уголь
  в атмосфере – в виде углекислого газа СО2;
  в земной коре – в составе карбонатов кальция СаСО3 (мел, мрамор, известняк) и магния MgCO3, а также в свободном виде – алмаз, графит, уголь, сажа;
  в воде – в составе растворимых гидрокарбонатов Ca(HCO3)2 и Mg(HCO3)2;
  в каменном угле – до 99%, в буром угле – до 72%, в торфе – до 57%;
  входит в состав органических веществ в растительных и животных организмах, в состав ДНК. Содержится в мышечной ткани (67%), костной ткани (36%) и крови человека.
  

• 20 слайд

  Применение углерода
  1. Составная часть крема для обуви;
  2. Адсорбент в противогазах;
  3. Наполнитель при производстве резины;
  4. В производстве синтетического бензина;
  5. В медицине;
  6. Для получения карбида кальция;
  7. Производство искусственных алмазов;
  8. Очистка этилового спирта;
  9. Изготовление черной краски.
  

• 21 слайд

  Кислородные соединения углерода
  

• 22 слайд

  Оксид углерода (II) – угарный газ
  CO
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  Оксид углерода (IV) – углекислый газ
  CO2
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  Бесцветный, не имеющий запаха газ, малорастворимый в воде. ЯД! Попадая при дыхании в кровь, соединяется с гемоглобином и лишает его возможности переносить кислород. При вдыхании воздуха, содержащего 0,1% СО человек теряет сознание, при неоказании срочной помощи наступает смерть.
  Бесцветный, не имеющий запаха газ, в полтора раза тяжелее воздуха. При обычных условиях в 1V воды растворяется 1V углекислого газа. При давлении в 60 атм СО2 превращается в бесцветную жидкость. При испарении жидкого СО2 часть его превращается в «сухой лед».
  Несолеобразующий оксид
  Кислотный оксид
  

• 23 слайд

  Химические свойства угарного газа
  CO
  1. Угарный газ – хороший восстановитель:
  2. Способен отнимать кислород у оксидов металлов:
  

• 24 слайд

  Химические свойства углекислого газа
  CO2
  1. Взаимодействует с металлами:
  СO2+ Mg → 2MgO + C
  to
  сажа
  2. Взаимодействует с оксидами металлов:
  СO2+ СаО → СаСО3
  2. Взаимодействует со щелочами:
  СO2+ 2NaOH → Na2СО3+ H2O
  CO2 (избыток) + NaOH → NaHCO3
  3. Помутнение известковой воды:
  СO2+ Са(ОH)2 → СаСО3↓ + H2O
  

• 25 слайд

  Получение оксидов углерода
  CO
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  CO2
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  Оксид углерода (II)
  Угарный газ
  В лаборатории:
  В промышленности:
  Оксид углерода (II) применяется при производстве спиртов и карбоновых кислот; как восстановитель в металлургии при производстве чугуна и стали; для придания товарного вида мясу животных и рыбы.
  Оксид углерода (IV)
  Углекислый газ
  В лаборатории:
  CaCO3+ 2HCl → CaCl2+ H2O + CO2↑
  CaCO3+ 2H+ → Ca2+ + H2O + CO2↑
  В промышленности:
  CaCO3 → CaO + CO2↑
  

• 26 слайд

  Применение углекислого газа
  1. В пенных огнетушителях;
  2. Производство «сухого льда»;
  3. Производство газированных напитков;
  4. Производство пищевой соды;
  5. Производство лекарственных препаратов;
  6. Производство удобрений.
  

• 27 слайд

  Соли угольной кислоты
  Н2СО3
  Угольная кислота
  Средние соли
  Карбонаты
  СаСО3
  Кислые соли
  Гидрокарбонаты
  Са(НСО3)2
  Превращение карбонатов в гидрокарбонаты:
  Са(ОН)2+ СО2 → СаСО3↓ + Н2О
  СаСО3+ Н2О + СО2 → Са(НСО3)2
  NaHCO3 + NaOH → Na2CO3 + H2O
  

• 28 слайд

  Жесткость воды
  Устраняется кипячением:
  Са(НСО3)2 → СаСО3↓ + Н2О + СО2↑
  to
  Устраняется содой:
  СаCl2+ Na2CO3 → СаСО3↓ + 2NaCl
  Временная жесткость
  Обусловлена присутствием гидрокарбонатов кальция и магния
  Са(НСО3)2 Mg(НСО3)2
  Постоянная жесткость
  Обусловлена присутствием хлоридов, сульфатов кальция и магния
  СaCl2, CaSO4, MgCl2, MgSO4
  

• 29 слайд

  Химические свойства карбонатов и гидрокарбонатов
  1. Качественная реакция на соли угольной кислоты:
  Na2CO3+ 2HCl → 2NaCl + CO2↑ + H2O
  2H+ + CO32- → CO2↑ + H2O
  – бурное «вскипание»
  2. Реакции обмена:
  Na2CO3+ CaCl2 → CaCO3↓ + 2NaCl
  2. Реакции разложения:
  CaCO3 → CaO + CO2↑
  to
  Mg(HCO3)2 → MgCO3↓ + CO2↑ + H2O
  to
  

• 30 слайд

  Кремний и его соединения
  

• 31 слайд

• 32 слайд

  1s22s22p63s23p2
  

• 33 слайд

  В природе Si – второй по распространенности после кислорода элемент (28% от массы земной коры). Наиболее распространенным соединением является его диоксид SiO2, другое его название – кремнезем.
  Нахождение кремния в природе
  Песок
  Кварц и кварциты
  Кремень
  Полевые шпаты
  SiO2 *** SiO2 *** SiO2 *** SiO2
  

• 34 слайд

  Радуга кремнезема
  Опал
  Агат
  Аметист
  Яшма
  Халцедон
  Сердолик
  

• 35 слайд

  Аллотропия кремния
  Кристаллический кремний
  Аморфный кремний
  Темно-серое вещество с металлическим блеском, большая твердость, хрупок, полупроводник; р = 2,33 г/см3, to плавления = 1415оС, to кипения = 2680оС. Имеет алмазоподобную структуру и образует прочные ковалентные связи. Инертен.
  Бурый порошок, гигроскопичен, имеет алмазоподобную структуру, р = 2 г/см3, более реакционоспособен. Не имеет постоянной температуры плавления.
  
  
  
  

• 36 слайд

  Химические свойства кремния
  1. Взаимодействие с кислородом (горение):
  Si + O2 → SiO2
  to
  2. Взаимодействие с металлами:
  Si + 2Mg → Mg2Si
  to
  ← силицид магния
  3. Разложение силицидов водой или кислотами:
  Mg2Si + 2H2SO4 → 2MgSO4 + SiH4↑
  ← силан
  4. Самовоспламенение силана на воздухе:
  SiH4 + 2O2 → SiO2 + 2H2O
  5. Взаимодействие со щелочами:
  Si + 2NaOH + Н2О → Na2SiO3 + 2H2↑
  Получение кремния
  SiO2 + 2Mg = 2MgO + Si
  to
  SiO2 + 2C = Si + 2CO↑
  to
  

• 37 слайд

  Оксид кремния (IV)
  SiO2
  Оксид кремния (IV)
  Диоксид кремния
  Кремнезем
  Твердое бесцветное тугоплавкое вещество с температурой плавления = 1728оС.
  Изделия из горного хрусталя:
  

• 38 слайд

  Химические свойства SiO2
  1. Не растворяется в кислотах (кроме плавиковой):
  SiO2 + 4HF → SiF4↑ + 2H2O
  to
  2. При высоких температурах реагирует со щелочами с образованием силикатов:
  SiO2 + 2NaOH → Na2SiO3 + H2O
  to
  3. Взаимодействует с основными оксидами:
  SiO2 + CaO → CaSiO3↓
  to
  4. Вытесняет более летучие кислоты:
  SiO2 + CaCO3 → CaSiO3 + CO2↑
  to
  

• 39 слайд

  Кремниевая кислота и ее соли
  Н2SiO3
  Очень слабая, нерастворимая в воде кислота, выпадает из реакционной смеси в виде осадка.
  Получить кремниевую кислоту можно только из ее солей:
  Na2SiO3 + 2HCl → 2NaCl + H2SiO3↓
  SiO32- + 2H+ → H2SiO3↓
  Выделить в чистом виде нельзя, т.к. при нагревании она разлагается:
  H2SiO3 → H2O + SiO2
  to
  Соли кремниевой кислоты называют силикатами. Их можно получить сплавлением оксида кремния с оксидами металлов или карбонатами.
  SiO2 + СаО = CaSiO3↓
  SiO2 + CaCO3 = CaSiO3 + CO2↑
  

• 40 слайд

  Производство стекла
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  Производство цемента
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  
  Сырьем для производства обычного стекла служат чистый кварцевый песок, сода и известняк. Их тщательно перемешивают и подвергают сильному нагреванию – 1500оС.
  Na2CO3+SiO2→Na2SiO3+CO2↑
  to
  CaCO3+SiO2→CaSiO3+CO2↑
  to
  Na2O·CaO·6SiO2
  Обычное стекло
  K2O·CaO·6SiO2
  Тугоплавкое стекло
  Основным сырьем для производства цемента являются известняк и глина. Их тщательно перемешивают и обжигают.
  Al2O3 · 2SiO2 · 2H2O →
  Al2O3 · 2SiO2 + 2H2O↑
  to
  CaCO3 →CaO + CO2↑
  to
  CaO + SiO2 → CaSiO3
  to
  Бетон – смесь цемента со щебнем и песком.
  Шлакобетон – смесь цемента со шлаком.