Добавить материал и получить бесплатное свидетельство о публикации в СМИ
Эл. №ФС77-60625 от 20.01.2015
Инфоурок / Химия / Презентации / Презентация по химии на тему"Химические свойства неорганических соединений. Задание 39 ЕГЭ по химии."

Презентация по химии на тему"Химические свойства неорганических соединений. Задание 39 ЕГЭ по химии."


До 7 декабря продлён приём заявок на
Международный конкурс "Мириады открытий"
(конкурс сразу по 24 предметам за один оргвзнос)

  • Химия
Свойства неорганических веществ (задание 37 ЕГЭ по химии) Дуванова Татьяна Ви...
Свойства неорганических веществ (задание 37 ЕГЭ по химии) От названий к форму...
От названий к формулам
От названий к формулам
От названий к формулам
От названий к формулам
От названий к формулам MnO2 (диоксид марганца) – пиролюзит CrO3 (оксид хрома...
Термины, используемые при описании эксперимента Навеска — это просто некотора...
Термины, используемые при описании эксперимента Фильтрат — это профильтрованн...
Термины, используемые при описании эксперимента Упаривание — это просто умень...
Наиболее характерные признаки газов, растворов, твердых веществ ГАЗЫ: Окрашен...
ОКРАШЕННЫЕ РАСТВОРЫ: желтые Хроматы, напримерK2CrO4 Растворы солей железа (II...
ОКРАШЕННЫЕ ОСАДКИ, ПОЛУЧАЮЩИЕСЯ ПРИ ВЗАИМОДЕЙСТВИИ РАСТВОРОВ желтые AgBr, AgI...
ДРУГИЕ ОКРАШЕННЫЕ ВЕЩЕСТВА желтые сера, золото, хроматы оранжевые oксид меди...
ДРУГИЕ ОКРАШЕННЫЕ ВЕЩЕСТВА желтые сера, золото, хроматы оранжевые oксид меди...
Последовательность превращений Чёрный порошок, который образовался при длител...
Последовательность превращений Сu CuO СuSO4 Cu(OH)2 [Сu(NH3)4](OH) 2 1) 2Сu +...
Последовательность превращений Вещество красного цвета, которое используется...
Последовательность превращений Вещество красного цвета, которое используется...
Свойства неорганических веществ Задание 37 требует от участника ЕГЭ знание св...
Свойства неорганических веществ Необходимо обратить внимание учащихся на окис...
Свойства неорганических веществ Окислительные свойства солей трехвалентного ж...
Свойства неорганических веществ Восстановительные свойства аммиака: 4NH3+3O2=...
Свойства неорганических веществ Малохарактерные для него окислительные свойст...
Свойства неорганических веществ Трудными для выпускников оказываются уравнени...
Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Для получения азотной кислоты оксид азота (...
Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Для получения бромоводорода из бромида натр...
Схема 1: Азотная кислота КислотаHNO3 концентрированная разбавленная очень раз...
Схема 2: Серная кислота Кислота концентрированная разбавленная неактивные мет...
Окислительные свойства азотной и серной кислот в реакциях с неметаллами P + 5...
Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Серная кислота окисляет галогеноводороды HI...
Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Кислоты взаимодействуют с солями более слаб...
Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Ортофосфорная кислота по первой стадии дисс...
Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Ортофосфорная кислота по первой стадии дисс...
Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Фосфат калия можно получить лишь при избытк...
Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Чтобы получить из основной соли среднюю сол...
Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Более сильное основание вытесняет более сла...
Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Определенную трудность для учащихся предста...
Термическое разложение солей. Разложение нитратов NaNO3 = NaNO2 + ½ O2 2Cu(NO...
Термическое разложение солей. Разложение солей аммония На аммиак и соответств...
Термическое разложение солей. Разложение солей угольной кислоты Не разлагаютс...
Термическое разложение солей. Разложение кислородосодержащих солей – окислите...
Окислительно-восстановительные процессы с участием наиболее важных окислителе...
Окислительно-восстановительные процессы с участием наиболее важных окислителе...
Окислительно-восстановительные процессы с участием наиболее важных окислителе...
Электролиз
Электролиз Электролиз растворов солей металлов, стоящих в ряду напряжения пос...
Электролиз При электролизе солей, образованных металлами, находящимися в ряду...
Электролиз солей карбоновых кислот CH3CH2COONa  CH3CH2COO- + Na+ H2O -К Na+:...
Электрохимический ряд напряжения металлов Чем ближе стоит металл к началу ряд...
Электрохимический ряд напряжения металлов Металлы, стоящие до магния (щелочны...
Гидролиз При сливании растворов солей, содержащих катион слабого основания и...
Гидролиз Особую трудность у учащихся вызывают сложные случаи взаимодействия р...
Гидролиз бинарных соединений Al4C3 + 12Н2О = 4Аl(ОН)3 + ЗСН4 Al2S3 + 6Н2О = 2...
Амфотерность в растворе Zn(OH)2 + 2KOH = K2[Zn(OH)4] ZnO + 2NaOH + H2O = Na2[...
Амфотерность Слабо амфотерные гидроксиды железа (III) и хрома (III) реагируют...
Амфотерность Металлы, оксиды и гидроксиды которых амфотерны, также могут реаг...
Способы разрушения комплексных солей При действии избытка сильной кислоты пол...
Способы разрушения комплексных солей При действии углекислого или сернистого...
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Оксид азота (I), оксид диазота, закись азота, «веселящий...
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Оксид азота (IV), диоксид азота 4NO2 + O2 + 2H2О = 4HNO3...
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Получение: 16HCl + 2KMnO4 =5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O 4...
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Взаимодействие с водой: Cl2 + H2O = HCl+ HClO 2F2 + 2H2O...
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Галогены не взаимодействуют с кислотами. Только I2 при в...
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Особым свойством серы является взаимодействие ее с сульф...
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Оксид серы (IV) может быть доокислен кислородом: 2SO2 +...
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ получение фосфора: Са3(Р04)2 + 5С + 3SiO2 = 3CaSiO3 + 5С...
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ При взаимодействии железа с галогенами образуются галоге...
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Оксид железа (II) FeO обладает основными и восстановител...
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Гидроксид железа (II) Fe(OH)2 проявляет основные и восст...
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Соли Fe3+ сильно гидролизуются, поэтому активные металлы...
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Оксид хрома (II) CrO черного цвета, соответствующий гидр...
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Хроматы устойчивы в щелочной среде, а дихроматы – в кисл...
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Окислительные свойства соединений хрома(VI) наиболее сил...
1 из 74

Описание презентации по отдельным слайдам:

№ слайда 1 Свойства неорганических веществ (задание 37 ЕГЭ по химии) Дуванова Татьяна Ви
Описание слайда:

Свойства неорганических веществ (задание 37 ЕГЭ по химии) Дуванова Татьяна Викторовна, учитель химии МАОУ «ФТЛ №1» САРАТОВ 2015

№ слайда 2 Свойства неорганических веществ (задание 37 ЕГЭ по химии) От названий к форму
Описание слайда:

Свойства неорганических веществ (задание 37 ЕГЭ по химии) От названий к формулам Характеризуем вещества Устанавливаем последовательность превращений Свойства неорганических веществ

№ слайда 3 От названий к формулам
Описание слайда:

От названий к формулам

№ слайда 4 От названий к формулам
Описание слайда:

От названий к формулам

№ слайда 5 От названий к формулам
Описание слайда:

От названий к формулам

№ слайда 6 От названий к формулам
Описание слайда:

От названий к формулам

№ слайда 7 От названий к формулам MnO2 (диоксид марганца) – пиролюзит CrO3 (оксид хрома
Описание слайда:

От названий к формулам MnO2 (диоксид марганца) – пиролюзит CrO3 (оксид хрома (VI)) – хромовый ангидрид

№ слайда 8 Термины, используемые при описании эксперимента Навеска — это просто некотора
Описание слайда:

Термины, используемые при описании эксперимента Навеска — это просто некоторая порция вещества определенной массы (её взвесили на весах). Прокалить — нагреть вещество до высокой температуры и греть до окончания химических реакций. «Взорвали смесь газов» — это значит, что вещества прореагировали со взрывом. Обычно для этого используют электрическую искру. Отфильтровать — отделить осадок от раствора. Профильтровать — пропустить раствор через фильтр, чтобы отделить осадок.

№ слайда 9 Термины, используемые при описании эксперимента Фильтрат — это профильтрованн
Описание слайда:

Термины, используемые при описании эксперимента Фильтрат — это профильтрованный раствор. Растворение вещества — это переход вещества в раствор. Оно может происходить без химических реакций (например, при растворении в воде поваренной соли NaCl получается раствор поваренной же соли NaCl, а не щелочь и кислота отдельно), либо в процессе растворения вещество реагирует с водой и образует раствор другого вещества (при растворении оксида бария получится раствор гидроксида бария). Растворять можно вещества не только в воде, но и в кислотах, в щелочах и т.д. Выпаривание — это удаление из раствора воды и летучих веществ без разложения содержащихся в растворе твёрдых веществ.

№ слайда 10 Термины, используемые при описании эксперимента Упаривание — это просто умень
Описание слайда:

Термины, используемые при описании эксперимента Упаривание — это просто уменьшение массы воды в растворе с помощью кипячения. Сплавление — это совместное нагревание двух или более твёрдых веществ до температуры, когда начинается их плавление и взаимодействие. Осадок и остаток. Очень часто путают эти термины. Хотя это совершенно разные понятия. «Реакция протекает с выделением осадка» — это означает, что одно из веществ, получающихся в реакции, малорастворимо. «Остаток» — это вещество, которое осталось, не истратилось полностью или вообще не прореагировало. Например, если смесь нескольких металлов обработали кислотой, а один из металлов не прореагировал — его могут назвать остатком.

№ слайда 11 Наиболее характерные признаки газов, растворов, твердых веществ ГАЗЫ: Окрашен
Описание слайда:

Наиболее характерные признаки газов, растворов, твердых веществ ГАЗЫ: Окрашенные: Cl2 – желто-зеленый; NO2 – бурый; O3 – голубой (все имеют запахи). Все ядовиты, растворяются в воде, Cl2 и NO2 реагируют с ней.   Бесцветные без запаха: Н2, N2, O2, CO2, CO (яд), NO (яд), инертные газы. Все плохо растворимы в воде.   Бесцветные с запахом: HF, HCl, HBr, HI, SO2 (резкие запахи), NH3(нашатырного спирта) –хорошо растворимы в воде и ядовиты, PH3(чесночный), H2S(тухлых яиц) - мало растворимы в воде, ядовиты.

№ слайда 12 ОКРАШЕННЫЕ РАСТВОРЫ: желтые Хроматы, напримерK2CrO4 Растворы солей железа (II
Описание слайда:

ОКРАШЕННЫЕ РАСТВОРЫ: желтые Хроматы, напримерK2CrO4 Растворы солей железа (III), например,FeCl3, бромная вода, cпиртовыеи спиртово-водные растворы йода – в зависимости от концентрации отжёлтогодобурого оранжевые Дихроматы, например,K2Cr2O7 зеленые Гидроксокомплексыхрома (III), например,K3[Cr(OH)6], соли никеля (II), напримерNiSO4, манганаты, например,K2MnO4 голубые Соли меди (II), например СuSO4 Отрозовогодофиолетового Перманганаты, например,KMnO4 Отзеленогодосинего Соли хрома (III), например,CrCl3

№ слайда 13 ОКРАШЕННЫЕ ОСАДКИ, ПОЛУЧАЮЩИЕСЯ ПРИ ВЗАИМОДЕЙСТВИИ РАСТВОРОВ желтые AgBr, AgI
Описание слайда:

ОКРАШЕННЫЕ ОСАДКИ, ПОЛУЧАЮЩИЕСЯ ПРИ ВЗАИМОДЕЙСТВИИ РАСТВОРОВ желтые AgBr, AgI, Ag3PO4, BaCrO4, PbI2,CdS бурые Fe(OH)3, MnO2 черные, черно-бурые Сульфиды меди, серебра, железа, свинца синие Cu(OH)2, KFе[Fe(CN)6] зеленые Cr(OH)3– серо-зеленый Fe(OH)2– грязно-зеленый, буреет на воздухе

№ слайда 14 ДРУГИЕ ОКРАШЕННЫЕ ВЕЩЕСТВА желтые сера, золото, хроматы оранжевые oксид меди
Описание слайда:

ДРУГИЕ ОКРАШЕННЫЕ ВЕЩЕСТВА желтые сера, золото, хроматы оранжевые oксид меди (I) –Cu2O дихроматы красные бром (жидкость), медь (аморфная), фосфор красный, Fe2O3, CrO3 черные СuO, FeO, CrO Серые с металлическим блеском Графит, кристаллический кремний, кристаллический йод (при возгонке –фиолетовыепары), большинство металлов. зеленые Cr2O3, малахит (CuOH)2CO3,Mn2O7(жидкость)

№ слайда 15 ДРУГИЕ ОКРАШЕННЫЕ ВЕЩЕСТВА желтые сера, золото, хроматы оранжевые oксид меди
Описание слайда:

ДРУГИЕ ОКРАШЕННЫЕ ВЕЩЕСТВА желтые сера, золото, хроматы оранжевые oксид меди (I) –Cu2O дихроматы красные бром (жидкость), медь (аморфная), фосфор красный, Fe2O3, CrO3 черные СuO, FeO, CrO Серые с металлическим блеском Графит, кристаллический кремний, кристаллический йод (при возгонке –фиолетовыепары), большинство металлов. зеленые Cr2O3, малахит (CuOH)2CO3,Mn2O7(жидкость)

№ слайда 16 Последовательность превращений Чёрный порошок, который образовался при длител
Описание слайда:

Последовательность превращений Чёрный порошок, который образовался при длительном нагревании металла красного цвета в избытке воздуха, растворили в 10%-ной серной кислоте и получили раствор голубого цвета. В раствор добавили щёлочь и выпавший осадок отделили и растворили в избытке концентрированного раствора аммиака. Сu CuO СuSO4 Cu(OH)2 [Сu(NH3)4](OH) 2

№ слайда 17 Последовательность превращений Сu CuO СuSO4 Cu(OH)2 [Сu(NH3)4](OH) 2 1) 2Сu +
Описание слайда:

Последовательность превращений Сu CuO СuSO4 Cu(OH)2 [Сu(NH3)4](OH) 2 1) 2Сu + O2 = 2CuO 2) CuO + H2SO4 = СuSO4 + H2O 3) СuSO4 + 2NaOH =Cu(OH)2↓ + Na2SO4 4) Cu(OH)2 +4NH4OH = [Сu(NH3)4](OH) 2+ 4H2O

№ слайда 18 Последовательность превращений Вещество красного цвета, которое используется
Описание слайда:

Последовательность превращений Вещество красного цвета, которое используется в производстве спичек, сожгли в избытке воздуха и продукт при нагревании растворили в большом количестве воды. Раствор нейтрализовали негашеной известью. Образовавшееся вещество используют для получения двойного суперфосфата. Напишите уравнения описанных реакций. P P2O5 H3PO4 Ca3(PO4)2 Ca(H2PO4)2

№ слайда 19 Последовательность превращений Вещество красного цвета, которое используется
Описание слайда:

Последовательность превращений Вещество красного цвета, которое используется в производстве спичек, сожгли в избытке воздуха и продукт при нагревании растворили в большом количестве воды. Раствор нейтрализовали негашеной известью. Образовавшееся вещество используют для получения двойного суперфосфата. Напишите уравнения описанных реакций. 1) 4P +5O2 = 2P2O5 2) P2O5+ 3H2O = 2H3PO4 3) 2H3PO4 + 3CaO =Ca3 (PO4)2↓ + 3H2O 4) Ca3 (PO4)2 +4H3PO4 = 3Сa(H2PO4)2

№ слайда 20 Свойства неорганических веществ Задание 37 требует от участника ЕГЭ знание св
Описание слайда:

Свойства неорганических веществ Задание 37 требует от участника ЕГЭ знание свойств разнообразных неорганических веществ, связанных с протеканием как ОВР между веществами, так и обменных реакций, протекающих в растворах. Реакция лития или магния с азотом: 6Li+N2=2Li3N 3Mg+N2=Mg3N2 Горение магния в углекислом газе: 2Mg+CO2=2MgO+C Особое свойство плавиковой кислоты: SiO2 + 4HF = 2H2O+ SiF4

№ слайда 21 Свойства неорганических веществ Необходимо обратить внимание учащихся на окис
Описание слайда:

Свойства неорганических веществ Необходимо обратить внимание учащихся на окислительно-восстановительные реакции с участием озона, которые встречаются в материалах ЕГЭ: Na2S + 4O3 = Na2SO4+­4O2 При подготовке учащихся к ЕГЭ необходимо напомнить им, что железо, реагируя с фтором, хлором и бромом, окисляется до степени окисления +3 и образует галогениды FeF3, FeCl3, FeBr3, но в реакции с иодом оно дает иодид железа (II) FeI2

№ слайда 22 Свойства неорганических веществ Окислительные свойства солей трехвалентного ж
Описание слайда:

Свойства неорганических веществ Окислительные свойства солей трехвалентного железа: 2FeCl3+Cu=CuCl2+2FeCl2 2FeCl3+Fe=3FeCl2

№ слайда 23 Свойства неорганических веществ Восстановительные свойства аммиака: 4NH3+3O2=
Описание слайда:

Свойства неорганических веществ Восстановительные свойства аммиака: 4NH3+3O2=2N2+6H2О 4NH3+5O2=4NO+6H2О 2NH3+3CuO=N2+3Cu+3H2О 8NH3+3Br2=N2+6NH4Br 2NH3+2KMnO4=N2+2MnO2+2KOH­+2H2О kat

№ слайда 24 Свойства неорганических веществ Малохарактерные для него окислительные свойст
Описание слайда:

Свойства неорганических веществ Малохарактерные для него окислительные свойства аммиак проявляет в реакциях с активными металлами: 2NH3+6Mg=2Mg3N2+3H2 2NH3+2Al=2AlN+3H2 Могут пригодиться знания об аммиачных комплексах: CuSO4+4NH3=[Cu(NH3)4]SO4 AgCl+2NH3=[Ag(NH3)2]Cl

№ слайда 25 Свойства неорганических веществ Трудными для выпускников оказываются уравнени
Описание слайда:

Свойства неорганических веществ Трудными для выпускников оказываются уравнения реакций, которые редко записывают или вообще не употребляют в учебном процессе: K2SО4 + 4Н2 = К2S + 4Н2О Ag2SО4 + Н2 = 2Ag + Н2SО4 BaSО4 + 4Н2 = BaS + 4Н2О Na2SО4 + 4C = Na2S + 4CО BaSО4 + 4C = BaS + 4CО Na2SO3 + S = Na2S2O3­ 3Ca3(РО4)2 + 16Al = 3Ca3Р2 + 8Al2О3

№ слайда 26 Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Для получения азотной кислоты оксид азота (
Описание слайда:

Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Для получения азотной кислоты оксид азота (IV) должен быть доокислен, например кислородом воздуха: 4NO2 + O2 + 2H2О = 4HNO3 Лабораторный способ получения хлороводорода: к твердому хлориду натрия приливают концентрированную серную кислоту NaCl (тв.) + H2SO4(конц.) = NaHSO4 + HCl­

№ слайда 27 Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Для получения бромоводорода из бромида натр
Описание слайда:

Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Для получения бромоводорода из бромида натрия, концентрированная серная кислота не подойдет, так как выделяющийся бромоводород будет загрязнен парами брома. Можно использовать концентрированную фосфорную кислоту: NaBr+ H3PO4 (конц.) = NaH2PO4 + HBr­ Кислоты-неокислители реагируют с металлами, стоящими в ряду активности металлов до водорода, с выделением водорода и образованием соответствующей соли: Fe + 2HCl = FeCl2 + H2­

№ слайда 28 Схема 1: Азотная кислота КислотаHNO3 концентрированная разбавленная очень раз
Описание слайда:

Схема 1: Азотная кислота КислотаHNO3 концентрированная разбавленная очень разбавленная Металлы образуется нитрат металла + продукт восстановления азота (не водород!) неактивные (правее Н) кромеAu,Pt NO2 NO цинк NO2 N2 NH4NO3 железо пассивация (при нагревании -NO2) NO N2, NH4NO3 алюминий пассивация (при нагревании -NO2) N2 NH4NO3 хром не растворяется марганец NO2 NO бериллий пассивация NO щелочные N2O NH4NO3 Щелочноземельные N2O N2O NH4NO3 магний N2O Неметаллы кислота неметалла в высшей степени окисления или ОКСИД(если кислота неустойчива) NOилиNO2 не реагируют!

№ слайда 29 Схема 2: Серная кислота Кислота концентрированная разбавленная неактивные мет
Описание слайда:

Схема 2: Серная кислота Кислота концентрированная разбавленная неактивные металлы (после Н) –SO2+ сульфат металла (Pt,Au– не реагируют!) не реагируют! цинк SO2+ сульфат металла сульфат металла (минимально возможной степени окисления) + Н2 железо только при нагревании SO2+ сульфат металла (+3) алюминий хром Не реагирует бериллий Не реагирует щелочные Н2S+ сульфат металла щелочноземельные и магний S+ сульфат металла

№ слайда 30 Окислительные свойства азотной и серной кислот в реакциях с неметаллами P + 5
Описание слайда:

Окислительные свойства азотной и серной кислот в реакциях с неметаллами P + 5HNO3 (конц.) = H3PO4 + 5NO2 + H2O S + 6HNO3 (конц.) = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O H2S + 8HNO3 (конц.) = H2SO4 + 8NO2 + 4H2O FeS2 + 8HNO3 (конц.) = Fe(NO3)3 + 2H2SO4 + 5NO + 2H2O

№ слайда 31 Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Серная кислота окисляет галогеноводороды HI
Описание слайда:

Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Серная кислота окисляет галогеноводороды HI и HBr ( но не HCl) до свободных галогенов, а неметаллы – до соответствующих им кислот: 8HI + H2SO4 (конц.) = H2S + 4I2 + 4H2O 2HBr + H2SO4 (конц.) = SO2 + Br2 + 2H2O 2P + 5H2SO4 (конц.) =2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O

№ слайда 32 Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Кислоты взаимодействуют с солями более слаб
Описание слайда:

Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Кислоты взаимодействуют с солями более слабых и более летучих кислот: Нелетучая, хотя и не самая сильная, серная кислота вытесняет все кислоты из их солей, а ее не может вытеснить ни одна кислота. Исключение: CuSO4+H2S=CuS+ Н2SO4

№ слайда 33 Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Ортофосфорная кислота по первой стадии дисс
Описание слайда:

Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Ортофосфорная кислота по первой стадии диссоциирует как кислота средней силы, по второй - как слабая, а по третьей стадии диссоциация настолько незначительна, что в растворе ничтожно мало ионов РО43-. Поэтому в ее растворе из анионов преобладают H2PO4-, в меньшем количестве присутствуют HPO42-. По этой причине фосфат калия в кислотной среде не образуется Н3РО4 + КОН = КН2РО4 + Н2О 2Н3РО4 + 2К = 2КН2РО4 + Н2

№ слайда 34 Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Ортофосфорная кислота по первой стадии дисс
Описание слайда:

Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Ортофосфорная кислота по первой стадии диссоциирует как кислота средней силы, по второй - как слабая, а по третьей стадии диссоциация настолько незначительна, что в растворе ничтожно мало ионов РО43-. Поэтому в ее растворе из анионов преобладают H2PO4-, в меньшем количестве присутствуют HPO42-. По этой причине фосфат калия в кислотной среде не образуется Н3РО4 + КОН = КН2РО4 + Н2О 2Н3РО4 + 2К = 2КН2РО4 + Н2

№ слайда 35 Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Фосфат калия можно получить лишь при избытк
Описание слайда:

Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Фосфат калия можно получить лишь при избытке щелочи: Н3РО4 + 3КОН(изб.) = К3РО4 + 3Н2О Продуктом реакции аммиака с фосфорной кислотой может также быть кислая соль: NH3 + H3PO4 = NH4H2PO4 Избыток щелочи переводит кислые соли в средние: Na2НРО4 + NaОН (изб.) = Na3РО4 + Н2О

№ слайда 36 Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Чтобы получить из основной соли среднюю сол
Описание слайда:

Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Чтобы получить из основной соли среднюю соль нужно подействовать кислотой: MgOHCl + HCl = MgCl2 + H2O При добавлении сильной кислоты все соли ортофосфорной кислоты превращаются в дигидрофосфаты, которые растворимы в воде: Na3РО4 + 2НCl = NaН2РО4 + 2NaCl РО43-+ 2Н+= Н2РО4- Общее свойство всех нерастворимых фосфатов – их растворимость в растворах сильных кислот: Ca3(РО4)2 + 4HNО3 = Са(H2РО4)2 + 2Ca(NО3)2

№ слайда 37 Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Более сильное основание вытесняет более сла
Описание слайда:

Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Более сильное основание вытесняет более слабое из его солей: AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3 + 3NaCl MgCl2 + KOH = MgOHCl + KCl NH4Сl + NaOH = NaCl + NH3 + H2O Гидроксиды металлов разлагаются при нагревании, кроме NaOH, KOH: 2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O 2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

№ слайда 38 Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Определенную трудность для учащихся предста
Описание слайда:

Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Определенную трудность для учащихся представляют окислительно-восстановительные реакции щелочей с неметаллами: Cl2 + 2KOH = KCl + H2O + KClO (на холоду) (аналогично с Br2, I2) Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O (при нагревании) (аналогично с Br2, I2)  Si + 2KOH+ H2O = K2SiO3 + 2H2 3S + 6KOH = K2SO3 + 2K2S+ 3H2O 8P + 3Ba(OH)2+ 6H2O = 3Ba(H2PO2)2 + 2PH3 гипофосфит бария

№ слайда 39 Термическое разложение солей. Разложение нитратов NaNO3 = NaNO2 + ½ O2 2Cu(NO
Описание слайда:

Термическое разложение солей. Разложение нитратов NaNO3 = NaNO2 + ½ O2 2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + О2 2Fe(NO3)3 = Fe2O3 + 6NO2 + 1,5 O2 2Fe(NO3)2 = Fe2O3 + 4NO2 + 0,5O2 2AgNO3 = 2Ag+ 2NO2 + O2 2

№ слайда 40 Термическое разложение солей. Разложение солей аммония На аммиак и соответств
Описание слайда:

Термическое разложение солей. Разложение солей аммония На аммиак и соответствующую кислоту разлагаются при нагревании только те соли аммония, которые содержат анион, не обладающий окислительными свойствами: (NH4)2CO3 = 2NH3 + CO2+ H2O (NH4)2HPO4 = 2NH3 + H3PO4 Чем сильнее кислота, тем труднее разложить соль: (NH4)2SO4 = 2NH3 + NH4HSO4 Если анион соли обладает окислительными свойствами, то аммиак не образуется: NH4NO3 = N2O + 2H2O NH4NO2 = N2 + 2H2O (NH4)2Cr2O7 = N2 + Cr2O3+ 4H2O

№ слайда 41 Термическое разложение солей. Разложение солей угольной кислоты Не разлагаютс
Описание слайда:

Термическое разложение солей. Разложение солей угольной кислоты Не разлагаются при нагревании карбонаты щелочных металлов (кроме Li2CO3). Все остальные карбонаты и карбонат лития разлагаются на оксид металла и углекислый газ: Li2CO3= Li2O + CO2 СaCO3= CaO + CO2 Все гидрокарбонаты разлагаются сначала до карбонатов: Ca(HCO3)2 = СaCO3 + CO2+ H2O При дальнейшем нагревании образовавшийся карбонат разлагается, как показано выше.

№ слайда 42 Термическое разложение солей. Разложение кислородосодержащих солей – окислите
Описание слайда:

Термическое разложение солей. Разложение кислородосодержащих солей – окислителей: 2KClO3 = 2KCl+ 3O2 4KClO3 = KCl+ 3KClO4 2KMnO4 = K2MnO4+ MnO2­ + O2 Разложение комплексных солей При нагревании разлагаются все комплексные соли, образованные амфотерными гидроксидами: NaAl(OH)4 = NaAlO2 + 2H2O Na2[Zn(OH)4] =­ Na2ZnO2 + 2H2O Разложение основных солей При нагревании разлагаются многие основные соли: (CuOH)2CO3 = 2CuO + CO2+ H2O

№ слайда 43 Окислительно-восстановительные процессы с участием наиболее важных окислителе
Описание слайда:

Окислительно-восстановительные процессы с участием наиболее важных окислителей и восстановителей MnO4- в кислой среде Mn2+ бесцветный раствор в нейтральной среде MnO2 бурый осадок в щелочной среде MnO42- зеленый раствор

№ слайда 44 Окислительно-восстановительные процессы с участием наиболее важных окислителе
Описание слайда:

Окислительно-восстановительные процессы с участием наиболее важных окислителей и восстановителей Cr2O7 2- CrO4 2- в кислой среде Cr3+ сине-фиолетовый р-р в нейтральной среде Cr(OH)3 серо-зеленыйосадок в щелочной среде [Cr(OН)6]3- раствор изумрудно-зеленого цвета

№ слайда 45 Окислительно-восстановительные процессы с участием наиболее важных окислителе
Описание слайда:

Окислительно-восстановительные процессы с участием наиболее важных окислителей и восстановителей кислотная среда: 5Na2SО3 + 2КМnО4 + 3H2SO4 = 2MnSO4 +K2SO4 + 5Na2SО4 + ЗН2О щелочная среда: Na2SО3 + 2КМnО4 + 2KOH =2 K2MnO4 + Na2SО4 + Н2О нейтральная среда: 3Na2SО3 + 2КМnО4 + H2O = 2MnO2 + 3Na2SО4 +2 KOН Примеры: P + 2КМnО4 + H2SO4 = 2MnSO4 + KH2PO4 2NH3 + 2KMnO4 = N2 + 2MnO2 + 2KOH + 2H2O 2K2Cr2O7 + 3C + 8H2SO4 = 3CO2 +2Cr2(SO4)3­­+2K2SO4+ 8H2O

№ слайда 46 Электролиз
Описание слайда:

Электролиз

№ слайда 47 Электролиз Электролиз растворов солей металлов, стоящих в ряду напряжения пос
Описание слайда:

Электролиз Электролиз растворов солей металлов, стоящих в ряду напряжения после водорода: 2HgSO4 + 2H2O  = 2Hg + О2 + 2H2SO4 1) на катоде: Hg2+ + 2e = Hg° 2) на аноде: 2Н2О – 4е = О2 + 4Н+  до водорода: СаI2 + 2Н2О  =  Н2 + I2 + Са(ОН)2 1) на катоде: 2Н2О + 2e = 2ОН + Н2 2) на аноде: 2I- - 2e = I2  электролиз раствора сульфата натрия: 1) на катоде: 2H2O + 2e = H2 + 2OH– 2) на аноде: 2H2O – 4e = O2 + 4H+ 3) Составлено общее уравнение электролиза: 2H2O = 2H2 + O2

№ слайда 48 Электролиз При электролизе солей, образованных металлами, находящимися в ряду
Описание слайда:

Электролиз При электролизе солей, образованных металлами, находящимися в ряду активности между алюминием и водородом 4FeCl3 + 6 H2O = 3H2 + 2 Fe + 6Cl2 + 2Fe (OH)3 на катоде происходит конкурирующие восстановление катиона металла и воды, в результате на катоде выделяются металл и водород, а в растворе образуется гидроксид соответствующего металла; на аноде происходит окисление анионов бескислородных кислот, в частности выделяется Cl2.

№ слайда 49 Электролиз солей карбоновых кислот CH3CH2COONa  CH3CH2COO- + Na+ H2O -К Na+:
Описание слайда:

Электролиз солей карбоновых кислот CH3CH2COONa  CH3CH2COO- + Na+ H2O -К Na+: -A CH3CH2COOO- - ē = CH3CH2COO· свободный радикал, неустойчив H2O: Анод = графит – инертный! 2H2O + 2ē = H20 + 2OH- CH3CH2COO· = CO2 + C2H5· свободный радикал, неустойчив CH3CH2· + C2H5· = CH3CH2–CH2CH3 2CH3CH2COONa + 2H2O = = H2 + 2NaOH + 2CO2 + CH3CH2-CH2CH3

№ слайда 50 Электрохимический ряд напряжения металлов Чем ближе стоит металл к началу ряд
Описание слайда:

Электрохимический ряд напряжения металлов Чем ближе стоит металл к началу ряда, тем сильнее его восстановительные свойства и тем слабее окислительная способность его ионов. Металлы, стоящие до водорода, способны вытеснять его из растворов кислот. Но следует иметь в виду, что свинец, стоящий перед водородом, не может вытеснить его из раствора серной кислоты, так как при контакте с этой кислотой на поверхности металла сразу же образуется защитный слой нерастворимого сульфата PbSO4. Этот слой изолирует металл от кислоты.

№ слайда 51 Электрохимический ряд напряжения металлов Металлы, стоящие до магния (щелочны
Описание слайда:

Электрохимический ряд напряжения металлов Металлы, стоящие до магния (щелочные и щелочно – земельные), вытесняют водород также из воды и любого водного раствора. По этой причине уравнения реакций между этими металлами и растворами кислот- неокислителей (HCl, HBr, HI, H2SO4 (разб.)) не записывают. По этой же причине не записывают уравнения реакций щелочных и щелочно – земельных металлов с растворами солей. Щелочной металл не вытесняет менее активный металл из раствора его соли. Электрохимический ряд напряжений характеризует восстановительную способность металлов в водных растворах солей и не применим к расплавам солей. Например: 2Al + 3CaCl2 = 2AlCl3 + 3Ca расплав

№ слайда 52 Гидролиз При сливании растворов солей, содержащих катион слабого основания и
Описание слайда:

Гидролиз При сливании растворов солей, содержащих катион слабого основания и анион слабой кислоты, соль не образуется, так как идет гидролиз и по катиону, и по аниону: Al2(SO4)3 + 3K2CO3 + 3H2O = 2Al(OH)3 + 3CO2 + 3K2SO4 2FeCl3 + 3K2CO3 + 3H2O = 2Fe(OH)3 + 3CO2 + 6KCl 2AlBr3 + 3K2CO3 + 3H2O = 2Al(OH)3 + 3CO2 + 6KBr 2AlCL3 + 3Na2S + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S + 6NaCl Гидролиз следует учитывать, рассматривая реакции металлов с растворами солей. Mg + 2NН4Cl = MgCl2 + 2NH3­+ 2H2­ Растворы солей, имеющие кислую реакцию среды, вследствие гидролиза, способны растворять активные металлы, например, магний или цинк: Mg+MgCl2+2H2O=2MgOHCl+H2

№ слайда 53 Гидролиз Особую трудность у учащихся вызывают сложные случаи взаимодействия р
Описание слайда:

Гидролиз Особую трудность у учащихся вызывают сложные случаи взаимодействия растворов веществ солей подвергающихся гидролизу. Так для взаимодействия раствора сульфата магния с карбонатом натрия можно записать целых три уравнения возможных  процессов: MgSO4+Na2CO3=MgCO3+Na2SO4  2MgSO4+2Na2CO3+H2O=(MgOH)2CO3+2Na2SO4+CO2 2MgSO4+2Na2CO3+2H2O=2Mg(OH)2+2Na2SO4+2CO2   Составление подобных уравнений реакций может потребоваться при выполнении заданий № 37 ЕГЭ по химии. 3K[Al(OH)4] + AlCl3 = 3KCl + 4Al(OH)3 3Cl2 + 3K2CO3 = KClO3 + 3CO2 + 5KCl

№ слайда 54 Гидролиз бинарных соединений Al4C3 + 12Н2О = 4Аl(ОН)3 + ЗСН4 Al2S3 + 6Н2О = 2
Описание слайда:

Гидролиз бинарных соединений Al4C3 + 12Н2О = 4Аl(ОН)3 + ЗСН4 Al2S3 + 6Н2О = 2Аl(ОН)3 + ЗН2S BaS+ 2Н2О = Ba(ОН)3 + Н2S CaC2 + 2Н2О = Ca(ОН)2 + С2Н2 Ca3P2 + 6Н2О = 3Ca(ОН)2 + 2PН3 CaH2 + 2Н2О = Ca(ОН)2 + 2Н2 SiH4 + 2Н2О = SiО2 + 4Н2 Mg3N2 + 6Н2О = 3Mg(ОН)2 + 2NH3 PCl3 + 3H2O = H3PO3 + 3HCl PCl5 + 4H2O = H3PO4 + 5HCl Не гидролизуются: SF6, NF3, CF4, CS2, AlN, Si3N4, SiC, Li4Si

№ слайда 55 Амфотерность в растворе Zn(OH)2 + 2KOH = K2[Zn(OH)4] ZnO + 2NaOH + H2O = Na2[
Описание слайда:

Амфотерность в растворе Zn(OH)2 + 2KOH = K2[Zn(OH)4] ZnO + 2NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4] Al(OH)3 + KOH = K[Al(OH)4] Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Al(OH)4] в расплаве ZnO(тв) + 2NaOH(тв) = Na2ZnО2 + H2O Zn(OH)2(тв) + 2KOH(тв) = K2ZnО2 + 2H2O Al2O3(тв) + 2NaOH(тв) = 2NaAlO2 + H2O A1(OH)3(тв) + KOH(тв) = NaAlO2 + 2H2O

№ слайда 56 Амфотерность Слабо амфотерные гидроксиды железа (III) и хрома (III) реагируют
Описание слайда:

Амфотерность Слабо амфотерные гидроксиды железа (III) и хрома (III) реагируют лишь с расплавами щелочей или с концентрированными растворами щелочей: с расплавами щелочей Cr(OH)3(тв) + KOH(тв) = KCrО2 + 2H2O Fe(OH)3(тв) + KOH(тв) = KFeO2 + 2H2O с концентрированными растворами щелочей Cr(OH)3 + 3KOH(конц.) = K3[Cr(OH)6] Fe(OH)3 + 3KOH(конц.) = K3[Fe(OH)6] Заметим, что в материалах ЕГЭ можно встретить и такое уравнение реакции: Fe(OH)3 + KOH = K[Fe(OH)4]

№ слайда 57 Амфотерность Металлы, оксиды и гидроксиды которых амфотерны, также могут реаг
Описание слайда:

Амфотерность Металлы, оксиды и гидроксиды которых амфотерны, также могут реагировать и с кислотами, и со щелочами: Be + 2NaOH + 2H2O = Na2[Be(OH)4] + H2 Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2 2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2 Для хрома и железа подобная реакция не характерна. При гидролизе солей, полученных из амфотерных соединений, образуются комплексные соли: KAlO2 + 2H2O = K [Al(OH)4] Амфотерные оксиды при сплавлении реагируют с карбонатами активных металлов: Al2O3 + K2CO3 = 2KAlO2 + CO2

№ слайда 58 Способы разрушения комплексных солей При действии избытка сильной кислоты пол
Описание слайда:

Способы разрушения комплексных солей При действии избытка сильной кислоты получается две средних соли и вода: NaAl(OH)4 + 4HClизб. = NaCl + AlCl3 + 4H2O K3Cr(OH)6 + 6HNO3 изб. = 3KNO3 + Cr(NO3)3 + 6H2O При действии недостатка сильной кислоты получается средняя соль активного металла, амфотерный гидроксид и вода: NaAl(OH)4 + HClнед. = NaCl + Al(OH)3 + H2O K3Cr(OH)6 + 3HNO3 нед. = 3KNO3 + Cr(OH)3 + 3H2O При действии слабой кислоты получается кислая соль активного металла, амфотерный гидроксид и вода: NaAl(OH)4 + H2S = NaHS + Al(OH)3 + H2O K3Cr(OH)6 + 3H2CO3 = 3KHCO3 + Cr(OH)3 + 3H2O

№ слайда 59 Способы разрушения комплексных солей При действии углекислого или сернистого
Описание слайда:

Способы разрушения комплексных солей При действии углекислого или сернистого газа получается кислая соль активного металла и амфотерный гидроксид: NaAl(OH)4 + CO2 = NaHCO3 + Al(OH)3 K3Cr(OH)6+ 3SO2 = 3KHSO3 + Cr(OH)3  При действии солей, образованных сильными кислотами и катионами Fe3+, Al3+ и Cr3+ происходит взаимное усиление гидролиза, получается два амфотерных гидроксида и соль активного металла: 3NaAl(OH)4 + FeCl3 = 3Al(OH)3 + Fe(OH)3 + 3NaCl K3Cr(OH)6 + Al(NO3)3 = Al(OH)3 + Cr(OH)3 + 3KNO3 При нагревании выделяется вода: NaAl(OH)4 = NaAlO2 + 2H2O K3Cr(OH)6 = KCrO2 + 2H2O + 2KOH

№ слайда 60 НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Оксид азота (I), оксид диазота, закись азота, «веселящий
Описание слайда:

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Оксид азота (I), оксид диазота, закись азота, «веселящий газ» слабый окислитель: 2N2O =2N2 + O2 N2O +H2 =N2 + H2O 6N2O + P4 = 6N2 + P4O6 2N2O + C (графит) = 2N2 + CO2 слабый восстановитель: N2O + H2SO4(конц., гор.) = 2NO + SO2+ H2O Оксид азота (II), монооксид азота. 2NO + O2 = 2NO2 2NO + C(графит) = N2+ CO2 2NO + 2Mg = N2+ 2MgO Азот

№ слайда 61 НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Оксид азота (IV), диоксид азота 4NO2 + O2 + 2H2О = 4HNO3
Описание слайда:

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Оксид азота (IV), диоксид азота 4NO2 + O2 + 2H2О = 4HNO3 2NO2 + 2NaOH = NaNO3+ NaNO2+ H2O 4NO2 + 4NaOH+ O2 = 4NaNO3+ 2H2O NO2 + 2NaOH+ NO = 2NaNO2+ H2O NO2 + SO2 = NO+ SO3 2NO2 + 4Cu = N2+ 4CuO Азот

№ слайда 62 НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Получение: 16HCl + 2KMnO4 =5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O 4
Описание слайда:

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Получение: 16HCl + 2KMnO4 =5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O 4HCl + MnO2 =Cl2 + MnCl2 + 2H2O Cвойства С менее электроотрицательными неметаллами: 2P + 5Cl2 = 2PCl5 2P + 3PCl5 = 5PCl3 2S + Cl2 = S2Cl2 S2Cl2 + Cl2 = 2SCl2 Важно отметить, что непосредственно с азотом и кислородом хлор не взаимодействует. Галогены

№ слайда 63 НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Взаимодействие с водой: Cl2 + H2O = HCl+ HClO 2F2 + 2H2O
Описание слайда:

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Взаимодействие с водой: Cl2 + H2O = HCl+ HClO 2F2 + 2H2O = 4HF+ O2 Окислительные свойства: 2HCl + F2 = 2HF + Cl2 2NH3 + 3Br2 = N2 + 6HBr PH3 + 4Br2 + 4Н2О = Н3РО4 + 8НВг KNO2 + Br2 + Н2О = KNO3 + 2НВг Галогены

№ слайда 64 НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Галогены не взаимодействуют с кислотами. Только I2 при в
Описание слайда:

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Галогены не взаимодействуют с кислотами. Только I2 при взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образует иодноватую кислоту HIO3: I2 + 10HNO3 (конц.) = 2HIO3 + 10NO2­+ 4H2O Галогеноводороды Восстановительные свойства (кроме HF): 6HCl + 2HNO3 (конц.) = 3Cl2 + 2NO­+ 4H2O 4HI + MnO2 = I2 + MnI2 + 2H2O 2HBr + H2SO4 = Br2 + SO2 + 2H2O 8HI + H2SO4 = 4I2 + H2S + 4H2O 2HI + Br2 = 2HBr + I2 Галогены

№ слайда 65 НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Особым свойством серы является взаимодействие ее с сульф
Описание слайда:

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Особым свойством серы является взаимодействие ее с сульфитами и образование тиосульфатов, солей несуществующей в свободном состоянии тиосерной кислоты H2S2O3: Na2SO3 + S = Na2S2O3 При действии на тиосульфаты кислот происходит их разложение с образованием серы и сернистого газа: Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 + S + H2O Сера

№ слайда 66 НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Оксид серы (IV) может быть доокислен кислородом: 2SO2 +
Описание слайда:

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Оксид серы (IV) может быть доокислен кислородом: 2SO2 + O2 = 2SO3 2SO2 + O2 + 2H2O = 2H2SO4 и выступать в роли окислителя: SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O и в роли восстановителя: SO2 + PbO2 = PbSO4 SO2 + Br2 + 2H2O = H2SO4+ 2НBr SO2 + NO2 + H2O = H2SO4+ NO 3SO2 + 2КМnО4 + 2H2O = 2H2SO4+ 2MnO2+ K2SО4 окислительные свойства оксида серы (VI): 5SO3 + 2P = 5SO2+ P2O5 Сера

№ слайда 67 НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ получение фосфора: Са3(Р04)2 + 5С + 3SiO2 = 3CaSiO3 + 5С
Описание слайда:

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ получение фосфора: Са3(Р04)2 + 5С + 3SiO2 = 3CaSiO3 + 5СО + 2Р  взаимодействие с азотной кислотой: 3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO со щелочами: 4P + 3NaOH + 3H2O = 3NaH2PO2 + PH3 с солями – окислителями: 6P + 5KClO3 = 3P2O5 + 5KCl (со взрывом). Фосфор

№ слайда 68 НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ При взаимодействии железа с галогенами образуются галоге
Описание слайда:

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ При взаимодействии железа с галогенами образуются галогениды состава FeF3, FeCl3, FeBr3, но в реакции с иодом - FeI2 Fe + I2 = FeI2 Железо пассивируется концентрированными серной и азотной кислотами, но при нагревании реагирует с ними: 2Fe + 6H2SO4(конц.) = Fe2(SO4)3 + 3SO2+ 6H2O Fe + 6HNO3(конц.) = Fe(NO3)3 + 3NO2+ 3H2O Железо взаимодействует со щелочными расплавами окислителей: Fe + 3KNO3 + 2KOH = K2FeO4 + 3KNO2+ H2O Металлы побочных подгрупп. Железо.

№ слайда 69 НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Оксид железа (II) FeO обладает основными и восстановител
Описание слайда:

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Оксид железа (II) FeO обладает основными и восстановительными свойствами. FeO + 2HI = FeI2 +H2O FeO + 4HNO3(конц.) = Fe(NO3)3 + NO2+ 2H2O Оксид железа (III) обладает слабоамфотерными свойствами: Fe2O3 + 6HNO3 = 2Fe(NO3)3+ 3H2O С растворами щелочей он не взаимодействует. При сплавлении со щелочами и карбонатами щелочных металлов образуются ферриты: Fe2O3 + 2NaOH = 2NaFeO2+ H2O Fe2O3 + Na2CO3 = 2NaFeO2+ CO2 Для него характерны также окислительные свойства: Fe2O3 + 6HI = 2FeI2+ I2+3H2O (реакция обмена невозможна, так как Fe+3 – окислитель, I-1 – восстановитель; по той же причине FeI3 – не существует). Металлы побочных подгрупп. Железо.

№ слайда 70 НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Гидроксид железа (II) Fe(OH)2 проявляет основные и восст
Описание слайда:

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Гидроксид железа (II) Fe(OH)2 проявляет основные и восстановительные свойства: FeO + 2HCl = FeCl2 +H2O 2Fe(OH)2 + H2O2 = 2Fe(OH)3 4Fe(OH)2 + O2 = 4FeO(OH)+ 2H2O Fe(OH)2 + 2Br2 + 6NaOH = Na2FeO4+ 4NaBr+ 4H2O В материалах ЕГЭ встречается такая запись состава гидроксида железа(III): FeO(OH) – метагидроксид железа (III). Он проявляет слабоамфотерные и окислительные свойства: 2FeO(OH) + 3H2SO4= Fe2(SO4)3 + 4H2O FeO(OH) + 3NaOH(конц.)+H2O= Na3[Fe(OH)6] + 4H2O 2FeO(OH) + 6HI= 2FeI2 + 4H2O + I2 Металлы побочных подгрупп. Железо.

№ слайда 71 НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Соли Fe3+ сильно гидролизуются, поэтому активные металлы
Описание слайда:

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Соли Fe3+ сильно гидролизуются, поэтому активные металлы растворяются в них с выделением водорода: FeCl3 + 2H2O + Zn = Fe(OH)2Cl + ZnCl2+ H2 Соли Fe3+ - окислители, соли Fe2+ - восстановители: 2FeCl3 + Fe = 3FeCl2 3FeCl3 + Cu = 2FeCl2 + CuCl2 2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2 Ферраты – сильные окислители: 2Na2FeO4+ 16HCl = 3Cl2 + 4NaCl+ 2FeCl3 + 8H2O Обратим внимание на реакции соединений железа, где в окислительно-восстановительном процессе участвуют три элемента: FeS2 + 8HNO3 = Fe(NO3)3 + 5NO+2H2SO4+2H2O Металлы побочных подгрупп. Железо.

№ слайда 72 НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Оксид хрома (II) CrO черного цвета, соответствующий гидр
Описание слайда:

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Оксид хрома (II) CrO черного цвета, соответствующий гидроксид Cr(OH)2 – желтого. Оксид хрома (III) Cr2O3 в виде порошка темно-зеленого цвета, в кристаллическом состоянии он черный с металлическим блеском. Гидроксид хрома (III) Cr(OH)3 – серо-зеленый. Оба соединения амфотерны. Реагируя с избытком щелочи, гидроксид хрома (III) образует изумрудно-зеленое соединение состава Na3Cr(OH)6. Оксид хрома (VI) CrO3 – это кислотный оксид темно-красного цвета. При его растворении в воде образуются две кислоты: хромовая H2CrO4 и дихромовая H2Cr2O7. Это сильные кислоты, дихромовая существует только в растворе. Соли хромовой кислоты – хроматы (K2CrO4, Na2CrO4 – желтого цвета, соли дихромовой кислоты – дихроматы (K2Cr2O7, Na2Cr2O7 – оранжевого цвета. Металлы побочных подгрупп. Хром.

№ слайда 73 НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Хроматы устойчивы в щелочной среде, а дихроматы – в кисл
Описание слайда:

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Хроматы устойчивы в щелочной среде, а дихроматы – в кислотной. Na2Cr2O7 +2KOH = Na2CrO4 + K2CrO4+ H2O 2K2CrO4 +H2SO4 = K2Cr2O7 + K2SO4+ H2O При действии на дихроматы концентрированной серной кислотой образуется оксид хрома (VI): K2Cr2O7 +2H2SO4 = 2CrO3 +2KHSO4+ H2O Оксид хрома (VI) и дихроматы – сильнейшие окислители. Хроматы – окислители более слабые, чем дихроматы: 2K2CrO4 +2H2O+3H2S= 2Cr(OH)3 + 3S+ 4KOH K2Cr2O7 +H2O+3H2S= 2Cr(OH)3 + 3S+ 2KOH Металлы побочных подгрупп. Хром.

№ слайда 74 НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Окислительные свойства соединений хрома(VI) наиболее сил
Описание слайда:

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Окислительные свойства соединений хрома(VI) наиболее сильно выражены в кислотной среде, а восстановительные свойства соединений хрома (III) - в щелочной: K2Cr2O7 +H2SO4+ 3SO2 = Cr2(SO4)3 +K2SO4+ H2O Cr2(SO4)3 +3H2O2+ 10NaOH = 2Na2CrO4+3Na2SO4+ 8H2O Металлы побочных подгрупп. Хром.


57 вебинаров для учителей на разные темы
ПЕРЕЙТИ к бесплатному просмотру
(заказ свидетельства о просмотре - только до 11 декабря)

Краткое описание документа:

Задание 39 ЕГЭ по химии предлагается выпускникам в виде текста, содержащего описание последовательности экспериментальных действий, которые нужно записать в виде уравнений реакций (мысленный эксперимент).

Данная разработка включает в себя тривиальные названия некоторых веществ, наиболее часто используемые термины и понятия экспериментальной химии, физические свойства веществ и химические свойства разнообразных неорганических веществ, вызывающие наибольшие затруднения у учащихся.

Презентация поможет выпускникам успешно подготовиться к выполнению задания 39 ЕГЭ по химии, т.к. содержит большое количество уравнений химических реакций часто встречающихся в заданиях ЕГЭ предыдущих лет.

Автор
Дата добавления 13.05.2015
Раздел Химия
Подраздел Презентации
Просмотров1582
Номер материала 279060
Получить свидетельство о публикации

Включите уведомления прямо сейчас и мы сразу сообщим Вам о важных новостях. Не волнуйтесь, мы будем отправлять только самое главное.
Специальное предложение
Вверх