Неметаллы: общая характеристика презентация

Содержание

Неметаллы H He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn F, Cl, Br, I, At O, S, Se, Te N, P, As C, Si B

Слайд 1НЕМЕТАЛЛЫ
Оренбургский государственный педагогический университет
Институт естествознания и экономики
Кафедра химии и методики преподавания

химии

Оренбург, 2016

Айсувакова Ольга Павловна, старший преподаватель, к.х.н.

Слайд 2Неметаллы
H
He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
F, Cl, Br, I, At
O, S,

Se, Te
N, P, As
C, Si
B

Слайд 3Положение в периодической системе элементов

Слайд 4Важнейшие свойства элементов
Атомный радиус, нм (Å).
Потенциал ионизации, I, эВ (кДж/моль).
Сродство к

электрону, Аē, эВ (кДж/моль).
Электроотрицательность, χ.
Степень окисления (СО).

Слайд 5Изменение атомных радиусов

Слайд 6Изменение других свойств

Слайд 7Шкала электроотрицательности

Слайд 8Распространенность неметаллов
В земной коре

В атмосфере



В гидросфере Во Вселенной








Слайд 9Типичные химические свойства неметаллов
t0

Слайд 10Водород: положение в ПСХЭ
1H 1s1






Слайд 11Водород: физические свойства и нахождение в природе





1. Газ, бесцветный, без

вкуса, без запаха.
2. Растворимость в воде: 2,1V(H2) в 100V(H2O) при н.у.
3. Диффузия через металлы, стекло, резину.
4. tпл = -259,20С; tкип = -252,80С.




Слайд 12Водород: изотопный состав











Слайд 13Химические свойства: с простыми веществами









Слайд 14Химические свойства: со сложными веществами









Слайд 15Химические свойства: атомарный водород











Cильный восстановитель!!!

2CrCl3 + 2HCl + 2Zn =

2CrCl2 + 2ZnCl2 + H2
KNO3 + 2HCl + Zn = KNO2 + ZnCl2 + H2O
2HCl + Zn = ZnCl2 + 2H0 (in situ)

3KNO3 + 5KOH + 8Al +18H2O = 3NH3 + 8K[Al(OH)4]
2Al+ 2KOH +6H2O = 2K[Al(OH)4] + 6H0 (in situ)



Слайд 16Получение водорода









Слайд 17Гидриды




металлические
полимерные
ионные
NaH + H2O = NaOH + H2
CaH2 + O2 = CaO

+ H2O (Сa(OH)2)

Слайд 18Вода: типичные свойства


PHal3 + 3H2O = H3PO3 + 3HHal↑

Слайд 19Пероксид водорода


Бесцветная вязкая жидкость
Хорошо растворим в воде
30-40% раствор –

«пергидроль»
ρ = 1,443 г/см3 tпл = -0,410С tкип = 150,20С
Неустойчив, самопроизвольно разлагается:

2H2O2 = 2H2O+ O2

Na2SO3 + H2O2 = Na2SO4 +H2O
-1
H2O2
2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 =
5O2 + 2MnSO4 + K2SO4 +8H2O

Ox

Red

-1

+1

-2

0

-1

-2

+4

+6

-1

0

+7

+2

чаще
H+, Н2О

чаще
ОН-

Слайд 20Пероксид водорода







2H2O
+2ē
+2ē
Нейтральная
и щелочная среда
Кислая среда
-2
H2O2
2 OH-
-1
-2
O2
0
-2ē
Сl2 + H2O2

+ 2NaOH = 2NaCl + 2H2O + O2
2К3[Cr(OH)6]+ 3H2O2 = 2К2CrО4 + 8H2O + 10КOH


чаще
H+, Н2О

чаще
ОН-

PbS + 4H2O2 = PbSO4 + 4H2O

Слайд 21Галогены: общая характеристика
17 (VIIA) группа ПСХЭ: 9F, 17Cl, 35Br, 53I,

85At, 117Ts
Hal ns2np5






Слайд 22Галогены: физические свойства и нахождение в природе





Слайд 23Химические свойства: с простыми веществами









Слайд 24Взаимодействие с водой


Слайд 25Взаимодействие со сложными веществами


Слайд 26Получение галогенов









Слайд 27Соединения галогенов









HНal – бесцветные газы, хорошо растворимы в воде
1 V

H2O – 507 V HCl или 612V HBr (н.у.)

Водные растворы HНal – сильные кислоты-неокислители
В ряду HF → HCl → HBr → HI сила кислот ↑

Получение


Слайд 28Свойства HHal









Слайд 29Продукты ОВР

2 Hal-
-1
+2ē
-2ē

Hal2
2HalO-
2HalO3-
0
+5
+1
-2ē
-10ē
±2ē
±6ē

Слайд 30Халькогены: общая характеристика
16(VIA) группа ПСХЭ: 8O, 16S, 34Se, 52Te, 84Po,

116Lv
X ns2np4






Слайд 31Физические свойства





Слайд 32Нахождение в природе





Кислород – основной элемент биосферы
Сера

Содержание серы в земной

коре: 4,8*10-3 %
1. Самородная сера
2. Сульфиды: халькопирит CuFeS2, сфалерит ZnS
3. Сульфаты: гипс CaSO4*2H2O, мирабилит Na2SO4*10H2O
4. В виде сернистых соединений: нефть, нефтяные газы, природный газ

Слайд 33Химические свойства кислорода и серы: взаимодействие с простыми веществами









Слайд 34Химические свойства кислорода и серы: взаимодействие со сложными веществами









Слайд 35Получение серы и кислорода









O2
S

Слайд 36Соединения серы. Сероводород









H2S – бесцветный газ, характерный неприятный запах
100 г

H2O – 2,58V H2S (0,1М насыщенный р-р)

Водный раствор H2S – слабая двухосновная кислота
H2S ↔ HS- + H+ Kа= 1,3*10-7
HS- ↔ S2- + H+ Kа= 7,1*10-15

Получение


Слайд 37Свойства H2S









Слайд 38Свойства H2S









Слайд 39Соединения серы. Оксиды серы









Слайд 40Свойства SO2 и сернистой кислоты









Слайд 41Свойства SO2 и сернистой кислоты









Слайд 42Свойства SO3

Слайд 43Свойства серной кислоты









H2SO4 – бесцветная, вязкая, гигроскопичная жидкость. Неограниченно

смешивается с водой с выделением теплоты. Техническая смесь с SO3 - олеум.
Сильная кислота:
H2SO4 ↔ H+ + HSO4- K1 -
HSO4- ↔ H+ + SO42- K2 = 1,2*10-2

Слайд 44Свойства серной кислоты









Слайд 45Свойства серной кислоты









Взаимодействие концентрированной серной кислоты с металлами

H2SO4
SO2
+4
+2ē
+6ē
-2

S
H2S
Выс. конц.,

малоактивный в-ль

Умеренно выс. конц., средне активный в-ль

Низкая конц.,
активный в-ль

+8ē

0

+6

При низких температурах пассивирует железо, хром и алюминий

Слайд 46Свойства серной кислоты









Слайд 47Пниктогены: общая характеристика
15(VA) группа ПСХЭ: 7N, 15P, 33As, 51Sb, 83Bi,

115Mc
X ns2np3






Слайд 48Физические свойства азота

N2 : ↑, б/ц, б/в, б/з, 15V(N2)

в 100 V(H2O)
tпл = -2100С, tкип = -1960С


Способы получения

1. Сжижение воздуха
2. Разложение нитрида лития:
2Li3N = 6Li + N2
3. Из нитритов и солей аммония:
NaNO2 + NH4Cl = N2 + 2H2O +NaCl

В земной коре

Селитры
NaNO3 - чилийская
KNO3 – индийская
Ca(NO3)2 - норвежская

Слайд 49Физические свойства фосфора





Слайд 50Получение фосфора



Содержание в земной коре: 0,04 атомных % (0,1 масс.

%)

Минералы:
1) Апатиты:
Гидроксоапатит Ca5(PO4)3OH
Фторапатит Ca5(PO4)3F
2) Фосфорит Ca3(PO4)2


Способы получения

1. Восстановление фосфатов коксом :
2Ca3(PO4)2 + 6SiO2 +10C = P4 + 6CaSiO3 + 10CO↑ (электропечь, 15000C)

2. Восстановление метафосфорной кислоты:
4HPO3 + 12C = P4 + 2H2↑ + 12CO↑

Слайд 51Химические свойства азота и фосфора: взаимодействие с простыми веществами









Слайд 52Взаимодействие со сложными веществами


Слайд 53Водородные соединения азота и фосфора











NH3 и РН3 – бесцветные газы

с резким запахом
NH3 tпл = -780C РН3 tпл = -1340C
tкип = -330C tкип = -880C
1 V H2O – 1200V NH3 (н.у.) 100 V H2O – 26V РH3 (н.у.)

Получение


Слайд 54Свойства аммиака и фосфина









Слайд 55Свойства аммиака и фосфина









Слайд 56Оксиды азота и фосфора









Слайд 57Свойства азотистой кислоты и нитритов










HNO2 – существует только

в растворах.

Получение:

Ba(NO2)2 + H2SO4 = 2HNO2↑+ BaSO4↓

Свойства

1) Легко разлагается:
3HNO2 = HNO3 + 2NO↑ + H2O

2) Окислитель и восстановитель
2NaNO2 + 2KI + 2H2SO4 = I2 + 2NO + K2SO4 + Na2SO4 + 2H2O
5KNO2 + + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 2MnSO4+5KNO3 + K2SO4 + 3H2O

Слайд 58Свойства азотной кислоты









HNO3 – бесцветная, летучая жидкость. При переливании

на воздухе образует туман – «дымящая азотная кислота» (100%). В лаборатории используют 68% р-р.

Получение:

В промышленности
4NH3 + 5O2 = 4NО + 6H2O (8000С, Pt)
2NO + O2 = NO2
4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3

В лаборатории:
NaNO3 (тв) + H2SO4 (конц) = HNO3 ↑+ NaHSO4

Сильная кислота:
HNO3 ↔ H+ + NO3-

Слайд 59Свойства азотной кислоты: взаимодействие с неметаллами и их соединениями









P(красн)

+ 5HNO3 (конц) = 4H3PO4 + 5NO2 + H2O (кип.)
C + 4HNO3 (конц) = CO2↑ + 4NO2 + 2H2O (кип.)
S + 6HNO3 = H2SO4 + 6NO2+2H2O (кип.)
3l2 + 10HNO3(конц) = 6HlO3 + 10NO2 + 2H2O

FeS + 12HNO3 = Fe(NO3)3 + H2SO4 + 9NO2 + 5H2O
6Hl + 2HNO3(конц) = 3l2 + 10NO + 4H2O

Слайд 60Свойства азотной кислоты: взаимодействие с металлами




Cu + 4HNO3(60-68%) = Cu(NO3)2

+ 2NO2 + 2H2O (Mg, Zn, Hg)
Cr, Al, Fe - пассивируются (оксидная пленка и низкая растворимость нитратов в концентрированной азотной кислоте)

3Cu + 8HNO3(<60%) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Fe + 4HNO3(30%) = Fe(NO3)3 + NO + 2H2O

4Zn + 10HNO3(10%) = 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O (Mg)

5Zn + 12HNO3(10%) = 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O
(Mn, Mg)

5Fe + 12HNO3(5%) = 5Fe(NO3)2 + N2 + 6H2O

4Zn + 10HNO3(3-5%) = Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O (Al, Sn, Fe)

Слайд 61Свойства кислот фосфора





6NO2+2H2O (кип.
H3PO4
Кристаллическое белое вещество, гигроскопичное, хорошо растворимо

в воде, разлагается при нагревании.

H3PO4 ↔ H+ + H2PO4-, K1= 7,1*10-3
H2PO4- ↔ H+ + HPO42-, K2= 6,3*10-8
HPO42- ↔ H+ + PO43-, K3 = 4,2*10-13

Слайд 62Химические свойства ортофосфорной кислоты





6NO2+2H2O (кип.

Слайд 6314 (IVA) группа
14(VIA) группа ПСХЭ: 6С, 14Si, 32Ge, 50Sn, 82Pb, 114Fl
X

ns2np2







Слайд 64Углерод: нахождение в природе

По содержанию в земной коре – на

17 месте

Слайд 65Физические свойства углерода





Слайд 66Кремний: нахождение в природе, физические свойства, получение

По содержанию в земной

коре – на 2 месте (27,5%).
(кварц, силикаты и алюмосиликаты)

1. Восставленные из кварца или тетрахлорида кремния
SiO2 + 2C = Si + 2CO
SiCl4 + 2Zn = Si + 2ZnCl2

2. Разложение силана
SiH4 = 2H2 + Si (400-5000C)

Слайд 67Химические свойства углерода и кремния: взаимодействие с простыми веществами









CaC2 +

H2O = Ca(OH)2 + C2H2 Be2C + 4H2O = 2Be(OH)2 + CH4↑

Слайд 68Взаимодействие углерода и кремния со сложными веществами


Слайд 69 Оксиды углерода
CO – бесцветный ядовитый

газ
без запаха

C металлами
5CO + Fe = [Fe(CO)5] (100-2000C)

С неметаллами
СO + Cl2 = COCl2
2СO + O2 = 2CO2
СO + 2H2 = CH3OH (3000C, CuO, Cr2O3)
СO + 3H2 = CH4 + H2O (150-2000C, Ni)

С оксидами и гидроксидами
CO + NaOH = HCOONa (1300C)
5CO + I2O5 = 5CO2 + I2
СO + NiO = СO2 + Ni (3000С)

Получение:

1. Разложение органических кислот
HCOOН = СО + H2O
H2C2O4 = СО + CO2 + H2O
(t0C, H2SO4 конц.)

2. Восстановление углекислого газа углем
CO2 + С ↔ 2CO (10000С)

Слайд 70 Оксиды углерода
CO2 – бесцветный газ без запаха, «парниковый

газ» (0,01-0,1 % в атмосфере), тв. – «сухой лед»








97,7% 0,3%


Слайд 71 Оксиды углерода: СО2

C металлами
CO2 +

2Mg = 2MgO + C
2CO2 + 5Сa = 4CaO + CaC2 (5000C)

С неметаллами
СO2 + C = 2CO
СO2 + 4H2 = CH4 + 2H2O (2000C, Cu2O, Cr2O3)

С гидроксидами
CO2 + NaOH(разб) = NaHCO3
CO2 + 2NaOH(конц) = Na2CO3 + H2O
CO2 + 2NH3*H2O= NH4HCO3
CO2 + 2NH3(г) = С(NH2)2O
CO2 + 2Na2O2 = Na2CO3+ O2

CaCO3 + CO2 +H2O ↔ 2Ca(HCO3)
Ca(HCO3) + Сa(OH)2 ↔ 2CaCO3 + H2O
СaCO3 = CaO + CO2 (900-12000C)


Слайд 72 Карбонаты

Слайд 73 Оксиды кремния
SiO2 – тугоплавкое кристаллическое

вещество, несколько полиморфных модификаций

1. C металлами
SiO2 + 2Mg = Si + 2MgO (10000C)
Si + 2Mg = Mg2Si
2. С неметаллами
SiO2 + C = SiC + 2CO↑
SiO2 + 2H2 = Si + 2H2O
3. С оксидами, гидроксидами, солями
SiO2 + CaO = CaSiO3
SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O
CaCO3 +SiO2 = CaSiO3 + CO2
4. С плавиковой кислотой
SiO2 + 6HF(конц) = H2[SiF6] + 2H2O (350C)
SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O (250-4000C)

α-кварц

Слайд 74Кремниевые кислоты
Ортокремниевая Пирокремниевая Метакремниевая

Дикремниевая
SiO2*2H2O SiO2*1,5H2O SiO2*1H2O SiO2*0,5H2O

Растворимы: силикаты щелочных металлов и аммония

SiO2 + Na2CO3 = Na2SiO3 + CO2↑ (расплав)
SiO2 + Na2CO3(конц) = Na4SiO4 + CO2↑
SiO2 + 4NaOH(конц) = Na4SiO4 + 2H2O


Слайд 75 СПАСИБО ЗА ВНИМАНИЕ !

Похожие презентации

Кислотные дожди 2070
Урок-игра. История развития химии 393
Термодинамика растворов неэлектролитов 739
Биологически важные реакции карбонильных соединений. Масс-спектрометрия 831
Обзор основных методов исследования супрамолекулярных объектов 406
Определение содержания солей в нефти 596

Обратная связь

Если не удалось найти и скачать презентацию, Вы можете заказать его на нашем сайте. Мы постараемся найти нужный Вам материал и отправим по электронной почте. Не стесняйтесь обращаться к нам, если у вас возникли вопросы или пожелания:

Email: Нажмите что бы посмотреть 

Что такое ThePresentation.ru?

Это сайт презентаций, докладов, проектов, шаблонов в формате PowerPoint. Мы помогаем школьникам, студентам, учителям, преподавателям хранить и обмениваться учебными материалами с другими пользователями.

Для правообладателей

Яндекс.Метрика