Методическая разработка урока – ролевой игры: "Влияние лекарственных веществ на организм человека на примере действия ацетилсалициловой кислоты"
методическая разработка

Слайд 1

ГБПОУ «СМК им. Ляпиной » Презентация лекции Классификация и номенклатура неорганических веществ. Характерные химические свойства основных классов неорганических веществ. Специальность 33.02.01 Фармация (базовой подготовки) ОП.08. « Общая и неорганическая химия» Презентация подготовлена преподавателем Ербулатовой З.Е. 2019

Слайд 2

Сложные вещества подразделяются на четыре класса химических соединений: оксиды, основания, кислоты и соли . Эта классификация разработана выдающимися химиками XVIII–XIX веков Антуаном Лораном Лавуазье , Михаилом Васильевичем Ломоносовым , Йёнсом Якобом Берцелиусом , Джоном Дальтоном .

Слайд 3

Оксиды Оксиды - это соединения, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород в степени окисления -2 . Состав оксидов выражается общей формулой: Э х О у , где x – число атомов элемента, у – число атомов кислорода.

Слайд 4

Номенклатура В названиях оксидов вначале указывают слово оксид в именительном падеже (от латинского названия кислорода «оксигениум»), а затем – название элемента в родительном падеже: MgO - оксид магния, Al 2 O 3 – оксид алюминия . Если элемент образует несколько оксидов, то после названия элемента в скобках римской цифрой указывается численное значение его степени окисления: FeO – оксид железа ( II ) (читается: «оксид железа два») Fe 2 O 3 – оксид железа ( III ) (читается: «оксид железа три») СО – оксид углерода ( II ) (читается: «оксид углерода два») СО 2 – оксид углерода ( IV ) (читается: «оксид углерода четыре»)

Слайд 5

Классификация оксидов Оксиды делятся на две группы: солеобразующие и несолеобразующие, а каждую из групп, в свою очередь, подразделяют на несколько подгрупп ОКСИДЫ: - НЕСОЛЕОБРАЗУЮЩИЕ ( безразличные , индеферентные ): СО , SiO 2 , N 2 O , NO - это оксиды, которые не взаимодействуют ни с кислотами , ни со щелочами и не образуют солей . - СОЛЕОБРАЗУЮЩИЕ - это оксиды, которые взаимодействуют с кислотами или щелочами с образованием солей и воды. Солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные, амфотерные . СОЛЕОБРАЗУЮЩИЕ Основные: K 2 O , CaO , CuO . Амфотерные : Al 2 O 3 , ZnO , BeO Кислотные: СО 2 , N 2 O 5 , SO 3

Слайд 6

Классификация оксидов По агрегатному состоянию оксиды делятся на: твердые ( CaO , MgO , SiO 2 , P 2 O 5 ), жидкие ( SO 3 , H 2 O , Cl 2 O 7 ) газообразные ( CO 2 , N 2 O , NO , SO 2 ). По растворимости в воде оксиды делятся на: - растворимые (основные оксиды щелочных и щелочноземельных металлов, практически все кислотные оксиды(кроме SiO 2 ); - нерастворимые (все остальные основные оксиды, амфотерные оксиды, SiO 2)

Слайд 7

Химические свойства оксидов Общими свойствами основных, кислотных и амфотерных оксидов являются кислотно-основные взаимодействия . Основные оксиды образуют только металлы и, как правило, в степени окисления +1 и +2 (исключение: BeO , ZnO , SnO , PbO ). Основные оксиды взаимодействуют : 1) с кислотами по схеме: Основный оксид + Кислота = Соль + Вода MgO + 2 H 2 SO 4 = MgSO 4 + H 2 O Неорганическая химия\004. Реакция обмена между оксидом меди и серной кислотой.wmv 2 ) с кислотными оксидами по схеме: Основный оксид + Кислотный оксид = Соль 3 K 2 O + P 2 O 5 = 2 K 3 PO 4 3) c водой взаимодействуют только оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов по следующей схеме: Основный оксид + Вода= Щелочь CaO + H 2 O = Ca ( OH ) 2

Слайд 8

Химические свойства оксидов Кислотные оксиды – это оксиды, которым в качестве гидроксидов , соответствуют кислоты . Кислотные оксиды образуют все неметаллы независимо от степени окисления (исключение – несолеобразующие оксиды) и металлы в степени окисления + 5 и выше . Кислотные оксиды взаимодействуют : 1) с основаниями, образуя соль и воду : Кислотный оксид + Основание = Соль + Вода N 2 O 5 + 2NaOH = 2NaNO 3 + H 2 O 2) с основными оксидами, образуя соль: Кислотный оксид + Основный оксид = Соль CO 2 + MgO = MgCO 3 3) водой кислотные оксиды взаимодействуют с образованием кислот (исключение SiO 2 ): Кислотный оксид + Вода = Кислота Р 2 О 5 + 3Н 2 О = 2Н 3 РО 4

Слайд 9

Получение оксидов 1)Взаимодействие простых веществ – металлов и неметаллов – с кислородом : 2Cu + O 2 = 2CuO 4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 2) Горением на воздухе сложных веществ ( при этом, как правило, образуются оксиды тех элементов, из которых состоит это сложное вещество). СН 4 +2О 2 = СО 2 + 2Н 2 О 3) Р азложением сложных веществ , например нерастворимых оснований: С u ( OH ) 2 → CuO + H 2 O некоторых кислот: H 2 SiO 3 → SiO 2 + H 2 O некоторых солей: CaCO 3 → CO 2 + CaO 4) При восстановлении кислот-окислителей металлами и неметаллами : С u + 2H 2 SO 4 ( конц ) = С uSO 4 + SO 2  + 2H 2 O 10HNO 3 ( конц ) + 4 Са = 4Ca(NO 3 ) 2 + N 2 O  + 5H 2 O 2HNO 3 ( разб ) + S = H 2 SO 4 + 2NO 

Слайд 10

Основания Это сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов металлов и гидроксогрупп , способных замещаться на металл. Формула Ме (ОН) n , n - число гидроксогрупп . По современной номенклатуре их принято называть гидроксидами элементов с указанием степени окисления: NaOH – гидроксид натрия, КОН – гидроксид калия, С u ( OH ) 2 – гидроксид меди ( II ).

Слайд 11

Классификация гидроксидов Гидроксиды металлов принято делить на две группы: растворимые в воде (образованные щелочными и щелочноземельными металлами) и нерастворимые в воде. Растворимые основания (щелочи) измененяют окраску индикаторов, нерастворимые основания не изменяют окраску индикатора. О снования классифицируют по кислотности: однокислотные ( NaOH ), двухкислотные ( Са (ОН) 2 ) трехкислотные ( Fe ( OH ) 3 ) по степени электролитической диссоциации (  ) основания делятся на сильные ( NaOH , KOH ), слабые ( NH 4 OH , Cu ( OH ) 2 ). Все основания ( гидроксиды металлов) – твердые вещества. Гидроксиды s -металлов бесцветны, гидроксиды многих d -металлов окрашены.

Слайд 12

Получение оснований Реакция обмена, с помощью которой могут быть получены как растворимые, так и нерастворимые основания. CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4 K 2 CO 3 + Ca(OH) 2 = CaCO 3 ↓ + 2KOH Неорганическая химия\041. Получение нерастворимых оснований.wmv Щелочи в технике обычно получают электролизом водных растворов хлоридов: 2 NaCl + 2 H 2 O = 2 NaOH + H 2 ↓ + С l 2 Щелочи могут быть также получены взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов или их оксидов с водой: 2Li + 2H 2 O = 2LiOH + H 2  CaO + H 2 O = Ca(OH) 2

Слайд 13

Химические свойства оснований способность взаимодействовать с водой – вступать в реакцию нейтрализации . NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O Mg(OH) 2 + 2HCl = MgCl 2 + 2H 2 O Способность изменять цвет индикаторов Неорганическая химия\039. Действие щелочей на индикаторы.wmv

Слайд 14

Химические свойства оснований Щелочи взаимодействуют с кислотными оксидами. 2 KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O Щелочи способны взаимодействовать с некоторыми неметаллами (галогенами, белым фосфором, кремнием): 2 NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O ( на холоде) 6 KOH + 3 Cl 2 = KClO 3 + KCl + 3 H 2 O (при нагревании). 3KOH + 4P + 3H 2 O = PH 3  + 3KH 2 PO 2 2NaOH + Si + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2  В отличие от щелочей, нерастворимые основания подвергаются термической дегидратации, например: Cu(OH) 2 → CuO + H 2 O Гидроксиды некоторых металлов разлагаются при обычной температуре, т.е. являются неустойчивыми, например: 2С uOH = Cu 2 O + H 2 O Неорганическая химия\042. Химические свойства нерастворимых оснований.wmv

Слайд 15

Химические свойства оснований Гидроксиды , в которых d - металлы имеют низкие степени окисления, способны окисляться кислородом воздуха, например: Mn(OH) 2 +O 2 + 2H 2 O = 2Mn(OH) 4 Гидроксиды d - металлы вступают в реакции комплексоообразования : С u(OH) 2 + 4NH 3 → Na 2 [Cu(NH 3 ) 4 ] Щелочи в отличие от нерастворимых оснований взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами : 2NaOH + Al 2 O 3 + 3H 2 O = 2K[Al(OH) 4 ] 2KOH + Zn(OH) 2 = K 2 [Zn(OH) 4 ] .

Слайд 16

Химические свойства оснований Растворы щелочей вступают в обменные реакции с солями, если в результате химической реакции образуется слабое основание или нерастворимая соль. Ba(OH) 2 + H 2 SO 4 = 2H 2 O + BaSO 4 ↓ 2NaOH + CuSO 4 = Cu(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4 NaOH + NH 4 Cl = NaCl + NH 3  + H 2 O Растворы щелочей взаимодействуют с металлами, образующими амфотерные оксиды и гидроксиды . Zn + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 [Zn(OH) 4 ] + H 2  Для щелочей характерны качественные реакции, т.е. реакции с помощью которых распознают вещества. Для щелочей это реакции с индикаторами. Если к раствору щелочи добавить 1-2 капли раствора индикатора, то он изменит свою окраску.

Слайд 17

Амфотерные оксиды и гидроксиды Амфотерные оксиды обладают двойственной природой: они одновременно способны к реакциям, в которые вступают как основные, так и кислотные оксиды, т.е. проявляют свойства как оснований, так и кислот . Амфотерные оксиды образуют только металлы и, как правило, в степени окисления +3 и +4. ZnO – Zn ( OH ) 2 – H 2 ZnO 2 К числу амфотерных оксидов относятся: оксид алюминия Al 2 O 3 , оксид хрома ( III ) Cr 2 O 3 , оксид бериллия BeO , оксид цинка ZnO , оксид железа ( III ) Fe 2 O 3 и ряд других.

Слайд 18

Свойства амфотерных оскидов Амфотерные оксиды в зависимости от второго реагента проявляют свойства как основных , так и кислотных оксидов . Проявляя свойства основные свойства, они взаимодействуют : с кислотами, образуя соль и воду: ZnO + 2HNO 3 = Zn(NO 3 ) 2 + H 2 O с кислотными оксидами, образуя соль: ZnO + CO 2 = ZnCO 3 Проявляя свойства кислотных оксидов, они взаимодействуют : 1) с основаниями (щелочами), образуя соль и воду: ZnO + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O H 2 ZnO 2 - цинкат натрия 2)с основными оксидами, образуя соль: ZnO + CaO = CaZnO 2 Неорганическая химия\040. Получение и свойства амфотерных оснований.wmv Амфотерные оксиды не взаимодействуют с водой .

Слайд 19

Кислоты - это сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов водорода и кислотного остатка. Общая формула кислот: Н х КО , где Н х – атом водорода, а КО – кислотный остаток. Как правило, кислотные остатки образуют элементы- неметаллы .

Слайд 20

Классификация кислот по основности : - одноосновные ( HCl , HCN , HNO 3 ); - многоосновные : двухосновные ( H 2 SO 3 , H 2 SO 4 ) трехосновные ( H 3 PO 4 )и т.д. Основность кислот определяется количеством атомов водорода . По содержанию атомов кислорода в молекулах кислот: Кислородсодержащие HNO 2 , HNO 3 , H 2 SO 3 , H 2 SO 4 , H 2 CO 3 , H 2 SiO 3 , H 3 PO 4 Бескислородные HCl , HF, HI, H 2 S по степени диссоциации в водных растворах : сильные - HCl , HBr , HI , HNO 3 , H 2 SO 4 , HClO 3 , HClO 4 ) слабые - HF , H 2 S , HNO 2 , H 2 SO 3 и др.

Слайд 21

Получение кислот SO 3 +H 2 O=H 2 SO 4 P 2 O 5 +3H 2 O=2H 3 PO 4 P+5HNO 3 +2H 2 O=3H 3 PO 4 +5NO NaNO 3 +H 2 SO 4 =HNO 3 +NaHSO 4 H 2 +Cl 2 =2HCl NaCl+H 2 SO 4 =2HCl +NaHSO 4

Слайд 22

Свойства кислот (общие) реакции кислот с металлами , стоящими в ряду напряжений до водорода : Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 +H 2 реакции с основными оксидами и основаниями: 2HCl+CaO=CaCl 2 +H 2 O H 2 SO 4 +Ca(OH) 2 =CaSO 4 +2H 2 O Изменение окраски индикаторов Неорганическая химия\001. Действие кислот на индикаторы.wmv

Слайд 23

Свойства кислот (специфические) Бескислородные кислоты в водном растворе могут только окисляться : 2KMnO 4 + 16HCl = 5Cl 2 + 2KCl + 2MnCl 2 + 8H 2 O H 2 S + Br 2 = S + 2HBr Кислородсодержащие кислоты могут окисляться , только когда центральный атом в них находится в промежуточной степени окисления: Н 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2HCl Многие кислородсодержащие кислоты, в которых центральный атом имеет максимальную степень окисления ( S 6+ , N 5+ , Cr 6+ ), проявляют свойства сильных окислителей ( Н 2 SO 4 является сильным окислителем только при высокой концентрации): С u + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O 3P + 5HNO 3 +2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO Кислоты могут взаимодействовать с солями, если образуется малорастворимое, летучее или малодиссоциирующее вещество: H 2 SO 4 +BaCl 2 =BaSO 4 ↓ + 2HCl 2HCl+Na 2 CO 3 =2NaCl+H 2 O+CO 2 Слабые кислоты легко разлагаются : Н 2 SiO 3 =H 2 O+SiO 2

Слайд 24

Соли – это сложные вещества, состоящие из ионов металлов и кислотных остатков. Классификация солей

Слайд 25

Способы получения средних солей Средние соли образуются при взаимодействии: 1) Оснований с кислотами (реакция нейтрализации): Ba(OH) 2 + 2HCl = BaCl 2 + 2H 2 O 2) Кислот с основными оксидами: Н 2 SO 4 + MgO = MgSO 4 + H 2 O 3) Солей с кислотами: MgCO 3 + 2HNO 3 = Mg(NO 3 ) 2 + H 2 O + CO 2  4) Двух различных солей: AgNO 3 + KCl = AgCl + KNO 3 5) Солей с кислотными оксидами (кислотный оксид должен быть менее летуч, чем образующийся в ходе реакции): CaSO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + SO 2  6) Оснований с кислотными оксидами: 6 NaOH + P 2 O 5 = 2 Na 3 PO 4 + 3 H 2 O 7) Оснований с солями: 3 NaOH + FeCl 3 = 3 NaCl + Fe ( OH ) 3 ↓

Слайд 26

Способы получения кислых и основных солей солей Кислые соли могут быть получены либо неполной нейтрализацией кислот, либо действием избытка кислот на средние соли, щелочи, оксиды или соли : NaOH + H 2 SO 4 = NaHSO 4 + H 2 O CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3 ) 2 Основные соли часто получаются при осторожном добавлении небольших количеств щелочей к растворам средних солей металлов, имеющих малорастворимые основания, или при действии солей слабых кислот на средние соли: AlCl 3 + 2NaOH = Al(OH) 2 Cl + 2NaCl

Слайд 27

Способы получения средних солей Средние соли образуются при взаимодействии: 8) Основных оксидов с кислотными: СаО + SiO 2 = CaSiO 3 9) Металлов с неметаллами: 2 K + Cl 2 = 2 KCl 10) Металлов с кислотами: Mg + 2 HCl = MgCl 2 + H 2  11) Металлов с солями: CuSO 4 + Zn = ZnSO 4 + Cu ↓ 12) Амфотерных металлов с расплавами щелочей: Zn + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2  13) Неметаллов со щелочами. Галогены(кроме фтора) и сера взаимодействуют со щелочами, образуя две соли – бескислородной и кислородсодержащей кислот: 3S + 6NaOH = 2Na 2 S + Na 2 SO 3 + 3H 2 O Cl 2 + 2KOH = KCl + KClO + H 2 O 14) Неметаллов с солями: Cl 2 +2 KI = KCl + I 2 15) При нагревании некоторых солей кислородсодержащих кислот образуются соли с меньшим содержанием кислорода или вообще не содержащие его: 2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2  t,MnO2 2KClO 3 =2KCl +O 2 

Слайд 28

Химические свойства солей Многие соли устойчивы при нагревании. Однако соли аммония, а также некоторые соли малоактивных металлов, слабых кислот и кислот, в которых элементы проявляют высшие или низшие степени окисления, при нагревании разлагаются : СаСО 3 = СаО + СО 2  NH 4 Cl = NH 3 + HCl 2 NaHCO 3 = Na 2 CO 3 + CO 2  + H 2 O При химических реакциях солей проявляются особенности как катионов, так и анионов, входящих в их состав. Ионы металлов, находящиеся в растворах, могут вступать в реакции с другими анионами с образованием нерастворимых соединений или же в окислительно-восстановительные реакции , как за счет катиона, так и за счет аниона: 2FeCl 2 + Cl 2 = 2FeCl 3 2KNO 3 + C = 2KNO 2 + CO 2 

Слайд 29

Химические свойства кислых солей Химические свойства обусловлены наличием не только катионов металла, но и катионов водорода. Поэтому они проявляют не только свойства солей, но и кислот. Катионы водорода обусловливают взаимодействие кислых солей: Со щелочами :NaHCO 3 + NaOH =Na 2 SO 4 + H 2 O C солями : 2NaHSO 4 + MgCO 3 = MgSO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O + CO 2  3) С металлами: А) расположенными в электрохимическом ряду напряжений до водорода, но правее по отношению к металлу, образующему соль: 2NaHSO 4 + Fe = Na 2 SO 4 + FeSO 4 + H 2  Б) расположенными в электрохимическом ряду напряжений до водорода, но левее по отношению к металлу, образующему соль. В этом случае в реакцию вступает как катион металла, так и катион водорода: Fe(HSO 4 ) 2 + 2Mg = 2 MgSO 4 + Fe + H 2 