Дистанционные уроки 9 класс
На этой странице я размещаю мотериал к урокам для дистанционного обучения.
Скачать:
| Вложение | Размер |
|---|---|
 9_klass_uglerod.pptx | 190.18 КБ |
| 9_klass_soedineniya_ugleroda.pptx | 783.74 КБ |
| Периодический закон 11-22 сентября 2017 | 384.03 КБ |
 Характеристика хим. элемента. 1-8 сентября 2017 | 14.47 КБ |
| Щелочные металлы 2-6 октября 2017 | 686 КБ |
| Алюминий 13-28 октября 2017 | 1.08 МБ |
| Щелочноземельные металлы. 9-13 октября 2017 | 2.76 МБ |
| Железо 16октября-3 ноября 2017 | 337 КБ |
| Дистанционные уроки. Декабрь | 12.37 КБ |
| Январь. 9 класс | 12.81 КБ |
| Февраль-март | 12.98 КБ |
| 1-апрель Непредельные углеводороды | 405.5 КБ |
| 2-апрель Спирты | 203.49 КБ |
| 3-апрель Карбоновые кислоты | 1.83 МБ |
| Май Полимеры | 551.15 КБ |
| Май Жиры | 179 КБ |
| Май.Углеводы | 1.96 МБ |
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
Строение и свойства атомов Углерод С –первый элемент главной подгруппы IV группы Периодической системы. Степень окисления -4 ,+4
Углерод- простое вещество.
Химические свойства углерода Уникальная способность атомов Углерода соединяться между собой с образованием прочных и длинных цепей и циклов привела к возникновению громадного числа разнообразных соединений Углерода, изучаемых органической химией. В соединениях Углерод проявляет степени окисления -4; +2; +4. Атомный радиус 0,77Å, ковалентные радиусы 0,77Å, 0,67Å, 0,60Å соответственно в одинарной, двойной и тройной связях; ионный радиус С 4- 2,60Å, С 4+ 0,20Å. При обычных условиях Углерод химически инертен, при высоких температурах он соединяется со многими элементами, проявляя сильные восстановительные свойства. Химическая активность убывает в ряду: "аморфный" Углерод, графит, алмаз; взаимодействие с кислородом воздуха (горение) происходит соответственно при температурах выше 300-500 °С, 600-700 °С и 850-1000 °С с образованием оксида углерода (IV) СО 2 и оксида углерода (II) СО.
Химические свойства углерода Химические свойства. Углерод в свободном состоянии является типичным восстановителем. При окислении кислородом в избытке воздуха он превращается в оксид углерода (IV): при недостатке - в оксид углерода (II): Обе реакции сильно экзотермичны . При нагревании углерода в атмосфере оксида углерода (IV) образуется угарный газ: Углерод восстанавливает многие металлы из их оксидов: Так протекают реакции с оксидами кадмия, меди, свинца. При взаимодействии углерода с оксидами щелочноземельных металлов, алюминия и некоторых других металлов
Соединения углерода Углерод образует два оксида- СО и СО 2 Оксид углерода ( II) CO –бесцветный ,не имеющий запаха газ, малорастворимый в воде. При вдыхании 0,1% воздуха, содержащего СО человек может потерять сознание и умереть. Оксид углерода (IV) CO 2 - углекислый газ , бесцветный ,не имеющий запаха газ.
Круговорот углерода в природе
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
Получение оксида углерода ( II ) Промышленный способ 1. Образуется при горении углерода или соединений на его основе (например, бензина) в условиях недостатка кислорода: 2C + O 2 = 2CO↑ 2. При восстановлении оксида углерода ( IV ) раскалённым углём: CO 2 + C = 2CO↑ Эта реакция часто происходит при печной топке.
Получение оксида углерода ( IV ) 1.В промышленности получают обжигом природных карбонатов (известняк, доломит). CaCO 3 = CaO + CO 2 ↑ 2. В лабораторных условиях получают взаимодействием карбонатов и гидрокарбонатов с кислотами, например мрамора , мела или соды с соляной кислотой : CaCO 3 + 2HCI = CaCI 2 + H 2 O + CO 2 ↑ Для приготовления напитков может быть использована реакция пищевой соды с лимонной кислотой или с кислым лимонным соком.
Физические свойства CO - оксид углерода( II ), угарный газ, монооксид углерода Газ, без цвета, без запаха, легче воздуха, мало растворим в воде, намного лучше растворим в спирте, T. пл. -205,02 0 C, Т. кип. -191,5 плотность 1,25 г/л (0 0 C) Очень ядовит! CO 2 - оксид углерода( IV ), углекислый газ, диоксид углерода. Газ, без цвета, без запаха, в 1,5 раза тяжелее воздуха, растворим в воде, плотность 1,98 г/л Т.пл. −57 °C), Т, кип −78 °C, возгоняется. Твердый оксид называется «сухим льдом »
Химические свойства оксида углерода ( II ) При комнатной температуре CO малоактивен, его химическая активность значительно повышается при нагревании и в растворах CO – несолеобразующий оксид 1. При нагревании восстанавливает металлы из оксидов: CO + CuO → Cu + CO 2 ↑ 2. Горит на воздухе синим пламенем (температура начала реакции 700 °C) : 2 CO + O 2 → 2CO 2 + Q Температура горения CO может достигать 2100 °C.
Химические свойства оксида углерода ( IV ) CO 2 – кислотный оксид 1.Взаимодействует с водой , образуя нестойкую угольную кислоту (реакция обратимая) CO 2 + H 2 O H 2 CO 3 2. Взаимодействует со щелочами , при этом образуются карбонаты и гидрокарбонаты CO 2 + Ca ( OH ) 2 = CaCO 3 ↓ + H 2 O CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca ( HCO 3 ) 2 3.Взаимодействует с основными оксидами CO 2 + CaO = CaCO 3
Применение оксида углерода ( II ) Как восстановитель СО применяется в металлургии при выплавке чугуна.
Водяной газ используется как топливо, а также применяется в химическом синтезе — для получения аммиака,, высших спиртов и т. п.
Оксид углерода( II ) применяется для обработки мяса животных и рыбы, придает им ярко красный цвет и вид свежести, не изменяя вкуса Допустимая концентрация CO равна 200 мг/кг мяса.
Применение оксида углерода ( IV ) Углекислый газ применяют для газирования фруктовых и минеральных вод, для производства сахара, в медицине для углекислых ванн.
В пищевой промышленности оксид углерода( IV ) используется как консервант и обозначается на упаковке под кодом Е290 , а также в качестве разрыхлителя теста.
Баллоны с жидкой углекислотой широко применяются в качестве огнетушителей 1) в портативных огнетушителях; 2) в огнетушительных системах самолетов и кораблей, пожарных углекислотных машинах. Такое широкое применение в огнетушении связано с тем, что в некоторых случаях вода не годится для тушения.
Технологии очистки различных поверхностей гранулами «сухого льда». Очистка форм для литья под давлением с помощью «сухого льда»
Твёрдая углекислота — сухой лёд — используется в ледниках. Жидкая углекислота используется в качестве хладагента и рабочего тела в холодильниках, морозильниках, солнечных электрогенераторах.
Ученые нашли способ, как использовать углекислый газ: из него можно делать поликарбонат , который применяется для изготовления компакт-дисков. Первые DVD и пластиковые бутылки из CO 2 могут появиться в продаже уже через пару лет .
Биологическое значение углекислого газа Оксид углерода ( IV ) играет одну из главных ролей в живой природе, участвуя во многих процессах метаболизма живой клетки. Углекислый газ атмосферы — основной источник углерода для растений. Растения поглощают углекислый газ в процессе фотосинтеза,
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
Открытию периодического закона предшествовало накопление знаний о веществах и свойствах. По мере открытия новых химических элементов, изучения состава и свойств их соединений появлялись первые попытки классифицировать элементы по каким-либо признакам. В общей сложности до Д.И. Менделеева было предпринято более 50 попыток классификации химических элементов. Ни одна из попыток не привела к созданию системы, отражающей взаимосвязь элементов, выявляющей природу их сходства и различия, имеющей предсказательный характер. Открытие Периодического закона
В основу своей работы по классификации химических элементов Д.И. Менделеев положил два их основных и постоянных признака: величину атомной массы и свойства образованных химическими элементами веществ. Он выписал на карточки все известные сведения об открытых и изученных в то время химических элементах и их соединениях. Сопоставляя эти сведения, учёный составил естественные группы сходных по свойствам элементов. При этом он обнаружил, что свойства элементов в некоторых пределах изменяются линейно (монотонно усиливаются или ослабевают), затем после резкого скачка повторяются периодически , т.е. через определённое число элементов встречаются сходные. Открытие Периодического закона
При переходе от лития к фтору происходит закономерное ослабление металлических свойств и усиление неметаллических. При переходе от фтора к следующему по значению атомной массы элементу натрию происходит скачок в изменении свойств ( Nа повторяет свойства Li ) За Na следует Mg , который сходен с Ве - они проявляют металлические свойства. А1 , следующий за Mg , напоминает В . Как близкие родственники, похожи Si и С; Р и N ; S и О; С1 и F . При переходе к следующему за С1 элементу К опять происходит скачок в изменении и химических свойств. Что же было обнаружено?
Если написать ряды один под другим так, чтобы под литием находился натрий , а под неоном – аргон , то получим следующее расположение элементов: Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar Периодическая закон Д.И. Менделеева
Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar При таком расположении в вертикальные столбики попадают элементы, сходные по своим свойствам. Периодическая закон Д.И. Менделеева
На основании своих наблюдений 1 марта 1869 г. Д.И. Менделеев сформулировал периодический закон, который в начальной своей формулировке звучал так: свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величин атомных весов элементов Первый вариант Периодической таблицы
Уязвимым моментом периодического закона сразу после его открытия было объяснение причины периодического повторения свойств элементов с увеличением относительной атомной массы их атомов. Более того, несколько пар элементов расположены в Периодической системе с нарушением увеличения атомной массы. Например, аргон с относительной атомной массой 39,948 занимает 18-е место, а калий с относительной атомной массой 39,102 имеет порядковый номер 19. Периодическая таблица Д.И. Менделеева Ar аргон 18 К 19 калий 39,102 39,948
Только с открытием строения атомного ядра и установлением физического смысла порядкового номера элемента стало понятно, что в Периодической системе расположены в порядке увеличения положительного заряда их атомных ядер. С этой точки зрения никакого нарушения в последовательности элементов 18 Ar – 19 K, 27 Co – 28 Ni, 52 Te – 53 I, 90 Th – 91 Pa не существует. Следовательно, современная трактовка Периодического закона звучит следующим образом: Свойства химических элементов и образуемых ими соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда их атомных ядер. Периодический закон Д.И. Менделеева
Открытый Д. И. Менделеевым закон и построенная на основе закона периодическая система элементов - это важнейшее достижение химической науки. Периодическая таблица химических элементов
Периодическая таблица химических элементов Периоды - горизонтальные ряды химических элементов, всего 7 периодов. Периоды делятся на малые ( I,II,III) и большие ( IV,V,VI), VII- незаконченный . Каждый период (за исключением первого) начинается типичным металлом ( Li , Nа , К, Rb , Cs , Fr ) и заканчивается благородным газом (Не, Ne , Ar , Kr , Хе , Rn ), которому предшествует типичный неметалл.
Периодическая таблица химических элементов Группы - вертикальные столбцы элементов с одинаковым числом электронов на внешнем электронном уровне, равным номеру группы. Различают главные (А) и побочные подгруппы (Б). Главные подгруппы состоят из элементов малых и больших периодов. Побочные подгруппы состоят из элементов только больших периодов.
Поскольку окислительно – восстановительные свойства атомов оказывают влияние на свойства простых веществ и их соединений, то металлические свойства простых веществ элементов главных подгрупп возрастают, в периодах – убывают, а неметаллические – соответственно, наоборот – в главных подгруппах убывают, а в периодах – возрастают. Окислительно -восстановительные свойства
Восстановительные свойства атомов (способность терять электроны при образовании химической связи) в главных подгруппах возрастают, в периодах – уменьшаются. Окислительные (способность принимать электроны), наоборот, - в главных подгруппах уменьшаются, в периодах - возрастают Окислительно -восстановительные свойства
Электроотрицательность в периоде увеличивается с возрастанием заряда ядра химического элемента, то есть слева направо. В группе с увеличением числа электронных слоев электроотрицательность уменьшается, то есть сверху вниз. Значит самым электроотрицательным элементом является фтор ( F) , а наименее электроотрицательным – франций ( Fr ) . Электроотрицательность
Радиус атома с увеличением зарядов ядер атомов в периоде уменьшается , т.к. притяжение ядром электронных оболочек усиливается. В начале периода расположены элементы с небольшим числом электронов на внешнем электронном слое и большим радиусом атома. Электроны, находящиеся дальше от ядра, легко от него отрываются, что характерно для элементов-металлов Изменение радиуса атома в периоде
В одной и той же группе с увеличением номера периода атомные радиусы возрастают . Атомы металлов сравнительно легко отдают электроны и не могут их присоединять для достраивания своего внешнего электронного слоя. Изменение радиуса атома в группе
О.С. Габриелян, И.Г. Остроумов Химия. Выпускной экзамен М. Дрофа, 2008. П.А. Оржековский Подготовка к ЕГЭ. Химия. Сборник заданий. М. Эксмо , 2011 Источники инфорации
Предварительный просмотр:
Характеристика химических элементов
Характеристика химических элементов малых периодов по их месту в периодической системе и строению атома
Зная формулировка периодического закона и используя периодическую систему элементов Д. И. Менделеева, можно дать характеристику любому химическому элементу и его соединениям. Такую характеристику химического элемента удобно складывать по плану.
I. Символ химического элемента и его название.
II. Положение химического элемента в периодической системе элементов Д.И. Менделеева:
1) порядковый номер;
2) номер периода;
3) номер группы;
4) подгруппа (главная или побочная).
III. Строение атома химического элемента:
1) заряд ядра атома;
2) относительная атомная масса химического элемента;
3) число протонов;
4) число электронов;
5) число нейтронов;
6) число электронных уровней в атоме.
IV. Электронная и электронно-графическая формулы атома, его валентные электроны.
V. Тип химического элемента (металл или неметалл, s-, p-, d-или f-элемент).
VI. Формулы высшего оксида и гидроксида химического элемента, характеристика их свойств (основные, кислотные или амфотерные).
VII. Сравнение металлических или неметаллических свойств химического элемента со свойствами элементов-соседей по периоду и подгруппой.
VIII. Максимальный и минимальный степень окисления атома.
Например, предоставим характеристику химического элемента с порядковым номером 15 и его соединениям по положению в периодической системе элементов Д. И. Менделеева и строению атома.
I. Находим в таблице Д. И. Менделеева клетку с номером химического элемента, записываем его символ и название.
Химический элемент номер 15 — Фосфор. Его символ Р.
II. Охарактеризуем положение элемента в таблице Д. И. Менделеева (номер периода, группы, тип подгруппы).
Фосфор находится в главной подгруппе V группы, в 3-м периоде.
III. Предоставим общую характеристику состава атома химического элемента (заряд ядра, атомная масса, число протонов, нейтронов, электронов и электронных уровней).
Заряд ядра атома фосфора равен +15. Относительная атомная масса фосфора равна 31. Ядро атома содержит 15 протонов и 16 нейтронов (31 — 15 = 16. Атом фосфора имеет три энергетических уровня, на которых находятся 15 электронов.
IV. Составляем электронной и электронно-графическую формулы атома, отмечаем его валентные электроны.
Электронная формула атома фосфора: 15P 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3.
Электронно-графическая формула внешнего уровня атома фосфора: на третьем энергетическом уровне на 3s-подуровня находятся два электрона (в одной клетке записываются две стрелки, имеющие противоположное направление), на три р-подуровне находятся три электрона (в каждой из трех клеток записываются по одной стрелке, имеющие одинаковое направление).
Валентными электронами являются электроны внешнего уровня, т.е. 3s2 3p3 электроны.
V. Определяем тип химического элемента (металл или неметалл, s-, p-, d-или f-элемент).
Фосфор — неметалл. Поскольку в последнее подуровнем в атоме фосфора, который заполняется электронами, является p-подуровень, Фосфор относится к семейству p-элементов.
VI. Составляем формулы высшего оксида и гидроксида фосфора и характеризуем их свойства (основные, кислотные или амфотерные).
Высший оксид фосфора P2O5, проявляет свойства кислотного оксида. Гидроксид, соответствующий высшему оксиду, H3PO4, проявляет свойства кислоты. Подтвердим указанные свойства уравнениями видповиних химических реакций:
P2O5 + 3 Na2O = 2Na3PO4
H3PO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3H2O
VII. Сравним неметаллические свойства фосфора со свойствами элементов-соседей по периоду и подгруппой.
Соседом фосфора по подгруппе являются азот. Соседями фосфора за периодом является кремний и Сера. Неметаллические свойства атомов химических элементов главных подгрупп с ростом порядкового номера растут в периодах и снижаются в группах. Поэтому неметаллические свойства фосфора более выражены, чем у кремния и менее выражены, чем у азота и серы.
VIII. Определяем максимальный и минимальный степень окисления атома фосфора.
Максимальный положительный степень окисления для химических элементов главных подгрупп равен номеру группы. Фосфор находится в главной подгруппе пятой группы, поэтому максимальная степень окисления фосфора +5. Минимальная степень окисления для неметаллов в большинстве случаев равен разнице между номером группы и числом восемь. Так, минимальная степень окисления фосфора -3.
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
Бериллий
Кальций
Стронций.
Оксид кальция .
Гидроксид кальция.
Соединения кальция (технические названия). СаО – негащеная известь (« пушонка »); СаСО3 – мел, мрамор, известняк; Са SO4 * 2Н2О – гипс, алебастр; Са (ОН)2-кристаллическая- гащеная известь; взвесь- известковое молоко; раствор – известковая вода.
Применение соединений кальция
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
Нахождение в природе. Fe Магнитный железняк магнетит Fe 3 O 4 Красный железняк гематит Fe 2 O 3 Бурый железняк Лимонит 2 Fe 2 O 3 • 3 H 2 O Железный или серный колчедан (пирит) FeS 2
Fe – элемент 8Б группы, 4-го периода . Z =26 +26 – заряд ядра Распределение электронов по энергетическим уровням: 2е, 8е, 14е, 2е. Степень окисления: +2 или +3.
Железо как простое вещество Серебристо – белый металл Пластичный Мягкий Электро и теплопроводный Обладает магнитными свойствами Металлическая связь и кристаллическая решетка
химические свойства железа
Fe восстановитель +3 если реагирует с сильным окислителем: галогены, O 2 H 2 SO 4 (к), HNO 3 +2 если реагирует с более слабым окислителем: другие неметаллы, растворы кислот, солей
Раскаленное железо сгорает в кислороде с образованием железной окалины: 3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 (оксид железа+2,+3) При температуре 700-900 ° С железо реагирует с парами воды: 3Fe + 4H 2 O = Fe 3 O 4 + 4H 2
Соединения железа +2 оксид железа 2 гидроксид железа 2 хлорид железа 2 сульфат железа 2 и т.д. +3 оксид железа 3 гидроксид железа 3 хлорид железа 3 сульфат железа 3 и т.д. генетические ряды +2: Fe→FeO→FeCl 2 →Fe(OH) 2 →FeO→Fe о сновный характер +3 : Fe→Fe 2 O 3 →FeCl 3 →Fe(OH) 3 →Fe 2 O 3 →Fe Амфотерный характер
Применение железа Получение чугуна и стали В машиностроении, транспорте, средства связи В качестве сердечников электромагнитов Для лечения малокровия и упадка сил Железный купорос для борьбы с вредителями растений и получения красок Хлорид железа 3 – протрава при крашении тканей Сульфат железа 3 для очистки воды
Задача для домашнего задания Для лечения анемии и ликвидации дефицита железа в организме в медицине применяется препарат «Феррум лек», представляющий собой комплекс железа (3) с углеводом мальтозой. Массовая доля железа (один ион) в молекуле составляет 14,18%. Чему равна молярная масса комплекса (г/моль) ?
СПАСИБО ЗА ВНИМАНИЕ!
Предварительный просмотр:
Дата | Тема |
9-14 января | |
16-21 января | Кислородные соединения азота. Азотная кислота и её соли. Окислительные свойства азотной кислоты |
23-31 января | |
Материал по каждой теме ищем по соответствующей гиперссылке.
Предварительный просмотр:
Дата | Тема |
27.2-3.3 | |
6-10.3 | |
13-17.2 | Обобщение темы "Химия неметаллов" |
20-24.2 | Распознавание неорганических веществ с помощью характерных реакций. |
27-31.2 |
Материал по каждой теме ищем по соответствующей гиперссылке.
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
Непредельные углеводороды. Непредельные, или ненасыщенные, УВ содержат кратные углерод- углеродные связи ( >C=C<, -C Ξ C-) Непредельными называются углеводороды, в молекулах которых имеются атомы углерода, связанные между собой двойными или тройными связями. Их также называют ненасыщенными углеводородами, так как их молекулы имеют меньшее число атомов водорода, чем насыщенные.
Алкены ( олефины, этиленовые УВ) CnH2n, n>2 Алкены – это УВ , в молекулах которых два атома углерода находятся в состоянии Sp ² - гибридизации и связаны друг с другом двойной связью. Длина связи С=С в алкенах равна 0,134 нм. Назад
Изомерия Для алкенов возможны 4 типа изомерии: Изомерия углеродной цепи Изомерия положения двойной связи Цис,- транс- изомерия Классов соединений (циклоалканы) Назад
Номенклатура CnH 2 n ан -- ен или илен В качестве главной выбирают цепь, включающую двойную связь , даже если она не самая длинная. Нумерация с того конца, к которому ближе двойная связь Положение = связи указывают в конце, номером атома углерода, после которого она находится. В начале названия – положение боковых цепей. Исключение: пентан - пентен или амилен Радикалы СН 2 =СН- винил СН 2 =СН-СН 2 - аллил Назад
Физические свойства С 2 -С 4 газы, С 5 -С 16 жидкости , С >19 твердые, р < 1 г / см , мало растворимы в воде, Т кип .(н) >T кип .(разв.) Т кип .(цис) >T кип .(транс) Назад
Химические свойства Активны из-за наличия непрочной π - связи Характерны реакции присоединения Гидрирование( присоединение водорода) СН 3 -СН=СН 2 +Н 2 → CH 3 -CH 2 -CH 3 ( кат. Ni) пропен пропан Галогенирование( + Hal 2 ) СН 3 -СН=СН 2 + Br 2 → CH 3 -CH Br -CH 2 Br пропен 1,2- дибромпропан качественная реакция Гидрогалогенирование( + HHal) CH 2 =CH 2 + HCl→ CH 3 – CH 2 Cl этен хлорэтан
Присоединение галогенводородов к несимметричным алкенам происходит по правилу В.В. Марковникова Правило Марковникова !!! При присоединении полярных молекул (Н Hal, H 2 O) к несимметричным алкенам атом водорода присоединяется к атому углерода у кратной связи , связанному с большим числом атомов водорода . CH 3 -CH= C H 2 +HBr →CH 3 -CHBr -C H 3 пропен 2-бромпропан Гидратация (+Н 2 О) происходит по правилу Марковникова СН 2 =СН 2 +Н 2 О →СН 3 -СН 2 ОН (в кислой среде при нагревании) этанол (первичный спирт) С Н 2 =СН-СН 2- СН 3 +Н 2 О→ С Н 3 -СНОН-СН 2 -СН 3 бутен-1 бутанол-2 ( вторичный спирт ) II . Реакция окисления Горение: а) полное ( избыток О 2 ) С 2 Н 4 +3О 2 → 2СО 2 +2Н 2 О
б) неполное( недостаток кислорода) C 2 H 4 +2O 2 →2CO + 2H 2 O C 2 H 4 + O 2 →2C +2H 2 O в)под действием окислителей типа KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7 CH 2 =CH 2 + ( O ) + H 2 O----- CH 2 – CH 2 l l OH OH !!! качественная реакция алкилирование (присоединение алканов) кат. AlCl 3 , AlBr 3 , HF, H 2 SO 4 CH 2 =CH 2 + CH 3 -CH 2 -CH 3 →- CH 3 -CH 2 -CH 2 -CH 2 -CH 3 и С H 3 -CH 2 -CH-CH 3 l пентан CH 3 2-метилбутан
III. Реакции полимеризации. Процесс полимеризации алкенов открыт А.М.Бутлеровым. Полимеризацией называется процесс соединения одинаковых молекул (мономеров), протекающий за счет разрыва кратных связей, с образованием высокомолекулярного соединения (полимера) Условия t, P, kat. n CH 2 =CH 2 → (-CH 2 -CH 2 -) n мономер (этилен) полимер ( полиэтилен) Назад
Получение алкенов. 1) Крекинг нефтепродуктов С 16 Н 34 --- С 8 Н 18 + С 8 Н 16 ( t ) 2) Дегидрирование алканов ( де + гидр + ирование= удалять +водород + + действие ) CnH 2 n+ 2 → CnH 2 n + H 2 ( t, kat.) Отщепление водорода. 3) Гидрирование алкинов CnH 2 n- 2 + H 2 → CnH 2 n ( kat. Ni, Pt ) 4) Дегидратация спиртов ( t, kat:H 2 SO 4 , H 3 PO 4 , Al 2 O 3 , ZnCl 2 ) CH 3 -CH 2 OH →CH 2 =CH 2 +H 2 O (170 , Н 2 SO 4 конц.) При дегидратации спиртов атом водорода отщепляется от атома углерода, связанного с наименьшим числом атомов водорода (правило А.М. Зайцева). !!!
Правило Зайцева Эта закономерность открыта в 1875 г. выдающимся русским химиком, учеником и тезкой А.М. Бутлерова Александром Михайловичем Зайцевым и носит название правило Зайцева. Реакция дегидратации – полная аналогия реакции дегидрогалогенирования. Де+ гидро +галоген + ирование = удалять + водород+ галоген + (действие). Отщепление галогеноводорода. Дегидратация отщепление воды.
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
Определение Спирты (алкоголи) – это производные углеводородов, содержащие в молекуле одну или несколько гидроксильных групп – OH у насыщенных атомов углерода.
Классификация спиртов по строению УВ радикала: Спирты Ароматические Предельные ( Алканолы ) CH3OH метанол C6H5CH2OH фенилметанол Непредельные Алкенолы Алкинолы CH2=CH-CH2OH Пропен-2-ол-1 HC≡C-CH2OH Прорин-2-ол-1
Классификация спиртов по атомности : Спирты Многоатомные Одноатомные C2H5OH Этанол Двухатомные Трехатомные CH2(OH)-CH2(OH) Этандиол-1,2 CH2(OH)-CH2(OH)-CH2(OH) Пропандиол-1,2,3
H Предельные одноатомные спирты CnH2n+1OH Формула Спирта Заместительная номенклатура функциональная номенклатура CH3OH Метанол Метиловый спирт C2H5OH Этанол Этиловый спирт C3H7OH Пропанол Пропиловый спирт C4H9OH Бутанол Бутиловый спирт C5H11OH Пентанол Амиловый спирт C6H13OH Гексанол Гексиловый спирт C7H15OH Гептанол Гептиловый спирт C8H17OH Октанол Октиловый спирт C9H19OH Нонанол Нониловый спирт C10H21OH Деканол Дециловый спирт
Изомерия и номенклатура: Название спиртов включает в себя наименование соответствующего углеводорода с добавлением суффикса - ол (положение гидроксильной группы указывают цифрой) или к названию углеводородного радикала добавляется слово "спирт"; также часто встречаются тривиальные (бытовые) названия: СН 3 –ОН – метанол, метиловый спирт; СН 3 –СН 2 –ОН – этанол, этиловый спирт; СН 3 –СН–СН 3 – пропанол-2, изопропиловый спирт. I OH
Изомерия Для спиртов характерна структурная изомерия: 1) изомерия положения ОН-группы (начиная с С3); 2) углеродного скелета (начиная с С4); Например, формуле C4H9OH соответствует изомеры: 3) межклассовая изомерия с простыми эфирами Например: этиловый спирт СН3CH2–OH и диметиловый эфир CH3–O–CH3
Электронное строение Строение самого простого спирта — метилового (метанола) Из электронной формулы видно, что кислород в молекуле спирта имеет две неподеленные электронные пары. Свойства спиртов и фенолов определяются строением гидроксильной группы, характером ее химических связей, строением углеводородных радикалов и их взаимным влиянием.
Физические свойства спиртов Предельные одноатомные спирты от C1 до C12 — жидкости. Высшие спирты — мазеобразные вещества, от C21 и выше — твердые вещества. Все спирты легче воды (плотность ниже единицы). Температура кипения спиртов нормального строения повышается с увеличением молекулярной массы. Это объясняется тем, что молекулы спирта, как и воды, являются ассоциированными жидкостями за счет водородных связей, возникающих между молекулами: . . . : H—O : . . . H—O : . . . H—O : . . . | | | R R R Водородная связь - это особый вид связи, который возникает между достаточно высоким положительным зарядом атомом водорода и электро-отрицательным атомом др. молекулы
Химические свойства Свойства спиртов ROH определяются наличием полярных связей O - – H + и C + – O - , и неподеленных электронных пар на атоме кислорода . При реакции спиртов возможно разрушение одной из двух связей: C – OH (с отщеплением гидроксильной группы) или O – H ( с отщеплением водорода). Это могут быть реакции замещения, в которых происходит замена OH или H , или элиминирование (отщепление), когда образуется двойная связь. На реакционную способность спиртов большое влияние оказывает строение радикалов, связанных с гидроксильной группой.
Реакции с разрывом связи RO–H 1) - Спирты реагируют с щелочными и щелочноземельными металлами , образуя солеобразные соединения – алкоголяты . Со щелочами спирты не взаимодействуют . 2СH 3 CH 2 CH 2 OH + 2Na 2СH 3 CH 2 CH 2 ONa + H 2 2СH 3 CH 2 OH + Сa (СH 3 CH 2 O) 2 Ca + H 2 2) - В присутствии воды алкоголяты гидролизуются : ( С H 3 ) 3 С– OK + H 2 O (С H 3 ) 3 C – OH + KOH Это означает, что спирты – более слабые кислоты, чем вода .
Окисление спиртов: 1) Под действием мягкого окислителя ( CuO ) первичные спирты окисл . в альдегиды, вторичные в кислоты, третичные не окисл . Первичныый спирт: H3C-CH2-CH2OH + CuO t H3C-CH2-CH=O + Cu +H2O Вторичный спирт: CH3-CH(OH)-CH3 + CuO t CH3-C-CH3 + Cu +H2O O 2) Окисление первичных адноатомных спиртов более сильным окислителем приводит к образованию карбоновых кислот 5CH3OH + 4KMnO4 + 6H2SO4 = 5HCOOH + MnSO4 + 2K2SO4 + 11H2O. С(-2) -4e --> C(+2) / 20 /5/ Mn(+7) +5e --> Mn(+2) /20/ 4/
При полном окислении спиртов 1) Взаимодействие с кислотой с образованием сложного эфира ( Реакция Этерефикации ) Взаимодействие с органическими кислотами приводит к образованию сложных эфиров. O O II II CH 3 –C--OH + H --OC 2 H 5 H2SO4 CH 3 –C – O – C 2 H 5 + H 2 O ( уксусноэтиловый эфир (этилацетат)) В общем виде: O O II H + II R–C--OH + H--OR’ R–C–O–R’ + H 2 O
2 . Гидратация алкенов (согласно правилу В.В. Марковникова ): СH 3 –СH=CH 2 + H 2 O –– H+ СH 3 –CH– СH 3 I OH 3 . Спирты горят : 2С 3 H 7 О H + 9 O 2 6С O 2 + 8 H 2 O 4 . Взаимодействие с амиаком C2H5OH+HNH2 (Al2O3) C2H5NH2 + H2O 5 . Спирты взаимодействуют с хлорводородом : C2H5OH + HCl C2H5Cl + H2O
6. Межмолекулярная дегидратация: R--OH + H--O–R –– t ,H2SO4 R–O–R( простой эфир ) + H 2 O
Получение В промышленности. Метанол синтезируют из синтез-газа на катализаторе ( ZnO , С u ) при 250 C и давлении 5-10 МПа : СО + 2Н 2 СН 3 ОН Ранее метанол получали сухой перегонкой древесины без доступа воздуха. Этанол получают: гидратацией этилена (Н 3 РО 4 ; 280 C ; 8 МПа ) СН 2 =СН 2 + Н 2 О СН 3 –СН 2 –ОН брожением крахмала (или целлюлозы ): крахмал С 6 Н 12 О 6 (глюкоза) –– ферменты 2С 2 Н 5 ОН + 2СО 2 (источник крахмала – зерно, картофель )
В лаборатории . Гидратация алкенов (согласно правилу В.В. Марковникова ): СH 3 –СH=CH 2 + H 2 O –– H+ СH 3 –CH– СH 3 I OH Гидролиз галогенопроизводных углеводородов: СH 3 –СH 2 –Br + H 2 O СH 3 –CH 2 –OH + HBr Чтобы сдвинуть равновесие вправо, добавляют щёлочь, которая связывает образующийся HBr .
Восстановление карбонильных соединений: Альдегиды образуют первичные спирты, а кетоны – вторичные. O II СH 3 –СH 2 – C –– 2[H] СH 3 –CH 2 CH 2 –OH I H СH 3 -- C --CH 3 –– 2[H] CH 3 --CH- -С H 3 II I O OH
Межмолекулярная дегидратация даёт простые эфиры R-- OH + H-- O–R –– t ,H2SO4 R–O–R( простой эфир ) + H 2 O CH 3 –CH 2 -- OH + H-- O–CH 2 –CH 3 –– t <140 C,H2SO4 CH 3 –CH 2 –O–CH 2 –CH 3 ( диэтиловый эфир ) + H 2 O Обе реакции конкурируют между собой. Увеличение температуры и разбавление инертным растворителем благоприятствуют внутримолекулярному процессу .
Что такое спирты? Как классифицируются спирты по строению УВ радикала? Какую общую формулу имеют одноатомные спирты? Что такое водородная связь? Что такое реакция этерификации? Каковы общие способы получения спиртов? Вопросы к теме
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
Назовите вещества СН 3 -СН 2 -ОН
Соотнесите формулу вещества и его название Формула 1) СН 3 -СН 2 -ОН 2) С 3 Н 8 3) СН 3 -ОН 4) Название а) пропан б) метанол в) этаналь г) этанол д) этиловый спирт е) метан
Предельные одноосновные карбоновые кислоты
Цели урока Изучение - состава карбоновых кислот - номенклатуры - химических свойств
Задачи урока Научиться - Называть карбоновые кислоты по международной номенклатуре - Составлять уравнения реакций, характеризующие химические свойства карбоновых кислот Развивать умение работать с лабораторным оборудованием
Муравьиная кислота
Яблочная кислота
Лимонная кислота
Молочная кислота
Карбоновые кислоты – это органические вещества, в молекулах которых карбоксильная группа соединена с углеводородным радикалом - карбоксильная группа
Гомологический ряд и номенклатура Н- метан овая (муравьиная) кислота СН 3 - этан овая (уксусная) кислота СН 3 -СН 2 - Пропан овая (пропионовая) кислота СН 3 -СН 2 -СН 2 - Бутан овая (масляная) кислота
Дайте название карбоновым кислотам СН 3 -СН 2 -СН 2 -СН 2 - СН 3 -СН 2 -СН 2 -СН 2 -СН 2 -
Химические свойства карбоновых кислот
Химические свойства 1) Диссоциируют на ионы
Химические свойства 2) Взаимодействуют с металлами Mg + 2CH 3 COOH (CH 3 COO) 2 Mg + H 2 3) Взаимодействуют с основными оксидами CaO+2CH 3 COOH (CH 3 COO) 2 Ca+H 2 O
Химические свойства 4) Взаимодействуют с основаниями а) с щелочами CH 3 COOH+NaOH CH 3 COONa+H 2 O б ) с нерастворимыми основаниями 2CH 3 COOH+Cu(OH) 2 (CH 3 COO) 2 Cu+2H 2 O
Химические свойства 5) Взаимодействуют с солями 2 CH 3 COOH+CaCO 3 (CH 3 COO) 2 Ca+CO 2 +H 2 O
Химические свойства 6) Взаимодействуют со спиртами –реакция этерификации
Реакция этерификации - это реакция между органической кислотой и спиртом, в результате которой образуется сложный эфир и вода
Проверь себя
Карбоновые кислоты содержат функциональную группу 1. 2. 3.
Неправильно! Подумай еще!
Правильно!
Функциональная группа называется: 1) Гидроксильная 2) Карбонильная 3) Карбоксильная
Неправильно! Подумай еще!
Правильно!
Из перечисленных формул выберите формулу карбоновой кислоты 1) 2) 3)
Неправильно! Подумай еще!
Правильно!
Карбоновая кислота называется 1) этановая 2) метановая 3) бутановая
Неправильно! Подумай еще!
Правильно!
Какая кислота содержится в жгучих волосках крапивы? 1) муравьиная 2) уксусная 3) масляная
Неправильно! Подумай еще!
Правильно!
Домашнее задание § 38 выучить, выполнить упражнение 1 (с.179)
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
. Полимеры - это высокомолекулярные соединения, состоящие из множества одинаковых повторяющихся структурных звеньев.
. Полимеры бывают: Природные (биополимеры) Синтетические
Природные полимеры Органические (белки, крахмал, целлюлоза, нуклеиновые кислоты, натуральный каучук) Неорганические (силикаты, пластическая сера, карбин и т.д.)
. Органические полимеры - это те вещества, из которых построены клетки и ткани живых организмов нуклеиновые кислоты белки целлюлоза
. Органические полимеры - это те вещества, из которых построены клетки и ткани живых организмов натуральный каучук крахмал
. Представители неорганических полимеров красный фосфор асбест
. Синтетические полимеры Пластмассы Синтетические волокна Синтетические каучуки
. Пластмассы это материалы, изготавливаемые на основе полимеров, способные приобретать при нагревании заданную форму и сохранять ее после охлаждения. изделия из пластмассы
. Синтетические волокна - волокна, которые получают из синтетических полимеров.
. Способы получения полимеров Реакция полимеризации Реакция поликонденсации
. Реакция полимеризации - э то реакции, в которых происходит соединение молекул исходного вещества в огромную молекулу.
. Реакция поликонденсации - это процесс получения макромолекулы полимера, идущий с образованием побочного низкомолекулярного продукта.
. Структуры полимеров а) линейная в) пространственная б) разветвленная
. Основные понятия Полимеры – высокомолекулярные соединения, состоящие из множества одинаковых повторяющихся структурных звеньев. Макромолекулы – молекулы полимеров. Мономер – исходное вещество для получения полимеров. Структурное звено – многократно повторяющиеся в макромолекуле группы атомов. Степень полимеризации n – число структурных звеньев в макромолекуле.
. Обобщение темы «Тест - проверка» 1) К биополимерам относится: а) капрон б) асбест в)белок 2) Исходное вещество для получения полимеров: а) пластмасса б) мономер в) структурное звено 3) Материалы, изготавливаемые на основе полимеров, способные приобретать при нагревании заданную форму и сохранять ее после охлаждения: а) белок б) волокна в) пластмассы
ПРАВИЛЬНО Вернуться к вопросу .
НЕПРАВИЛЬНО Вернуться к вопросу
Домашнее задание: § 40, упр. 1, 2.
Список источников Габриелян О.С. Химия. 9 класс: учеб. для общеобразоват . учреждений / О.С. Габриелян. – 18 изд., стереотип. – М.: Дрофа, 2011.-270 с., [2] с.: ил. Использованы фотографии: http://podyom-texnika-sar.ru/verevki капроновая веревка http://xeon.co.ua/polietilen-udobno-praktichno-simpatichno/ полиэтилен http://porshen.info/klub-bmw-avtomobili-bmw/informbmw/59--5.html резина http://chemistry - chemists.com/forum/ viewtopic.php?f =17&t=17&start=740 структура белка
. http://zdraveda.com/publication/poleznye-svoistva-krakhmala-178.html крахмал http://simplescience.ru/video/paper_flowers_on_water/ целлюлоза http://www.kristallikov.net/page51.html натуральный каучук http://azazel.org.ua/zdorovje/168-Nukleinovie_kisloti.html нуклеиновые кислоты http://www.teplosafe.ru/asbest.html асбест
. http://fosfor.ucoz.ru/photo/krasnyj_fosfor/1-0-3 красный фосфор http://hoztovarchik.ru/plastmassovye_izdeliya.php изделия из пластмассы http://zettastd.com/stati-o-tkanyax/sinteticheskie-volokna/ синтетические волокна http://www.kazedu.kz/referat/191472 структуры полимеров
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
Липиды – жироподобные вещества Липиды Жиры Фосфолипиды Эфиры Фосфорной кислоты
По агрегатному состоянию: Жидкие – растительные масла Твёрдые – животные жиры
Карбоновые кислоты: Насыщенные- стеариновая, пальмитиновая Ненасыщенные – линолевая, олеиновая
Маргарин - Продукт гидрирования растительных масел
Ответы теста 1 вариант № 1 – А-1,4 Б-2,3 № 2 – Б № 3 – 1 А I 2 Б II № 4 - В 2 вариант № 1 – А-2,3 Б -1,4 № 2 - В № 3 – А-1,3,4 Б-2,5,6 № 4 - Б
Домашнее задание Параграф № 39 «Жиры» В рабочей тетради – стр. , № 3, 8 Сообщения о: получение маргарина в промышленности; истории открытия маргарина; получении мыла; получении стиральных моющих средств
Рефлексия Что узнали нового? Что было известно? О чём хотели бы узнать поподробнее? Зачем вам нужны эти знания? Где пригодятся?
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
1. Свекловичный сахар в чистом виде был открыт лишь в 1747 г. немецким химиком А. Маргграфом 2 . В 1811 г. русский химик Кирхгоф впервые получил глюкозу гидролизом крахмала 3. Впервые правильную эмпирическую формулу глюкозы предложил шведский химик Я. Берцеллиус в 1837 г. С 6 Н 12 О 6 4. Синтез углеводов из формальдегида в присутствии Са(ОН) 2 был произведён А.М. Бутлеровым в 1861 г. Историческая справка
Классификация углеводов Моносахариды Дисахариды Полисахариды Пентозы Рибоза С 5 Н 10 О 5 Гексозы Глюкоза Фруктоза С 6 Н 12 О 6 Сахароза Лактоза Мальтоза С 12 Н 22 О 11 Крахмал Целлюлоза (С 6 Н 10 О 5 ) n Полигексоза Дигексозы
Рибоза Входит в состав РНК, аденозина, нуклеотидов и других биологических важных веществ. Открыта в 1905 году. Дезоксирибоза Входит в состав ДНК, вместе с азотистым основанием и остатком фосфорной кислоты образуя — нуклеотид. Рибоза Дезоксирибоза
Глюкозу называют также виноградным сахаром, так как она содержится в большом количестве в виноградном соке.
В растительном мире широко распространена фруктоза или фруктовый (плодовый) сахар. Фруктоза содержится в сладких плодах, меде.
1. Свойства как многоатмоного спирта ( по – ОН группе), 2. Свойства как альдегида (по -СОН группе), 3. Специфические свойства глюкозы. Химические свойства глюкозы
1) спиртовое брожение С 6 Н 12 О 6 → 2СН 3 -СН 2 ОН + 2СО 2 ↑ Этиловый спирт 2) молочнокислое брожение С 6 Н 12 О 6 → 2СН 3 -СНОН –СООН Молочная кислота 3) маслянокислое брожение С 6 Н 12 О 6 → С 3 Н 7 СООН + 2Н 2 ↑ + 2СО 2 ↑ 4) Полное окисление С 6 Н 12 О 6 +6О 2 → 6Н 2 О + 6СО 2 Специфические свойства глюкозы
МОНОСА- ХАРИДЫ ГЛЮКОЗА РИБОЗА ДЕЗОКСИ- РИБОЗА СОДЕРЖИТСЯ В РАСТВОРЕННОМ ВИДЕ В ЦИТОПЛАЗМЕ КЛЕТОК ЯВЛЯЕТСЯ ИСТОЧ- НИКОМ ЭНЕРГИИ ВХОДЯТ В ХИМИЧЕС- КИЙ СОСТАВ НУКЛЕИ- НОВЫХ КИСЛОТ УЧАСТВУЕТ В ХРАНЕНИИ И ПЕРЕДАЧЕ НАСЛЕДСТ- ВЕННОЙ ИНФОРМАЦИИ
Дисахариды имеют формулу С 12 Н 22 О 11 К дисахаридам относятся: -с ахароза (глюкоза + фруктоза ) , - лактоза (глюкоза + галактоза) , - мальтоза (глюкоза + глюкоза), , - целобиоза Это сложные сахара, каждая молекула которых при гидролизе распадается на 2 молекулы моносахарида. Д И С А Х А Р И Д Ы
Важнейший из дисахаридов - сахароза - тростниковый или свекловичный сахар.
Мальтоза – солодовый сахар Содержится в солоде – проросших, высушенных и размолотых зёрнах ячменя.
Лактоза – молочный сахар Содержится в молоке млекопитающих (от 4 до 6%)
ДИСАХАРИДЫ СВЕКЛОВИЧНЫЙ САХАР МОЛОЧНЫЙ САХАР СОДЕРЖИТСЯ В КЛЕТКАХ РАСТЕНИЙ СОДЕРЖИТСЯ В МОЛОКЕ ЖИВОТНЫХ И ЧЕЛОВЕКА ЯВЛЯЮТСЯ ИСТОЧ- НИКОМ ЭНЕРГИИ
П О Л И С А Х А Р И Д Ы Сложные углеводы (полисахара или полиозы). Углеводы, которые способны гидролизоваться на простые углеводы. К полисахаридам относятся: (С 6 Н 10 О 5 ) n - целлюлоза , крахмал , гликоген С м Н 2п О п .
Крахмал
Целлюлоза
ПОЛИСА- ХАРИДЫ КРАХМАЛ ГЛИКОГЕН ЦЕЛЛЮ- ЛОЗА ХИТИН СОДЕРЖИТСЯ В КЛЕТКАХ РАСТЕНИЙ Откладывается В КЛЕТКАХ ПЕЧЕНИ ЧЕЛОВЕКА И ЖИВОТНЫХ ОБРАЗУЕТ КЛЕ- ТОЧНУЮ СТЕНКУ У РАСТЕНИЙ ОБРАЗУЕТ ПО- КРОВЫ БЕСПОЗ- ВОНОЧНЫХ ВЫПОЛНЯЮТ РОЛЬ ИСТОЧНИ- КА ЭНЕРГИИ ВЫПОЛНЯЮТ ЗАЩИТНУЮ ФУНКЦИЮ