Готовимся к итоговой аттестации

Слайд 1

Распространенные названия некоторых неорганических веществ

Слайд 2

Na 2 CO 3 карбонат натрия- кальцинированная сода

Слайд 3

Na 2 CO 3 *10H 2 O декагидрат карбоната кальция – кристаллическая сода

Слайд 4

NaHCO 3 гидрокарбонат натрия- пищевая сода , питьевая сода , двууглекислая сода

Слайд 5

NaOH гидроксид натрия- едкий натр , каустическая сода, каустик

Слайд 6

Na 2 SO 4 *10H 2 O декагидрат сульфата натрия- глауберова соль

Слайд 7

K 2 CO 3 карбонат калия- поташ

Слайд 8

Ca(OH) 2 гидроксид кальция- гашёная известь, белильная известь

Слайд 9

KClO 3 хлорат калия- бертолетова соль

Слайд 10

CaCO 3 карбонат кальция- мел, известняк, мрамор

Слайд 11

CaO оксид кальция- негашёная известь

Слайд 12

Ca(OH) 2 гидроксид кальция- гашёная известь, белильная известь

Слайд 13

CaSO 4 *2H 2 O дигидрат сульфата кальция- гипс

Слайд 14

FeCL 2 хлорид железа (II) - хлористое железо

Слайд 15

FeCl 3 хлорид железа ( III )- хлорное железо

Слайд 16

FeSO 4 *7H 2 O гептагидрат сульфата железа ( II )- железный купорос

Слайд 17

ZnSO 4 *7H 2 O гептагидрат сульфата цинка- цинковый купорос

Слайд 18

CuSO4*5H2O пентагидрат сульфата меди ( II )- медный купорос

Слайд 19

NH 3 *H 2 O,NH 4 OH гидроксид аммония, нашатырный спирт

Слайд 20

Al 2 O 3 оксид алюминия- корунд , боксит , глинозём

Слайд 21

SiO 2 оксид кремния ( IV )- горный хрусталь, силикагель, кварц, песок

Слайд 22

MgSO 4 горькая или английская соль

Слайд 23

BaSO 4 барит, тяжёлый шпат, ” баритовая каша ”

Слайд 24

HgCl 2 сулема

Слайд 25

MgCO 3 магнезит

Слайд 26

FeS магнитный колчедан

Слайд 27

Fe 3 O 4 магнетит , железная окалина, магнитный железняк

Слайд 28

Fe 2 O 3 Гематит , красный железняк

Слайд 29

С a 3 (PO 4 ) 2 фосфоритная мука

Слайд 30

KCl сильвин

Слайд 1

"Решение задач с развернутым ответом по химии"

Слайд 2

№ 40 (№ 34) При сгорании дипептида природного происхождения массой 3,2 г получили 2,688 л углекислого газа (при н.у.), 2,16 г воды и 448 мл азота (при н.у.). При гидролизе данного дипептида в присутствии гидроксида калия образуется только одна соль. На основании данных условия задания: 1) произведите вычисления, необходимые для установления молекулярной формулы дипептида (указывайте единицы измерения искомых физических величин); 2) запишите молекулярную формулу дипептида 3) составьте структурную формулу этого дипептида, которая однозначно отражает порядок связи атомов в его молекуле; 4) напишите уравнение реакции гидролиза дипептида в присутствии гидроксида калия. (ответ C 6 H 12 N 2 O 3 )

Слайд 4

№ 40 (№ 34) Органическое вещество содержит12,79% азота, 43,84% углерода и 32,42% хлора по массе. Это вещество может быть получено при взаимодействии первичного амина с хлорэтаном . На основании данных условия задания: 1) произведите вычисления, необходимые для установления молекулярной формулы органического вещества (указывайте единицы измерения искомых физических величин); 2) запишите молекулярную формулу исходного органического вещества 3) составьте структурную формулу этого вещества, которая однозначно отражает порядок связи атомов в его молекуле; 4) напишите уравнение реакции получения данного вещества взаимодействием первичного амина и хлорэтана . (ответ C 4 H 12 CIN )

Слайд 5

При сгорании 9 г органического вещества, не содержащего кислород, получили углекислый газ, 12,6 г воды и 2, 24 л азота (при н.у.). Известно, что это может быть получено восстановлением соответствующего нитросоединения водородом в присутствии катализатора. На основании данных условия задания: 1) произведите вычисления, необходимые для установления молекулярной формулы органического вещества (указывайте единицы измерения искомых физических величин); 2) запишите молекулярную формулу исходного органического вещества 3) составьте структурную формулу этого вещества, которая однозначно отражает порядок связи атомов в его молекуле; 4) напишите уравнение реакции получения данного вещества восстановлением соответствующего нитросоединения водородом в присутствии катализатора. (ответ C 2 H 7 N )

Слайд 6

№ 34 При окислении предельного одноатомного спирта подкисленным раствором перманганата калия получено летучее органическое вещество, масса которого на 35,0 % меньше массы спирта. Выход продукта составил 66,8 % от теоретического. Определите молекулярную формулу спирта и установите его структуру, если известно, что продукт окисления даёт реакцию «серебряного зеркала», а в состав молекулы спирта входят две метильные группы. Напишите уравнение взаимодействия спирта с подкисленным раствором перманганата калия.

Слайд 7

1) Из условия задачи следует, что при окислении спирта образуется альдегид: CnH2n+2O + [O]→ CnH2nO + H2O. 2) Составлено математическое выражение и определена молекулярная формула спирта. Возьмем 1 моль CnH2n+2O, тогда ν практ . ( CnH2nO) = 0,668 моль. m(CnH2nO) = 0,668 • (14n+16) г, m(CnH2n+2O) = (14n+18) г. Вариант ответа

Слайд 8

По условию, 0,668•(14n+16) = 0,65• (14n+18) n = 4. Молекулярная формула спирта – C 4 H 10 O. 3) Изображена структурная формула. Спирт – первичный (так как окисляется до альдегида). Две метильные группы свидетельствуют о разветвлённом скелете, это – 2-метилпропанол-1:

Слайд 9

CH 3 - C H-CH 2 -OH Ӏ CH 3

Слайд 10

4) Написано уравнение реакции с перманганатом калия: 5CH 3 CH(CH 3 )CH 2 OH + KMnO 4 +3H 2 SO 4 →5CH 3 CH(CH 3 )CH=O +K 2 SO 4 +2MnSO 4 +8H 2 O (принимается также уравнение окисления до кислоты: 5CH 3 CH(CH 3 )CH 2 OH +4KMnO 4 +6H 2 SO 4 → 5CH 3 CH(CH 3 )COOH +2K2SO 4 + 4MnSO 4 + 11H 2 O)

Слайд 11

№ 34 При окислении предельного одноатомного спирта подкисленным раствором перманганата калия получена кислота, масса которой на 20 % меньше массы спирта. Выход продукта составил 69 % от теоретического. Определите молекулярную формулу спирта и установите его структуру, если известно,что в молекуле спирта есть четвертичный атом углерода. Напишите уравнение взаимодействия спирта с подкисленным раствором перманганата калия.

Слайд 12

Вариант ответа. 1) Схема окисления: CnH2n+2O + 2[O] → CnH2nO2 + H2O. 2) Составлено математическое выражение и определена молекулярная формула спирта. Возьмем 1 моль CnH2n+2O, тогда ν практ ( CnH2nO2) = 0,69 моль. m(CnH2nO2) = 0,69•(14n+32) г, m(CnH2n+2O) = (14n+18) г.

Слайд 13

По условию, 0,69•(14n+32) = 0,8•(14n+18) n = 5. Молекулярная формула спирта – C5H12O. 3) Изображена структурная формула. Спирт – первичный (так как окисляется до кислоты). Первичных спиртов состава C5H12O – четыре, из них четвертичный атом углерода есть только в 2,2-диметилпропаноле-1:

Слайд 14

4) Написано уравнение реакции с перманганатом калия: 5(CH 3 ) 3 C–CH 2 OH + 4KMnO 4 + 6H 2 SO 4 → 5(CH 3 ) 3 C–COOH +2K 2 SO 4 + 4MnSO 4 + 11H 2 O.

Слайд 1

Свойства неорганических веществ

Слайд 2

От названий к формулам 2

Слайд 3

От названий к формулам 3

Слайд 4

От названий к формулам 4 CuFeS 2 – халькопирит, медный колчедан

Слайд 5

От названий к формулам 5

Слайд 6

От названий к формулам MnO 2 (диоксид марганца) – пиролюзит CrO 3 (оксид хрома ( VI )) – хромовый ангидрид 6

Слайд 7

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. 7

Слайд 8

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. 8

Слайд 9

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 . 9

Слайд 10

Наиболее характерные признаки газов, растворов, твердых веществ ГАЗЫ: Окрашенные : Cl 2 – жёлто-зелёный ; NO 2 – бурый ; O 3 – голубой (все имеют запахи). Все ядовиты, растворяются в воде, Cl 2 и NO 2 реагируют с ней. Бесцветные без запаха : Н 2 , N 2 , O 2 , CO 2 , CO (яд), NO (яд), инертные газы. Все плохо растворимы в воде. Бесцветные с запахом : HF , HCl , HBr , HI , SO 2 (резкие запахи), NH 3 (нашатырного спирта) – хорошо растворимы в воде и ядовиты, PH 3 (чесночный ), H 2 S ( тухлых яиц) – мало растворимы в воде, ядовиты. 10

Слайд 11

ОКРАШЕННЫЕ РАСТВОРЫ: жёлтые Хроматы, например, K 2 CrO 4 Растворы солей железа ( III ), например, FeCl 3 , бромная вода, c пиртовые и спиртово-водные растворы йода – в зависимости от концентрации от жёлтого до бурого оранжевые Дихроматы, например, K 2 Cr 2 O 7 зелёные Гидроксокомплексы хрома ( III ), например, K 3 [ Cr ( OH ) 6 ], соли никеля ( II ), например NiSO 4 , манганаты , например, K 2 MnO 4 голубые Соли меди ( II ), например С uSO 4 От розового до фиолетового Перманганаты, например, KMnO 4 От зеленого до синего Соли хрома ( III ), например, CrCl 3 11

Слайд 12

ОКРАШЕННЫЕ ОСАДКИ, ПОЛУЧАЮЩИЕСЯ ПРИ ВЗАИМОДЕЙСТВИИ РАСТВОРОВ жёлтые AgBr, AgI, Ag 3 PO 4 , BaCrO 4 , PbI 2 ,CdS бурые Fe(OH) 3 , MnO 2 чёрные , чёрно -бурые Сульфиды меди, серебра, железа, свинца синие Cu(OH) 2 , KF е [Fe(CN) 6 ] зелёные Cr ( OH ) 3 – серо-зелёный Fe ( OH ) 2 – грязно-зелёный , буреет на воздухе 12

Слайд 13

ДРУГИЕ ОКРАШЕННЫЕ ВЕЩЕСТВА жёлтые сера, золото, хроматы оранжевые o ксид меди ( I ) – Cu 2 O дихроматы красные бром (жидкость), медь (аморфная), фосфор красный, Fe 2 O 3 , CrO 3 чёрные С uO, FeO, CrO Серые с металлическим блеском Графит, кристаллический кремний, кристаллический йод (при возгонке – фиолетовые пары), большинство металлов. зеленые Cr 2 O 3 , малахит ( CuOH ) 2 CO 3 , Mn 2 O 7 (жидкость) 13

Слайд 14

ДРУГИЕ ОКРАШЕННЫЕ ВЕЩЕСТВА желтые сера, золото, хроматы оранжевые o ксид меди ( I ) – Cu 2 O дихроматы красные бром (жидкость), медь (аморфная), фосфор красный, Fe 2 O 3 , CrO 3 черные С uO, FeO, CrO Серые с металлическим блеском Графит, кристаллический кремний, кристаллический йод (при возгонке – фиолетовые пары), большинство металлов. зеленые Cr 2 O 3 , малахит ( CuOH ) 2 CO 3 , Mn 2 O 7 (жидкость) 14

Слайд 15

Свойства неорганических веществ Задание 31 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+N 2 =2Li 3 N 3Mg+N 2 =Mg 3 N 2 Горение магния в углекислом газе: 2 Mg + CO 2 =2 MgO + C Особое свойство плавиковой кислоты: SiO 2 + 4 HF = 2 H 2 O + SiF 4 15

Слайд 16

Свойства неорганических веществ Необходимо обратить внимание учащихся на окислительно-восстановительные реакции с участием озона, которые встречаются в материалах ЕГЭ: Na 2 S + 4 O 3 = Na 2 SO 4 +­ 4 O 2 ↑ 2KI + O 3 + H 2 O = I 2 + 2KOH +­ O 2 ↑ При подготовке учащихся к ЕГЭ необходимо напомнить им, что железо, реагируя с фтором, хлором и бромом, окисляется до степени окисления +3 и образует галогениды FeF 3 , FeCl 3 , FeBr 3 , но в реакции с иодом оно дает иодид железа ( II ) FeI 2 . 16

Слайд 17

Свойства неорганических веществ Восстановительные свойства аммиака: 4NH 3 +3O 2 =2N 2 +6H 2 О 4NH 3 +5O 2 =4NO+6H 2 О 2NH 3 +3CuO=N 2 +3Cu+3H 2 О 8NH 3 +3Cl 2 =N 2 ↑+6NH 4 Cl 8NH 3 +3Br 2 =N 2 ↑+6NH 4 Br 2NH 3 + 2KMnO 4 = N 2 ↑ +2MnO 2 +2KOH­+2H 2 О kat 17

Слайд 18

Свойства неорганических веществ Малохарактерные для него окислительные свойства аммиак проявляет в реакциях с активными металлами: 2NH 3 +6Mg=2Mg 3 N 2 +3H 2 2NH 3 +2Al=2AlN+3H 2 Могут пригодиться знания об аммиачных комплексах: CuSO 4 +4NH 3 =[Cu(NH 3 ) 4 ]SO 4 AgCl+2NH 3 =[Ag(NH 3 ) 2 ] Cl 18

Слайд 19

Свойства неорганических веществ Трудными для выпускников оказываются уравнения реакций, которые редко записывают или вообще не употребляют в учебном процессе: K 2 S О 4 + 4Н 2 = К 2 S + 4Н 2 О Ag 2 S О 4 + Н 2 = 2 Ag + Н 2 S О 4 BaS О 4 + 4Н 2 = BaS + 4Н 2 О Na 2 S О 4 + 4 C = Na 2 S + 4 C О ↑ BaS О 4 + 4C = BaS + 4C О ↑ Na 2 SO 3 + S = Na 2 S 2 O 3­ 3 Ca 3 (РО 4 ) 2 + 16 Al = 3 Ca 3 Р 2 + 8 Al 2 О 3 19

Слайд 20

Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Для получения азотной кислоты оксид азота ( IV ) должен быть доокислен , например кислородом воздуха: 4 NO 2 + O 2 + 2 H 2 О = 4 HNO 3 Лабораторный способ получения азотной кислоты: NaNO 3 ( тв .) + H 2 SO 4 ( конц .) = NaHSO 4 + HNO 3 ↑ ­ хлороводорода : NaCl ( тв .) + H 2 SO 4 ( конц .) = NaHSO 4 + HCl ↑­ 20

Слайд 21

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 + H 3 PO 4 ( конц .) = NaH 2 PO 4 + HBr ­ Кислоты-неокислители реагируют с металлами, стоящими в ряду активности металлов до водорода, с выделением водорода и образованием соответствующей соли: Fe + 2 HCl = FeCl 2 + H 2 ­ ↑ 21

Слайд 22

Схема 1: Азотная кислота Кислота HNO 3 концентрированная разбавленная очень разбавленная Металлы  образуется нитрат металла + продукт восстановления азота ( не водород! ) неактивные (правее Н) кроме Au , Pt NO 2 NO цинк NO 2 N 2 NH 4 NO 3 железо пассивация (при нагревании - NO 2 ) NO N 2 , NH 4 NO 3 алюминий пассивация (при нагревании - NO 2 ) N 2 NH 4 NO 3 хром не растворяется марганец NO 2 NO бериллий пассивация NO щелочные N 2 O NH 4 NO 3 Щелочноземельные N 2 O N 2 O NH 4 NO 3 магний N 2 O Неметаллы  кислота неметалла в высшей степени окисления или ОКСИД (если кислота неустойчива) NO или NO 2 не реагируют! 22

Слайд 23

Схема 2: Серная кислота Кислота концентрированная разбавленная неактивные металлы (после Н) – SO 2 + сульфат металла ( Pt , Au – не реагируют!) не реагируют! цинк  SO 2 + сульфат металла  сульфат металла (минимально возможной степени окисления) + Н 2 железо только при нагревании  SO 2 + сульфат металла (+3) алюминий хром Не реагирует бериллий Не реагирует щелочные  Н 2 S + сульфат металла щелочноземельные и магний  S + сульфат металла 23

Слайд 24

Окислительные свойства азотной и серной кислот в реакциях с неметаллами P + 5 HNO 3 ( конц .) = H 3 PO 4 + 5NO 2 ↑ + H 2 O S + 6HNO 3 ( конц .) = H 2 SO 4 + 6NO 2 ↑ + 2H 2 O H 2 S + 8HNO 3 ( конц .) = H 2 SO 4 + 8NO 2 ↑ + 4H 2 O FeS 2 + 8HNO 3 ( конц .) = Fe ( NO 3 ) 3 + 2 H 2 SO 4 + 5 NO ↑ + 2 H 2 O 24

Слайд 25

Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Серная кислота окисляет галогеноводороды HI и HBr ( но не HCl ) до свободных галогенов, а неметаллы – до соответствующих им кислот: 8HI + H 2 SO 4 ( конц .) = H 2 S + 4I 2 ↓+ 4H 2 O 2HBr + H 2 SO 4 ( конц .) = SO 2 ↑ + Br 2 + 2H 2 O 2P + 5H 2 SO 4 ( конц .) = 2H 3 PO 4 + 5SO 2 ↑ + 2H 2 O 2 HNO 3 ( конц .) + 6 HCl ( конц .) = 2NO + 3Cl 2 + 4H 2 O 25

Слайд 26

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: CuSO 4 + H 2 S = CuS + Н 2 SO 4 26

Слайд 27

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 РО 4 3- . Поэтому в ее растворе из анионов преобладают H 2 PO 4 - , в меньшем количестве присутствуют HPO 4 2- . По этой причине фосфат калия в кислотной среде не образуется Н 3 РО 4 + КОН = КН 2 РО 4 + Н 2 О 2Н 3 РО 4 + 2К = 2КН 2 РО 4 + Н 2 ↑ 27

Слайд 28

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 РО 4 3- . Поэтому в ее растворе из анионов преобладают H 2 PO 4 - , в меньшем количестве присутствуют HPO 4 2- . По этой причине фосфат калия в кислотной среде не образуется Н 3 РО 4 + КОН = КН 2 РО 4 + Н 2 О 2Н 3 РО 4 + 2К = 2КН 2 РО 4 + Н 2 ↑ 28

Слайд 29

Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Фосфат калия можно получить лишь при избытке щелочи: Н 3 РО 4 + 3КОН(изб.) = К 3 РО 4 + 3Н 2 О Продуктом реакции аммиака с фосфорной кислотой может также быть кислая соль: NH 3 + H 3 PO 4 = NH 4 H 2 PO 4 Избыток щелочи переводит кислые соли в средние: Na 2 НРО 4 + Na ОН (изб.) = Na 3 РО 4 + Н 2 О 29

Слайд 30

Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Чтобы получить из основной соли среднюю соль нужно подействовать кислотой: MgOHCl + HCl = MgCl 2 + H 2 O При добавлении сильной кислоты все соли ортофосфорной кислоты превращаются в дигидрофосфаты , которые растворимы в воде: Na 3 РО 4 + 2Н Cl = Na Н 2 РО 4 + 2 NaCl РО 4 3- + 2Н + = Н 2 РО 4 - Общее свойство всех нерастворимых фосфатов – их растворимость в растворах сильных кислот: Ca 3 (РО 4 ) 2 + 4 HN О 3 = Са ( H 2 РО 4 ) 2 + 2 Ca ( N О 3 ) 2 30

Слайд 31

Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Более сильное основание вытесняет более слабое из его солей: AlCl 3 + 3 NaOH = Al ( OH ) 3 ↓+ 3 NaCl MgCl 2 + KOH = MgOHCl + KCl NH 4 С l + NaOH = NaCl + NH 3 ↑ + H 2 O Гидроксиды металлов разлагаются при нагревании, кроме NaOH , KOH : 2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O 2Fe(OH) 3 = Fe 2 O 3 + 3H 2 O 31

Слайд 32

Кислоты. Основания. Соли. Оксиды. Определенную трудность для учащихся представляют окислительно-восстановительные реакции щелочей с неметаллами: Cl 2 + 2 KOH = KCl + H 2 O + KClO (на холоду) (аналогично с Br 2 , I 2 ) Cl 2 + 6 KOH = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O (при нагревании) (аналогично с Br 2 , I 2 ) Si + 2KOH+ H 2 O = K 2 SiO 3 + 2H 2 ↑ 3S + 6KOH = K 2 SO 3 + 2K 2 S+ 3H 2 O 8P + 3Ba(OH) 2 + 6H 2 O = 3Ba(H 2 PO 2 ) 2 + 2PH 3 ↑ гипофосфит бария 32

Слайд 33

Термическое разложение солей. Разложение нитратов 2 NaNO 3 = NaNO 2 + ½ O 2 2Cu(NO 3 ) 2 = 2CuO + 4NO 2 + О 2 2Fe(NO 3 ) 3 = Fe 2 O 3 + 6NO 2 + 1,5 O 2 2Fe(NO 3 ) 2 = Fe 2 O 3 + 4NO 2 + 0,5O 2 Mn (NO 3 ) 2 = MnO 2 + 2NO 2 2AgNO 3 = 2Ag+ 2NO 2 + O 2 33

Слайд 34

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: (NH 4 ) 2 CO 3 = 2NH 3 + CO 2 ↑ + H 2 O (NH 4 ) 2 HPO 4 = 2NH 3 ↑ + H 3 PO 4 Чем сильнее кислота, тем труднее разложить соль: ( NH 4 ) 2 SO 4 = 2 NH 3 ↑ + NH 4 HSO 4 Если анион соли обладает окислительными свойствами, то аммиак не образуется: NH 4 NO 3 = N 2 O↑ + 2H 2 O NH 4 NO 2 = N 2 ↑ + 2H 2 O ( NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 = N 2 ↑ + Cr 2 O 3 + 4 H 2 O 34

Слайд 35

Термическое разложение солей. Разложение солей угольной кислоты Не разлагаются при нагревании карбонаты щелочных металлов (кроме Li 2 CO 3 ). Все остальные карбонаты и карбонат лития разлагаются на оксид металла и углекислый газ: Li 2 CO 3 = Li 2 O + CO 2 ↑ С aCO 3 = CaO + CO 2 ↑ Все гидрокарбонаты разлагаются сначала до карбонатов: Ca ( HCO 3 ) 2 = С aCO 3 + CO 2 ↑ + H 2 O При дальнейшем нагревании образовавшийся карбонат разлагается, как показано выше. 35

Слайд 36

Термическое разложение солей. Разложение кислородосодержащих солей – окислителей: 2 KClO 3 = 2 KCl + 3 O 2 ↑ 4KClO 3 = KCl + 3KClO 4 2KMnO 4 = K 2 MnO 4 + MnO 2­ + O 2 ↑ Разложение комплексных солей При нагревании разлагаются все комплексные соли, образованные амфотерными гидроксидами : Na  Al (OH) 4  = NaAlO 2 + 2H 2 O Na 2 [Zn(OH) 4 ] =­ Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O Разложение основных солей При нагревании разлагаются многие основные соли: ( CuOH ) 2 CO 3 = 2 CuO + CO 2 ↑ + H 2 O MnO 36

Слайд 37

Окислительно-восстановительные процессы с участием наиболее важных окислителей и восстановителей MnO 4 - в кислой среде Mn 2+ бесцветный раствор в нейтральной среде MnO 2 бурый осадок в щелочной среде MnO 4 2- зеленый раствор 37

Слайд 38

Окислительно-восстановительные процессы с участием наиболее важных окислителей и восстановителей Cr 2 O 7 2- Cr O 4 2- в кислой среде Cr 3+ сине-фиолетовый р-р в нейтральной среде Cr(OH) 3 серо-зеленыйосадок в щелочной среде [Cr ( O Н) 6 ] 3 - раствор изумрудно-зеленого цвета 38

Слайд 39

Окислительно-восстановительные процессы с участием наиболее важных окислителей и восстановителей кислотная среда: 5 Na 2 S О 3 + 2КМ n О 4 + 3 H 2 SO 4 = 2 MnSO 4 + K 2 SO 4 + 5 Na 2 S О 4 + ЗН 2 О щелочная среда: Na 2 S О 3 + 2КМ n О 4 + 2 KOH = 2 K 2 MnO 4 + Na 2 S О 4 + Н 2 О нейтральная среда: 3 Na 2 S О 3 + 2КМ n О 4 + H 2 O = 2 MnO 2 ↓+ 3 Na 2 S О 4 + 2 KO Н Примеры : P + 2 КМ n О 4 + H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + KH 2 PO 4 2NH 3 + 2KMnO 4 = N 2 ↑ + 2MnO 2 ↓+ 2KOH + 2H 2 O 2K 2 Cr 2 O 7 + 3C + 8H 2 SO 4 = 3CO 2 ↑ + 2Cr 2 (SO 4 ) 3­­ + 2K 2 SO 4 + 8H 2 O 39

Слайд 40

Электролиз 40

Слайд 41

Электролиз Электролиз растворов солей металлов, стоящих в ряду напряжения после водорода : 2 HgSO 4 + 2 H 2 O = 2 Hg + О 2 + 2 H 2 SO 4 1) на катоде: Hg 2+ + 2 e = Hg ° 2) на аноде: 2Н 2 О – 4е = О 2 + 4Н + до водорода: Са I 2 + 2Н 2 О = Н 2 + I 2 + Са (ОН) 2 1) на катоде: 2Н 2 О + 2 e = 2ОН + Н 2 2) на аноде: 2 I - - 2 e = I 2 электролиз раствора сульфата натрия: 1) на катоде: 2 H 2 O + 2 e = H 2 + 2 OH – 2) на аноде: 2 H 2 O – 4 e = O 2 + 4 H + 3) Составлено общее уравнение электролиза: 2 H 2 O = 2 H 2 + O 2 41

Слайд 42

Электролиз При электролизе солей, образованных металлами, находящимися в ряду активности между алюминием и водородом 4FeCl 3 + 6 H 2 O = 3H 2 ↑ + 2Fe + 6Cl 2 ↑ + 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 Cl 2. 42

Слайд 43

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 PbSO 4. Этот слой изолирует металл от кислоты. 43

Слайд 44

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 , H 2 SO 4 ( 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: 2 Al + 3 CaCl 2 = 2 AlCl 3 + 3 Ca расплав 44

Слайд 45

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: Al 2 (SO 4 ) 3 + 3K 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3CO 2 + 3K 2 SO 4 2FeCl 3 + 3K 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Fe(OH) 3 + 3CO 2 + 6KCl 2AlBr 3 + 3K 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3CO 2 + 6KBr 2AlCL 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl Гидролиз следует учитывать, рассматривая реакции металлов с растворами солей. Mg + 2 N Н 4 Cl = MgCl 2 + 2 NH 3­ + H 2 ­ ↑ Растворы солей, имеющие кислую реакцию среды, вследствие гидролиза, способны растворять активные металлы, например, магний или цинк: Mg + MgCl 2 +2 H 2 O =2 MgOHCl + H 2 ↑ 45

Слайд 46

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: MgSO 4 +Na 2 CO 3 =MgCO 3 +Na 2 SO 4 2MgSO 4 +2Na 2 CO 3 +H 2 O=( MgOH ) 2 CO 3 +2Na 2 SO 4 +CO 2 2MgSO 4 +2Na 2 CO 3 +2H 2 O=2Mg(OH) 2 +2Na 2 SO 4 +2CO 2 Составление подобных уравнений реакций может потребоваться при выполнении заданий №31 ЕГЭ по химии. 3K[Al(OH) 4 ] + AlCl 3 = 3KCl + 4Al(OH) 3 3 Cl 2 + 3 K 2 CO 3 = KClO 3 + 3 CO 2 + 5 KCl 46

Слайд 47

Гидролиз бинарных соединений Al 4 C 3 + 12Н 2 О = 4А l (ОН) 3 ↓+ ЗСН 4 ↑ Al 2 S 3 + 6Н 2 О = 2А l (ОН) 3 ↓+ ЗН 2 S↑ BaS + 2Н 2 О = Ba (ОН) 3 ↓ + Н 2 S↑ CaC 2 + 2Н 2 О = Ca (ОН) 2 ↓ + С 2 Н 2 ↑ Ca 3 P 2 + 6Н 2 О = 3 Ca (ОН) 2 ↓ + 2 P Н 3 ↑ CaH 2 + 2Н 2 О = Ca (ОН) 2 ↓ + 2Н 2 ↑ SiH 4 + 2Н 2 О = Si О 2 ↓ + 4Н 2 ↑ Mg 3 N 2 + 6Н 2 О = 3 Mg (ОН) 2 ↓ + 2 NH 3 ↑ PCl 3 + 3 H 2 O = H 3 PO 3 + 3 HCl ↑ PCl 5 + 4 H 2 O = H 3 PO 4 + 5 HCl ↑ Не гидролизуются : SF 6 , NF 3 , CF 4 , CS 2 , AlN , Si 3 N 4 , SiC , Li 4 Si 47

Слайд 48

Амфотерность в растворе Zn ( OH ) 2 + 2 KOH = K 2 [ Zn ( OH ) 4 ] ZnO + 2NaOH + H 2 O = Na 2 [Zn(OH) 4 ] Al(OH) 3 + KOH = K[Al(OH) 4 ] Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na[Al(OH) 4 ] в расплаве ZnO ( тв ) + 2NaOH( тв ) = Na 2 Zn О 2 + H 2 O Zn(OH) 2 ( тв ) + 2KOH( тв ) = K 2 Zn О 2 + 2H 2 O Al 2 O 3 ( тв ) + 2NaOH( тв ) = 2NaAlO 2 + H 2 O A1(OH) 3 ( тв ) + KOH( тв ) = NaAlO 2 + 2H 2 O 48

Слайд 49

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 ) = KCr О 2 + 2 H 2 O Fe ( OH ) 3 ( тв ) + KOH ( тв ) = KFeO 2 + 2 H 2 O с концентрированными растворами щелочей Cr ( OH ) 3 + 3 KOH ( конц .) = K 3 [ Cr ( OH ) 6 ] Fe(OH) 3 + 3KOH( конц .) = K 3 [ FeOH ) 6 ] Заметим, что в материалах ЕГЭ можно встретить и такое уравнение реакции: Fe(OH) 3 + 3KOH = K[ FeOH ) 4 ] 49

Слайд 50

Амфотерность Металлы, оксиды и гидроксиды которых амфотерны , также могут реагировать и с кислотами, и со щелочами: Be + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 [Be(OH) 4 ] + H 2 ↑ Zn + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 [Zn(OH) 4 ] + H 2 ↑ 2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na[Al(OH) 4 ] + 3H 2 ↑ Для хрома и железа подобная реакция не характерна. При гидролизе солей, полученных из амфотерных соединений, образуются комплексные соли: KAlO 2 + 2H 2 O = K[Al(OH) 4 ] Амфотерные оксиды при сплавлении реагируют с карбонатами активных металлов: Al 2 O 3 + K 2 CO 3 = 2 KAlO 2 + CO 2 ↑ 50

Слайд 51

Способы разрушения комплексных солей При действии избытка сильной кислоты получается две средних соли и вода: Na  Al (OH) 4  + 4HCl изб . = NaCl + AlCl 3 + 4H 2 O K 3  Cr(OH) 6  + 6HNO 3 изб . = 3KNO 3 + Cr(NO 3 ) 3 + 6H 2 O При действии недостатка сильной кислоты получается средняя соль активного металла, амфотерный гидроксид и вода: Na  Al (OH) 4  + HCl нед . = NaCl + Al(OH) 3  + H 2 O K 3  Cr(OH) 6  + 3HNO 3 нед . = 3KNO 3 + Cr(OH) 3  + 3H 2 O При действии слабой кислоты получается кислая соль активного металла, амфотерный гидроксид и вода: Na  Al (OH) 4  + H 2 S = NaHS + Al(OH) 3  + H 2 O K 3  Cr(OH) 6  + 3H 2 CO 3 = 3KHCO 3 + Cr(OH) 3  + 3H 2 O 51

Слайд 52

Способы разрушения комплексных солей При действии углекислого или сернистого газа получается кислая соль активного металла и амфотерный гидроксид : Na  Al (OH) 4  + CO 2 = NaHCO 3 + Al(OH) 3  K 3  Cr(OH) 6  + 3SO 2 = 3KHSO 3 + Cr(OH) 3  2Na  Al(OH) 4  + Cl 2 = NaCl + NaClO + 2Al(OH) 3  + H 2 O При действии солей, образованных сильными кислотами и катионами Fe 3+ , Al 3+ и Cr 3+ происходит взаимное усиление гидролиза , получается два амфотерных гидроксида и соль активного металла: 3Na  Al(OH) 4  + FeCl 3 = 3Al(OH) 3  + Fe(OH) 3  + 3NaCl K 3  Cr(OH) 6  + Al(NO 3 ) 3 = Al(OH) 3  + Cr(OH) 3  + 3KNO 3 При нагревании выделяется вода: Na  Al ( OH ) 4  = NaAlO 2 + 2 H 2 O K 3  Cr(OH) 6  = KCrO 2 + 2H 2 O + 2KOH 52

Слайд 53

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Оксид азота ( I ) , оксид диазота , закись азота, «веселящий газ» слабый окислитель: 2 N 2 O = 2 N 2 + O 2 N 2 O + H 2 = N 2 + H 2 O 6N 2 O + P 4 = 6N 2 + P 4 O 6 2N 2 O + C ( графит ) = 2N 2 + CO 2 слабый восстановитель: N 2 O + H 2 SO 4 ( конц ., гор.) = 2 NO + SO 2 + H 2 O Оксид азота ( II ) , монооксид азота. 2NO + O 2 = 2NO 2 2NO + C( графит ) = N 2 + CO 2 2NO + 2Mg = N 2 + 2MgO Азот 53

Слайд 54

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Оксид азота (IV), диоксид азота 4NO 2 + O 2 + 2H 2 О = 4HNO 3 2NO 2 + 2NaOH = NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O 4NO 2 + 4NaOH+ O 2 = 4NaNO 3 + 2H 2 O NO 2 + 2NaOH+ NO = 2NaNO 2 + H 2 O NO 2 + SO 2 = NO+ SO 3 2NO 2 + 4Cu = N 2 + 4CuO Азот 54

Слайд 55

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Оксид углерода ( II ) - СО - угарный газ, монооксид углерода CO + NaOH = HCOONa CO + NH 3 = HCN + H 2 O Восстановительные свойства: 3CO + CaC 2 = CaCO 3 + 4C СО + S = СО S ( карбонил -сульфид) СО S + H 2 O = CO 2 + H 2 S СО + 2[Ag(NH 3 ) 2 ]OH = 2 Ag + 2 NH 3 + ( NH 4 ) 2 CO 3 СО + Cl 2 = СОСl 2 Оксихлорид углерода, фосген, дихлорид карбонил - СОСl 2 СОСl 2 + H 2 O (пар) = CO 2 + 2HCl СОСl 2 + 2 H 2 O( хол .) = H 2 CO 3 + HCl СОСl 2 + 4 NaOH = Na 2 CO 3 + 2 NaCl + 2H 2 O 3 СОСl 2 + Al 2 O 3 = 2AlCl 3 + 3CO 2 Углерод 55

Слайд 56

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ В подгруппу галогенов входят фтор, хлор, бром, йод и астат (астат – радиоактивный элемент, мало изучен) – элементы с ярко выраженным неметаллическим характером. Несложно проследить закономерности реакционной активности и свойств элементов, исходя из строения атомов: Галогены 56 Свойства Фтор Хлор Бром Йод Астат Порядковый номер 9 27 35 53 85 Валентные электроны 2 s 2 p 5 3s 2 3p 5 4s 2 4p 5 5s 2 5p 5 6s 2 6p 5 Относительная электро - отрицательность 4,0 3,0 2,8 2,6 ~ 2,3 Радиус атома, нм 0,072 0,099 0,114 0,133 0,144 Агрегатное состояние при н.у . Желтова - тый газ Жёлто-зелёный газ Красно-бурая жидкость Чёрно-фиолетовые кристаллы Твёрдое вещество

Слайд 57

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Фтор взаимодействует со всеми другими элементами, кроме He, Ne, Ar , и образует соответствующие фториды; вытесняет другие галогены и кислород из их соединений с водородом и металлами, например разлагает воду: F 2 + Xe = XeF 2 (г) + 152 кДж 2 F 2 + Si = SiF 4 + 1615 кДж 2 F 2 + O 2 = 2F 2 O ( фторид кислорода) F 2 + С l 2 2FCl 2F 2 + 2H 2 O = 4HF + O 2 ↑ ( реакция «горения» в воде) Галогены . Фтор 57

Слайд 58

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Вследствие высокой активности хлор в свободном состоянии в природе не встречается. Ядовит, тяжелее воздуха, хорошо растворяется в воде и во многих органических растворителях. В отсутствие влаги хлор довольно инертен. Хорошо взаимодействует с металлами и многими неметаллами. 2 P + 5 Cl 2 = 2 PCl 5 2P + 3PCl 5 = 5PCl 3 2S + Cl 2 = S 2 Cl 2 S 2 Cl 2 + Cl 2 = 2 SCl 2 Важно отметить, что непосредственно с азотом и кислородом хлор не взаимодействует. Галогены . Хлор 58

Слайд 59

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Взаимодействие с водой: Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO Взаимодействие хлора с растворами щелочей: - с холодными растворами образуются соли этих кислот: Cl 2 + KOH = 2KCl + KClO + H 2 O - с горячим раствором образуются хлораты (соли хлорноватой кислоты HClO 3 ) и хлориды: 3 Cl 2 + 6 KOH 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O Полученный раствор называется жавелевой водой , который наряду с хлорной водой обладает сильными окислительными свойствами и используется для отбеливания тканей и бумаги: KClO + CO 2 + H 2 O = KHCO 3 + HClO 59 HCl + O Галогены . Хлор

Слайд 60

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ При воздействии хлора на твёрдый гидроксид кальция получается смешанная соль – хлоридгипохлорит кальция CaOCl 2 ( хлорная или белильная известь ): 2С l 2 + 2Ca(OH) 2 = Ca( ClO ) 2 + CaCl 2 + 2H 2 O Это белый порошок с запахом хлора, обладает очень сильными окислительными свойствами (отбеливание и дезинфекция, аналогично жавелевой и хлорной воде): 2С aOCl 2 + CO 2 + H 2 O = CaCO 3 + CaCl 2 + 2HOCl При действии углекислого газа, содержащегося в воздухе, она разлагается с выделением хлора: С aOCl 2 + CO 2 = CaCO 3 + Cl 2 60 2HCl + 2O Галогены . Хлор

Слайд 61

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Хлорат калия или бертолетова соль KClO 3 при нагревании (400 ) в отсутствие катализатора разлагается до перхлората калия KClO 4 : 4 KClO 3 3 KClO 4 + KCl В присутствии катализатора MnO 2 реакция протекает по уравнению: 2 KClO 3 2 KCl + 3 O 2 ↑ Хлор вытесняет бром и йод из растворов их солей: 2 KBr + С l 2 = 2KCl + Br 2 Промышленный метод получения - электролиз : 2 NaCl (расплав ) 2Na + С l 2 2NaCl + 2H 2 O 2NaOH + С l 2 + H 2 61 Галогены . Хлор

Слайд 62

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Лабораторный метод получения : 16HCl + 2KMnO 4 = 5Cl 2 ↑ + 2MnCl 2 + 2KCl + 8H 2 O 4HCl + MnO 2 = Cl 2 ↑ + MnCl 2 + 2H 2 O Окислительные свойства: 2HCl + F 2 = 2HF + Cl 2 4F 2 + 6NaOH( разб .) = OF 2 ↑ + 6NaF + 3H 2 O + O 2 ↑ 4Cl 2 + H 2 S + 4H 2 O = 8HCl + H 2 SO 4 2NH 3 + 3Br 2 = N 2 ↑ + 6HBr PH 3 + 4 Br 2 + 4Н 2 О = Н 3 РО 4 + 8НВг KNO 2 + Br 2 + Н 2 О = KNO 3 + 2НВг С 6 H 6 + Cl 2 = С 6 H 5 Cl + HCl ↑ Галогены 62

Слайд 63

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Галогены не взаимодействуют с кислотами. Только I 2 при взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образует иодноватую кислоту HIO 3 : I 2 + 10HNO 3 ( конц .) = 2HIO 3 + 10NO 2 ↑ + 4H 2 O Галогеноводороды Восстановительные свойства (кроме HF ): 6HCl + 2HNO 3 ( конц .) = 3Cl 2 + 2NO ­+ 4H 2 O 4HI + MnO 2 = I 2 + MnI 2 + 2H 2 O 2HBr + H 2 SO 4 = Br 2 + SO 2 + 2H 2 O 8HI + H 2 SO 4 = 4I 2 + H 2 S + 4H 2 O 2HI + Br 2 = 2HBr + I 2 Галогены 63

Слайд 64

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Лабораторный метод получения : NaCl + H 2 SO 4 NaHSO 4 + HCl ↑ 2 NaCl + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + 2 HCl ↑ В промышленности хлороводород получают сжиганием водорода в атмосфере хлора. Образуется в значительных количествах как побочный продукт при хлорировании органических веществ. Химические свойства бромоводорода и бромоводородной кислоты аналогичны свойствам хлороводорода и хлороводо -родной кислоты с той лишь разницей, что бромоводородная кислота более сильная, а бромоводород – более сильный восстановитель. Йодоводородная кислота – самая сильная кислота среди бескислородных, является очень сильным восстановителем. Бромиды и йодиды, в отличие от хлоридов, также проявляют восстановительные свойства. Галогены. Галогеноводороды 64

Слайд 65

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Бром и йод по хим. свойствам схожи с хлором, но менее реакционно способны. Бром при н.у . – тяжёлая красно-бурая жидкость с резким неприятным запахом; при растворении в воде образует бромную воду, с щелочами на холоду образует соли бромоводородной и бромноватистой кислот, взаимодействует с углеводородами; окислитель : 2 P + 3 Br 2 = 2 PBr 3 Br 2 + Mg = MgBr 2 Br 2 + 2KI = 2KBr + I 2 Br 2 + H 2 SO 4 = H 2 SO 4 + 2HBr Лабораторный метод получения : KClO 3 + 6HBr = KCl + 3Br 2 + 3H 2 O 2KBr + 2H 2 SO 4 ( конц .) = Br 2 + SO 2 + K 2 SO 4 + 2 H 2 O Галогены. Бром и йод 65

Слайд 66

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Йод – твёрдое вещество, состоящее из тёмно-серых, с металлическим блеском кристаллов. При нагревании он возгоняется – переходит в пар, минуя жидкое состояние. Пары йода окрашены в фиолетовый цвет. Йод с водородом реагирует только при нагревании, с водой почти не реагирует, а со щёлочью реагирует аналогично хлору и брому. Йод обладает окислительными свойствами , которые проявляет в присутствии сильных восстановителей. Лабораторный метод получения : Аналогично хлору и брому – действием йодоводородной кислоты на различные окислители ( KMnO 4 , KClO 3 , , KBrO 3 , FeCl 3 , CuSO 4 ). 8KI + 4H 2 SO 4 ( конц .) = 4 I + K 2 S + 3K 2 SO 4 + 4H 2 O Промышленный метод получения: действием хлора на йодиды. Галогены. Бром и йод 66

Слайд 67

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Сера – твёрдое кристаллическое вещество жёлтого цвета . Она существует в трёх аллотропных модификациях: ромбическая, моноклинная, пластическая . Наиболее устойчивой является ромбическая сера, которая легко переходит в другие модификации. Сера плохо растворяется в воде , но хорошо растворима в органических раствориетлях . Сера взаимодействует с кислородом, хлором, водородом, фосфором, углеродом, некоторыми металлами. В реакциях с металлами и некоторыми неметаллами сера является окислителем , а в реакциях с более активными неметаллами (кислород, хлор) – восстановителем : Сера 67 S + H 2 = H 2 S S + O 2 = SO 2 3S + 2P = P 2 S 3 S + Cl 2 = SCl 2 2S + C = CS 2 S + Fe = FeS

Слайд 68

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ В горячих растворах щелочей сера диспропорционирует: 3S + 6NaOH = 2Na 2 S + Na 2 SO 3 + 3H 2 O Сера окисляется горячей концентрированной серной кислотой и образуется диоксид серы ( конпропорционирование ): S + 2H 2 SO 4 = 3SO 2 + 2H 2 O Концентрированная азотная кислота также способна окислить серу: S + 6HNO 3 = 6NO 2 + H 2 SO 4 + 2H 2 O Серу можно получить как из источников самородной серы, так и из её соединений. В лаборатории серу получают по реакциям: 2 Na 2 S + Na 2 SO 3 + 6HCl = 6NaCl + 3S + 3H 2 O 2H 2 S + SO 2 = 3S + 2H 2 O Сера 68

Слайд 69

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Особым свойством серы является взаимодействие ее с сульфитами и образование тиосульфатов, солей несуществующей в свободном состоянии тиосерной кислоты H 2 S 2 O 3 : Na 2 SO 3 + S = Na 2 S 2 O 3 При действии на тиосульфаты кислот происходит их разложение с образованием серы и сернистого газа: Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + SO 2 + S + H 2 O При действии тиосульфата на йод образуются две соли натрия: тетратионат натрия и иодид натрия, которые всегда растворимы в воде, что позволяет устранить пятна от йода на тканях: 2Na 2 S 2 O 3 + I 2 = Na 2 S 4 O 6 + 2NaI Сера 69

Слайд 70

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Сероводород H 2 S – бесцветный газ с запахом тухлых яиц, очень ядовит, хорошо растворим в воде. Раствор сероводорода в воде – сероводородная кислота (слабая кислота). Сильный восстановитель . Горит на воздухе и в кислороде голубым пламенем, взаимодействует с растоврами галогенов: 2 H 2 S + O 2 = 2S + 2H 2 O ( недостаток О 2 , медленное окисление) 2 H 2 S + 3O 2 = 2SO 2 + 2H 2 O ( избыток О 2 ) 2KMnO 4 + 5H 2 S + 3H 2 SO 4 = 5S + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O H 2 S + I 2 = 2HI + S C ероводород получают в лаборатории при действии разбавленной серной кислоты на сульфид железа ( II) : FeS + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2 S Сера 70

Слайд 71

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Сероводородная кислота – слабая двухосновная кислота, способна образовывать два типа солей: кислые соли – гидросульфиды и средние соли – сульфиды . Реагирует с основаниями, основными оксидами и солями, например: H 2 S + KOH = KHS + H 2 O H 2 S + CdO = CdS + H 2 O H 2 S + CuSO 4 = CuS + H 2 SO 4 Сероводородная кислота и её соли проявляют восстановительные свойства : H 2 S + 4 Cl 2 + 4H 2 O = 8HCl + H 2 SO 4 H 2 S + 2FeCl 3 = S + 2FeCl 2 + 2HCl H 2 S + H 2 SO 4 ( конц .) = S + SO 2 + 2H 2 O Сера 71

Слайд 72

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Оксид серы ( IV ), сернистый газ – бесцветный газ с резким, удушливым запахом, ядовит, хорошо растворим в воде. Кислотный оксид. Диоксид серы вступает в реакции: а) без изменения степени окисления: SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3 SO 2 + Са O = Са SO 3 SO 2 + 2 KOH = K 2 SO 3 + H 2 O б ) в качестве восстановителя: 72 2SO 2 + O 2 = 2SO 3 SO 2 + PbO 2 = PbSO 4 2SO 2 + O 2 + 2H 2 O = 2H 2 SO 4 3SO 2 + 2 КМ n О 4 + 2H 2 O = 2H 2 SO 4 + 2MnO 2 + K 2 S О 4 SO 2 + Br 2 + 2H 2 O = H 2 SO 4 + 2 Н Br SO 2 + NO 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + NO Сера. Оксид серы ( IV ) или сернистый газ

Слайд 73

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ в ) в качестве окислителя: SO 2 + 2 CO = 2CO 2 + S SO 2 + 2 H 2 S = 3 S + 2 H 2 O 5 SO 3 + 2 P = 5 SO 2 + P 2 O 5 В технике сернистый газ получают при обжиге пирита и сернистых руд цветных металлов ( ZnS , PbS ) или при сжигании серы: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 2 ZnS + 3 O 2 = 2ZnO + 2 SO 2 В лаборатории SO 2 можно получить по реакциям: Na 2 SO 3 ( тв .) + 2 H 2 SO 4 ( конц .) = 2 NaHSO 4 + SO 2 + H 2 O Cu + 2 H 2 SO 4 ( конц .) = CuSO 4 + SO 2 + 2 H 2 O Сера. Оксид серы ( IV ) или сернистый газ 73

Слайд 74

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ H 2 SO 3 – кислота средней силы, летуча, неустойчива, существует только в растворах. Обладает окислительными и восстановительными свойствами (более характерны): H 2 SO 3 + Br 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2HBr H 2 SO 3 + H 2 O 2 = H 2 SO 4 + H 2 O H 2 SO 3 + 2KMnO 4 = 2H 2 SO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 2H 2 O Сернистая кислота образует два типа солей: кислые и средние – гидросульфиты и сульфиты . Все соли довольно сильные восстановители. При нагревании сульфиты активных металлов диспропорционируют : 4 Na 2 SO 3 = 3Na 2 SO 3 + Na 2 S Сильные кислоты ( HCl , HNO 3 , H 2 SO 4 ) способны вытеснять сернистую килоту из её солей: K 2 SO 3 + 2 HCl = 2KCl + SO 2 + H 2 O Сера. Сернистая кислота 74

Слайд 75

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Сера. Оксид серы ( VI ) или серный ангидрид SO 3 – бесцветная маслянистая жидкость, крайне гигроскопична . Оксид серы ( VI ) – сильный окислитель: 5 SO 3 + 2P = P 2 O 5 + 5SO 2 2SO 3 + 2KI = K 2 SO 4 + SO 2 + I 2 Легко вступает в реакции присоединения: S O 3 + H 2 SO 4 = H 2 S 2 O 7 ( пиросерная кислота) SO 3 + HCl = HOSO 2 Cl ( хлорсерная кислота) При нагревании сульфаты разлагаются (кроме сульфатов натрия и калия): Са SO 4 Ca O + SO 3 Al 2 ( SO 4 ) 3 Al 2 O 3 + 3 SO 3 Fe 2 (SO 4 ) 3 Fe 2 O 3 + 3SO 3 75

Слайд 76

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Концентрированная 98%- ная серная кислота – сильный окислитель. Она почти не диссоциирует в растворе, энергично поглощает воду (сильное водоотнимающее средство): крахмал, сахароза, бумага и некоторые текстильные волокна обугливаются концентрированной серной кислотой : C 6 H 12 O 6 6C + 6 H 2 O + Q Концентрированная серная кислота окисляет некоторые металлы, стоящие в ряду активности после водорода, бромид и йодид-ионы до свободных галогенов, взаимодействует с неметаллами: С u + 2 H 2 SO 4 ( конц .) = С u SO 4 + SO 2 + 2H 2 O 4Zn + 5H 2 SO 4 ( конц .) = 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O 2KBr + 2 H 2 SO 4 ( конц .) = K 2 SO 4 + SO 2 + Br 2 + 2H 2 O C + 2 H 2 SO 4 ( конц .) = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O S + 2H 2 SO 4 ( конц .) = 3 SO 2 + 2H 2 O Сера. Серн а я кислота 76

Слайд 77

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Концентрированная серная кислота, являясь нелетучей тяжёлой кислотой, способна вытеснять летучие из их солей: NaNO 3 ( тв .) + H 2 SO 4 ( конц .) NaH SO 4 + HNO 3 ↑ 2NaCl ( тв .) + H 2 SO 4 ( конц .) Na 2 SO 4 + 2HCl↑ При нагревании сульфатов с углём образуются соответствующие сульфиды. В этих реакциях сульфат-ион проявляет окислительные свойства : BaSO 4 + 4C = BaS + 4CO ↑ В промышленности серную кислоту получают контактным способом, который состоит из трёх стадий: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 (обжиг пирита) 2SO 2 + O 2 = 2SO 3 (окисление SO 2 в SO 3 ) SO 3 + H 2 SO 4 = x SO 3 · y H 2 SO 4 олеум (поглощение SO 3 концентрированной серной кислотой) Сера. Серн а я кислота 77

Слайд 78

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Важно различать аллотропные модификации фосфора: Белый фосфор P 4 – твёрдое кристаллическое вещество, светится в темноте, нерастворим в воде, растворим в растворах щелочей, на воздухе самовоспламеняется, ядовит. Красный фосфор – порошок красного цвета, не светится в темноте, не ядовит, не растворим в сероуглероде и разбавленных растворах щелочей, воспламеняется при температуре выше 260 , при перегонке переходит в белый фосфор . Чёрный фосфор – графитоподобное вещество, проводит электрический ток, воспламеняется при температуре выше 490 , легко переходит в красный фосфор. Наиболее энергично протекают реакции с белым фосфором, менее активен красный, а затем чёрный фосфор. Фосфор 78

Слайд 79

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ П олучение фосфора: Са 3 (РО 4 ) 2 + 5С + 3 SiO 2 = 3 CaSiO 3 + 5СО + 2Р В заимодействие с азотной кислотой: 3 P + 5 HNO 3 + 2 H 2 O = 3 H 3 PO 4 + 5 NO со щелочами: 4 P + 3 NaOH + 3 H 2 O = 3 NaH 2 PO 2 + PH 3 с солями – окислителями: 6 P + 5 KClO 3 = 3 P 2 O 5 + 5 KCl (со взрывом ). Обратим внимание учащихся на реакцию оксида фосфора ( V) с безводной азотной кислотой: P 4 O 10 + HNO 3 ( безв .) = 4HPO 3 + 2N 2 O 5 Фосфор 79

Слайд 80

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Фосфор легко соединяется с кислородом, галогенами, серой и другими неметаллами, с водородом фосфор не взаимодействует: Фосфор 80 4Р + 3О 2 ( нед .) = 2Р 2 О 3 4Р + 5О 2 (изб.) = 2Р 2 О 5 2P + 3S = P 2 S 3 4Р + 3 Cl 2 ( нед .) = 2Р Cl 3 4Р + 5 Cl 2 (изб.) = 2Р Cl 5 Соединения Р Cl 3 и Р Cl 5 являются хлорангидридами фосфористой и фосфорной кислот, они поглощают воду, дымят на воздухе и при растворении в воде образуют соответствующие кислоты: Р Cl 3 + 3 H 2 O = H 3 PO 3 + 3HCl 2Р Cl 5 + 4H 2 O = H 3 PO 4 + 5HCl

Слайд 81

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ При нагревании фосфор взаимодействует с металлами, образуя фосфиды, например: 3Ca + 2P = Ca 3 P 2 Фосфиды взаимодействуют с водой и кислотами, образуя ядовитый газ с чесночным запахом – фосфин PH 3 : Ca 3 P 2 + 6H 2 O = 3Ca(OH) 2 + 2PH 3 Фосфин самовоспламеняется на воздухе, проявляет свойства сильного восстановителя: PH 3 + 2O 2 = H 3 PO 4 Свойства фосфина как основания выражены слабее, чем у аммиака. Известны соли фосфония лишь для галогеноводородных и хлорной кислот (PH 4 ClO 4 , PH 4 I ) : PH 3 + HI ⇄ PH 4 I Фосфор 81

Слайд 82

Обратим внимание выпускников на: 82 Фосфористую кислоту : H 3 PO 3 Двухосновная По силе приближается к ортофосфорной кислоте Фосфорноватистую кислоту: H 3 PO 2 Одноосновная НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Фосфор

Слайд 83

Большинство её солей нерастворимы в воде (кроме фосфитов Na, K, Ca ) . 2KOH + H 3 PO 3 = K 2 HPO 3 + 2H 2 O При нагревании фосфористая кислота диспропорционирует, образуя фосфин и фосфорную кислоту: 4 H 3 PO 3 = PH 3 ↑ + 3H 3 PO 4 Фосфористая кислота и её ангидрид помимо кислотных свойств обладают восстановительными свойствами: 2 KMnO 4 +5H 3 PO 3 +H 2 SO 4 =2MnHPO 4 ↓+3H 3 PO 4 +K 2 SO 4 +3H 2 O Получают фосфористую кислоту при взаимодействии с водой оксида фосфора (III) или трихлорида фосфора Р Cl 3 : P 2 O 3 + 3H 2 O = 2H 3 PO 3 83 НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Фосфор. Фосфористая кислота

Слайд 84

В результате взаимодействия белого фосфора с концентрированными растворами щелочей образуется гипофосфит щелочного металла – соль фосфорноватистой кислоты H 3 PO 2 ( одноосновная, см . структурную формулу выше ) – гипофосфит: 4 P + 3NaOH + 3H 2 O = PH 3 ↑ + 3NaH 2 PO 2 гипофосфит натрия 8 P + 3Ba(OH) 2 + 6H 2 O = 2PH 3 ↑ + 3Ba(H 2 PO 2 ) 2 Образованная соль не является кислой. Приставка гипо - в её названии указывает на то, что фосфор в ней имеет самую низкую, не характерную для него степень окисления: +1. Все соли фосфорноватистой кислоты хорошо растворимы в воде и являются сильнейшими окислителями. 84 НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Фосфор. Фосфорноватистая кислота

Слайд 85

Метафосфорную кислоту можно получить при взаимодействии фосфорного ангидрида с водой на холоду . Она представляет собой стекловидную массу, хорошо растворима в воде и очень ядовита: P 2 O 5 + H 2 O = 2HPO 3 Ортофосфорную кислоту в промышленности получают из оксида фосфора ( V) либо по реакции: Ca 3 (PO 4 ) 2 + 3H 2 SO 4 = 2H 3 PO 4 + 3CaSO 4 В лаборатории фосфорную кислоту получают окислением фосфора азотной кислотой: 3P + 5HNO 3 ( разб .) + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO Пирофосфорная кислота образуется при частичном обезвоживании ортофосфорной кислоты: 2H 3 PO 4 = H 4 P 2 O 7 + H 2 O 85 НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Фосфор

Слайд 86

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ При взаимодействии железа с галогенами образуются галоге - ниды состава FeF 3 , FeCl 3 , FeBr 3 , но в реакции с й одом - FeI 2 : Fe + I 2 = FeI 2 Железо пассивируется концентрированными серной и азотной кислотами, но при нагревании реагирует с ними: 2Fe + 6H 2 SO 4 ( конц .) = Fe 2 (SO 4 ) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O Fe + 6HNO 3 ( конц .) = Fe(NO 3 ) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O Железо взаимодействует со щелочными расплавами окислителей: Fe + 3KNO 3 + 2KOH = K 2 FeO 4 + 3KNO 2 + H 2 O Металлы побочных подгрупп. Железо. 86

Слайд 87

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Оксид железа ( II ) FeO обладает основными и восстанови - тельными свойствами: FeO + 2HI = FeI 2 + H 2 O FeO + 4HNO 3 ( конц .) = Fe(NO 3 ) 3 + NO 2 + 2H 2 O Оксид железа ( III ) обладает слабоамфотерными свойствами: Fe 2 O 3 + 6 HNO 3 = 2 Fe ( NO 3 ) 3 + 3 H 2 O С растворами щелочей он не взаимодействует. При сплавлении со щелочами и карбонатами щелочных металлов образуются ферриты: Fe 2 O 3 + 2NaOH = 2NaFeO 2 + H 2 O Fe 2 O 3 + Na 2 CO 3 = 2NaFeO 2 + CO 2 Для него характерны также окислительные свойства: Fe 2 O 3 + 6 HI = 2 FeI 2 + I 2 +3 H 2 O Металлы побочных подгрупп. Железо. 87

Слайд 88

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Металлы побочных подгрупп. Железо. 88 Оксид железа ( II , III ) , железная окалина Fe 3 O 4 – смешанный оксид, проявляет свойства основного оксида. При растворении в кислотах образует смесь солей Fe 2 + и Fe 3+ : Fe 3 O 4 + 4H 2 SO 4( разб .) = FeSO 4 + Fe 2 (SO 4 ) 3 + 4H 2 O 2Fe 3 O 4 + 10H 2 SO 4( конц .) = 3Fe 2 (SO 4 ) 3 + SO 2 + 5H 2 O

Слайд 89

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Гидроксид железа ( II ) Fe ( OH ) 2 проявляет основные и восстановительные свойства: FeO + 2HCl = FeCl 2 +H 2 O 2Fe(OH) 2 + H 2 O 2 = 2Fe(OH) 3 4Fe(OH) 2 + O 2 = 4FeO(OH)+ 2H 2 O Fe(OH) 2 + 2Br 2 + 6NaOH = Na 2 FeO 4 + 4NaBr+ 4H 2 O В материалах ЕГЭ встречается такая запись состава гидроксида железа( III ): FeO ( OH ) – метагидроксид железа ( III ). Он проявляет слабоамфотерные и окислительные свойства: 2 FeO ( OH ) + 3 H 2 SO 4 = Fe 2 ( SO 4 ) 3 + 4 H 2 O FeO (OH) + 3NaOH( конц .) + H 2 O = Na 3 [Fe(OH) 6 ] + 4H 2 O 2FeO(OH) + 6HI = 2FeI 2 + 4H 2 O + I 2 Металлы побочных подгрупп. Железо. 89

Слайд 90

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Соли Fe 3+ сильно гидролизуются , поэтому активные металлы растворяются в них с выделением водорода: FeCl 3 + 2H 2 O + Zn = Fe(OH) 2 Cl + ZnCl 2 + H 2 ↑ Соли Fe 3+ - окислители: 2FeCl 3 + Fe = 3FeCl 2 3FeCl 3 + Cu = 2FeCl 2 + CuCl 2 2FeCl 3 + 3H 2 S = 2FeS + S + 6HCl 2FeCl 3 + 3KI = 2FeCl 2 + I 2 ↓ + 2KCl Соли Fe 2+ - восстановители: 2FeCl 2 + Cl 2 = 2FeCl 3 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 FeS 2 + 8HNO 3 = Fe(NO 3 ) 3 + 5NO↑ + 2H 2 SO 4 + 2H 2 O Металлы побочных подгрупп. Железо. 90

Слайд 91

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ H 2 FeO 4 - ж елезная кислота, существует только в растворах. Ферраты – соли не выделенной в свободном состоянии железной кислоты: Fe+ KClO 3 + 2KOH K 2 FeO 4 + KCl + H 2 O Ферраты – сильные окислители : 2Na 2 FeO 4 + 16HCl = 3Cl 2 + 4NaCl+ 2FeCl 3 + 8H 2 O Ферриты являются солями очень слабой железистой кислоты HFeO 2 , полностью гидролизуются в воде: NaFeO 2 + 2H 2 O = Fe(OH) 3 + NaOH Металлы побочных подгрупп. Железо. 91 ф еррат калия феррит натрия

Слайд 92

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Оксид хрома ( II ) CrO черного цвета, соответствующий гидроксид Cr ( OH ) 2 – желтого . Оксид хрома ( III ) Cr 2 O 3 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 Na 3  Cr ( OH ) 6  . Оксид хрома ( VI ) CrO 3 – это кислотный оксид темно-красного цвета. При его растворении в воде образуются две кислоты: хромовая H 2 CrO 4 и дихромовая H 2 Cr 2 O 7 . Это сильные кислоты, дихромовая существует только в растворе. Соли хромовой кислоты – хроматы ( K 2 CrO 4, Na 2 CrO 4 – желтого цвета , соли дихромовой кислоты – дихроматы ( K 2 Cr 2 O 7, Na 2 Cr 2 O 7 – оранжевого цвета . Металлы побочных подгрупп. Хром. 92

Слайд 93

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Хроматы устойчивы в щелочной среде, а дихроматы – в кислотной. Na 2 Cr 2 O 7 +2KOH = Na 2 CrO 4 + K 2 CrO 4 + H 2 O 2K 2 CrO 4 +H 2 SO 4 = K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O При действии на дихроматы концентрированной серной кислотой образуется оксид хрома ( VI ): K 2 Cr 2 O 7 +2 H 2 SO 4 = 2 CrO 3 +2 KHSO 4 + H 2 O Оксид хрома ( VI ) и дихроматы – сильнейшие окислители. Хроматы – окислители более слабые, чем дихроматы: 2K 2 CrO 4 + 2H 2 O + 3H 2 S = 2Cr(OH) 3 + 3S+ 4KOH K 2 Cr 2 O 7 + H 2 O + 3H 2 S = 2Cr(OH) 3 + 3S+ 2KOH Металлы побочных подгрупп. Хром. 93

Слайд 94

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Окислительные свойства соединений хрома( VI ) наиболее сильно выражены в кислотной среде , а восстановительные свойства соединений хрома ( III ) - в щелочной : K 2 Cr 2 O 7 +H 2 SO 4 + 3SO 2 = Cr 2 (SO 4 ) 3 +K 2 SO 4 + H 2 O Cr 2 (SO 4 ) 3 +3H 2 O 2 + 10NaOH = 2Na 2 CrO 4 +3Na 2 SO 4 + 8H 2 O Металлы побочных подгрупп. Хром. 94

Слайд 95

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Металлы побочных подгрупп. Медь. 95 Медь – довольно мягкий металл красного цвета. В соединениях медь проявляет степени окисления +1 и +2. При нагревании окисляется: 4Cu + O 2 2 Cu 2 O 2Cu + O 2 2 CuO Во влажном воздухе в присутствии оксида углерода ( IV) покрывается зелёным налётом гидроксокарбоната меди ( II) : 2С u + O 2 + CO 2 + H 2 O = ( CuOH ) 2 CO 3 Медь реагирует с хлором и бромом, давая галогенид меди (II) в присутствии воды, а с йодом – йодид меди (I) ; при нагревании взаимодействует с серой: Cu + С l 2 = CuCl 2 2Cu + I 2 = 2CuI Cu + S = CuS

Слайд 96

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Металлы побочных подгрупп. Медь. 96 Медь также взаимодействует с некоторыми оксидами неметаллов: 4Cu + 2NO 2 = 4CuO + N 2 4Cu + SO 2 = Cu 2 S + 2CuO Медь растворяется только (!) в кислотах-окислителях : Cu + 2H 2 SO 4 ( конц .) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O Cu + 4HNO 3 ( конц .) = Cu(NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O Cu + 8HNO 3 ( разб .) = 3Cu(NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O Соединения меди ( I) проявляют восстановительные свойства: 4 CuCl + O 2 + 4HCl = 4CuCl 2 + 2H 2 O 3Cu 2 S + 16HNO 3 ( разб .) = 3Cu(NO 3 ) 2 + 3CuSO 4 + 10NO + 8H 2 O 10CuBr+4KMnO 4 +16H 2 SO 4 =10CuSO 4 +5Br 2 +4MnSO 4 +2K 2 SO 4 +16H 2 O

Слайд 97

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Металлы побочных подгрупп. Медь. 97 Соединения меди ( I) : Оксид меди ( I) Cu 2 O – красного цвета ; обладает основными свойствами. Образуется при взаимодействии альдегидов с гидроксидом меди ( II) – реакция медного зеркала: CH 3 CHO + 2Cu(OH) 2 CH 3 COOH + Cu 2 O + 2H 2 O Гидроксид меди ( I) – неустойчивое соединение, легко разлагается: 2С uOH Cu 2 O + H 2 O При растворении в галогеноводородных кислотах оксид меди (I) образует соли меди ( I) , а при растворении в кислород - содержащих кислотах – соли меди ( II) : Cu 2 O + 2 HCl = 2CuCl + H 2 O Cu 2 O + H 2 SO 4 = CuSO 4 + Cu + H 2 O Оксид и хлорид меди ( I) растворяются в концентрированном растворе аммиака: CuCl + 2NH 3 = [Cu(NH 3 ) 2 ]Cl Хлорид диаминмеди (I)

Слайд 98

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Металлы побочных подгрупп. Медь. 98 Соединения меди ( II) : Оксид меди ( II) CuO – чёрного цвета ; основные свойства; нерастворим в воде. При высокой температуре вступает в реакцию внутримолекулярного окисления-восстановления: 4 CuO = 2Cu 2 O + O 2 При нагревании в присутствии восстановителя легко выделяется медь: CuO + H 2 = Cu + H 2 O CuO + CO = Cu + CO 2 3CuO + 2NH 3 = 3Cu + N 2 + 3H 2 O Гидроксид меди ( II) Cu(OH) 2 – голубого цвета ; слабо выраженные амфотерные свойства; нерастворим в воде. Его получают при действии на соли меди ( II) растворов щелочей. При нагревании гидроксид меди ( II ) разлагается с образованием оксида меди ( II) : Cu(OH) 2 CuO + H 2 O

Слайд 99

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Металлы побочных подгрупп. Медь. 99 Соединения меди ( II) : Многие соли меди ( II) хорошо растворимы в воде, окрашены в сине-голубой цвет и подвержены гидролизу : 2С uCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = ( CuOH ) 2 CO 3 + CO 2 + 4NaCl При действии на соли меди ( II) раствором аммиака вначале образуется бело-голубой осадок основной соли меди (II) , в избытке аммиака образуется сине-фиолетовый комплекс: 2 CuSO 4 + 2NH 4 OH = ( CuOH ) 2 SO 4 + (NH 4 ) 2 SO 4 2( CuOH ) 2 SO 4 +16NH 4 OH=2[Cu(NH 3 ) 4 ]SO 4 +2[Cu(NH 3 ) 4 ](OH) 2 +16H 2 O . Под действием восстановителей в кислом растворе могут восстанавливаться до солей меди (I) : 2 CuSO 4 + 4 KI = Cu 2 I 2 + I 2 + 2K 2 SO 4

Слайд 100

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Металлы побочных подгрупп. Серебро. 100 Серебро в соединениях проявляет в основном степень окисления +1. Оно менее реакциооноспособно чем медь. Взаимодействует с серой, сероводородом, окисляется кислородом и озоном: 4 Ag + 2H 2 S + O 2 = 2Ag 2 S + 2H 2 O 2Ag + O 3 = Ag 2 O + O 2 Аналогично с медью не реагирует с кислотами не окислителями, но растворяется в кислотах-окислителях: 3 Ag + 4HNO 3 ( разб .) = 3AgNO 3 + NO + 2H 2 O 2Ag + 2H 2 SO 4 ( конц .) = Ag 2 SO 4 + SO 2 + 2H 2 O Оксид серебра Ag 2 O – тёмно-коричневого цвета ; основной оксид. Образуется при действии щелочей на растворы солей серебра: 2 AgNO 3 + 2KOH = Ag 2 O + 2KNO 3 + H 2 O

Слайд 101

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Металлы побочных подгрупп. Серебро. 101 Гидроксид серебра AgOH существует только в очень разбавленных растворах и при выделении из раствора разлагается на оксид и воду. Оксид и хлорид серебра растворяются в растворе аммиака с образованием комплексных солей: Ag 2 O + 4NH 3 + H 2 O = 2 [Ag(NH 3 ) 2 ]OH Гидроксид диамин серебра AgCl + 2NH 3 = [Ag(NH 3 ) 2 ]Cl В ОВР соединения серебра проявляют окислительные свойства , легко восстанавливаясь до серебра: Ag 2 O↓ + H 2 O 2 = 2Ag + H 2 O + O 2 2AgNO 3 + Cu = 2Ag + Cu(NO 3 ) 2 CH 3 COH + 2 [ Ag(NH 3 ) 2 ]OH → CH 3 COONH 4 + 2Ag + 3NH 3 + H 2 O

Слайд 1

Методическое сопровождение итоговой аттестации по химии ГИА Рыбакова Лариса Юрьевна МОУ «СОШ п. Динамовский»

Слайд 2

Цель методического сопровождения подготовки учащихся 9 классов к ГИА – повышение эффективности работы учителей химии в этом направлении. Задачи методического сопровождения: 1 . Оптимизация профессиональной деятельности учителей. 2. Повышение их профессиональной компетентности в вопросах организации учебной работы в 9 классе. 3. Разработка методических рекомендаций для практической деятельности педагогов. 4. Проведение семинаров, круглых столов, презентаций по различным направлениям организации работы учителей по сопровождению ГИА.

Слайд 3

обновлению форм и методов работы с учащимися; удовлетворению информационных, учебно-методических, образовательных потребностей педагогов; формированию пакета методических материалов по подготовке к итоговой аттестации; диссеминации положительного опыта работы учителей, имеющих хорошие показатели ГИА; повышению уровня качества подготовки учащихся. Планируемый результат

Слайд 4

Готовность к ГИА Информированная готовность Предметная готовность или содержательная Психологическая готовность

Слайд 5

Этапы I этап. Организационный (август – октябрь) II этап. Информационный (ноябрь-январь) III этап. Практический (октябрь – май) IV этап. Психологическая подготовка к ГИА (сентябрь – май) V этап. Аналитический (июнь-август)

Слайд 6

Результаты экзамена дают основание полагать: выпускники основной школы не всегда осознанно выбирают экзамен по химии как способ проверки готовности к обучению в профильных классах; менее половины выпускников, сдающих экзамен по химии, имеет достаточный уровень подготовки для дальнейшего изучения предмета в профильных классах; педагогами не всегда объективно оцениваются знания учащихся по химии.

Слайд 7

Интенсивное изучение большого содержания предмета в 8 – 9 классах. Недостаточное время, отведённое на изучение основ химической науки. Преобладание традиционных фронтальных методик обучения, низкий уровень применения учителями индивидуально-ориентированных технологий в процессе обучения химии. Слабое практико-ориентированное обучение. Слабый уровень организации повторения, систематизации и обобщения учебного материала, которые должны быть направлены на развитие умений выделять главное, устанавливать причинно-следственные связи, в особенности взаимосвязи состава, строения и свойств веществ. Предполагаемые причины неуспешности при выполнении ГИА по химии:

Слайд 8

Организационный этап Включение в планы работы РМО и ШМО вопросов, касающихся подготовки к ГИА. Утверждение индивидуальных планов учителей по подготовке учащихся к ГИА по химии. Мониторинг уровня подготовленности учителей по Демоверсиям КИМов. Диагностика учащихся 9 классов для установления уровня остаточных знаний через проведение диагностических работ, по содержанию и форме, близким к тестам ГИА. Анализ структуры и содержания КИМов по предмету

Слайд 9

Информационная работа с педагогами Изучение нормативно-правовых документов различных уровней. Анализ методических рекомендаций по итогам ГИА. Проведение педагогических советов по сопровождению ГИА. Направление учителей на областные, муниципальные семинары по вопросам подготовки к ГИА. Курсовая переподготовка и повышение квалификации учителей-предметников.

Слайд 10

Информационная работа с родителями Информационное обеспечение по проведению и процедуре аттестации Определение меры ответственности родителей за подготовку детей к ГИА Родительские собрания Информационные стенды, школьные сайты , где размещены документы, регламентирующие процедуру проведения ГИА и демоверсии КИМов по всем предметам

Слайд 11

Информационная работа с учащимися Инструктаж учащихся: правила поведения на экзамене, правила заполнения бланков, расписание работы кабинета информатики (часы свободного доступа к ресурсам Интернет) Информационный стенд для учащихся: нормативные документы, ресурсы Интернет по вопросам ГИА. В каждом кабинете химии имеется папка с материалами ГИА (инструкции, демоверсии КИМов разных лет ).

Слайд 12

Практический этап (октябрь – май) Работа консультационных центров Курсовая переподготовка и повышение квалификации учителей-предметников. Обобщение и распространение эффективного опыта учителей Распространение опыта использования информационно-коммуникативных технологий Работа с молодыми специалистами Участие педагогов в конкурсах профессионального мастерства

Слайд 13

Психологическая подготовка к ГИА сохранение психологического здоровья; обучение навыкам саморегуляции; совершенствование коммуникативного общения в системе “ученик-учитель”, “учитель-родитель”; повышение психологической компетентности учителя; профилактика конфликтно-опасных ситуаций в экзаменационный период

Слайд 14

Анализ итоговой аттестации за предыдущий год Корректировка планов Расширение рамок направлений подготовки учащихся к итоговой аттестации Аналитический этап

Слайд 15

Спасибо за внимание!

Слайд 1

Неорганические и органические основания

Слайд 2

Цель урока : обобщение, систематизация и углубление знаний о составе, классификации и свойствах оснований.

Слайд 3

Основания - это… Основания — это сложные вещества, в состав которых входят атомы металла, связанные с одной или несколькими гидроксогруппами (в зависимости от степени окисления металла) Основания – это электролиты, которые образуют в качестве отрицательных ионов только гидроксид –анионы индикатор Кислая среда Щелочная среда Нейтральная среда лакмус красный синий фиолетовый фенолфталеин бесцветный малиновый бесцветный Метиловый оранжевый Красно-розовый жёлтый оранжевый

Слайд 4

Согласно протолитической теории Брёнстеда-Лоури основания -это молекулы или ионы, которые являются акцепторами катионов водорода. видеоопыт

Слайд 5

Классификация оснований 1. Растворимые в воде основания (щёлочи) 2. Малорастворимые в воде гидроксиды 3. Нерастворимые в воде основания Деление на растворимые и нерастворимые основания практически полностью совпадает с делением на сильные и слабые основания, или гидроксиды типичных и не типичных металлов.

Слайд 6

Выполните задание. Выберите среди предложенных веществ основания : C 2 H 5 OH , NH 3 , Al(OH) 2 Cl , NaOH , Ca(OH) 2 , Cu(OH) 2 , Cu(OH) 2 CO 3 , CH 3 –NH 2 Выберите бескислородные основания : NH 3 , NaOH , Ca(OH) 2 , Cu(OH) 2 CH 3 –NH 2 Выберите нерастворимые и малорастворимые основания : NH 3 , NaOH , Ca(OH) 2 , Cu(OH) 2 , CH 3 –NH 2 Выберите двухкислотные основания :NH 3 , NaOH , Ca(OH) 2 , Cu(OH) 2 , CH 3 –NH 2 Выберите однокислотные основания : NH 3 , NaOH , Ca(OH) 2 , Cu(OH) 2 , CH 3 –NH 2 Запишите ответы в тетради. 1) NH 3 , NaOH , Ca(OH) 2 , Cu(OH) 2 , CH 3 –NH 2 2) NH 3 , CH 3 –NH 2 3) Ca(OH) 2 , Cu(OH) 2 4) Ca(OH) 2 , Cu(OH) 2 5) NH 3 , NaOH , CH 3 –NH 2 Оцените свой результат после проверки!

Слайд 7

Свойства растворимых оснований Щёлочь + Кислота = Соль + Вода 1) Изменяют окраску индикаторов 2 ) Взаимодействие с кислотными оксидами Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O 3)Взаимодействие с кислотами - реакция обмена (нейтрализация) Са (OH) 2 + 2HNO 3 = Ca(NO 3 ) 2 + 2H 2 O 4) С растворами солей, если в результате образуется осадок или газ Соль (раствор) + Щёлочь = Нерастворимое основание↓ + Новая соль FeCI 3 + 3 NaOH = Fe ( OH ) 3 ↓ + 3 NaCl 2NH 4 Cl+Ca(OH) 2 =CaCl 2 +2NH 3 ↑ + 2 H 2 O 5)С амфотерными оксидами и гидроксидами 2NaOH+Al 2 O 3 =2NaAlO 2 +H 2 O 2К OH+Zn(OH) 2 =K 2 ZnO 2 + 2 H 2 O

Слайд 10

химические свойства аминов Основные свойства : а)СН 3 NH 2 + H 2 O = СН 3 NH 3 OH Этиламин гидроксид метиламмония б)(С 2 Н 5 ) 2 NH + H С l = (С 2 Н 5 ) 2 NH 2 Cl Диэтиламин хлориддиэтил аммония видеоопыт

Слайд 11

В неорганической химии приставка мета- употребляется наряду с приставкой орто- в названиях форм кислот, отличающихся по количеству содержащихся в них молекул воды (орто- — наибольшее, мета- — наименьшее). Например, ортофосфорная Н3РО4 и метафосфорная НРО3 кислоты. Основные гидроксиды содержат гидроксид-ионы, которые могут замещаться на кислотные остатки при соблюдении правила стехиометрической валентности. Все оснόвные гидроксиды находятся в орто-форме; их общая формула М(ОН)n, где n = 1,2 (реже 3,4) и Мn+ - катион металла. Примеры формул и названий основных гидроксидов: Амфотерные гидроксиды (если степень окисления элемента превышает +II) могут находиться в орто - или (и) мета − форме. Приведем примеры амфотерных гидроксидов:

Слайд 12

Гидроксиды - тип сложных веществ, в состав которых входят атомы некоторого элемента Е (кроме фтора и кислорода) и гидроксогруппы ОН; общая формула гидроксидов Е(ОН)n, где n = 1÷6. Форма гидроксидов Е(ОН)n называется орто-формой; при n > 2 гидроксид может находиться также в мета-форме, включающей кроме атомов Е и групп ОН еще атомы кислорода О, например Е(ОН)3 и ЕО(ОН), Е(ОН)4 и Е(ОН)6 и ЕО2(ОН)2.

Слайд 1

БЕЛКИ

Слайд 2

Белки были выделены в отдельный класс биологических молекул в VIII веке в результате работ французского химика Антуана Фуркруа и других учёных, в которых было отмечено свойство белков денатурировать под воздействием нагревания или кислот . С XXI века белки исследуются не только как индивидуальные очищенные белки, но и одновременное изменение количества и посттрансляционных модификаций большого числа белков отдельных клеток, тканей или организмов. Из истории

Слайд 3

Белки – высокомолекулярные природные полимеры, молекулы которых построены из остатков α -аминокислот, соединенных пептидной связью. Термин

Слайд 4

Размер белка может измеряться в числе аминокислот или в дальтонах ( молекулярная масса ), чаще из-за относительно большой величины молекулы в производных единицах — килодальтонах (кДа). Белки являются амфотерными полиэлектролитами (полиамфолитами). Белки

Слайд 5

Просты́е белки́ — белки, которые построены из остатков α-аминокислот и при гидролизе распадаются только на аминокислоты. До 80-х годов XX века в научной литературе на русском языке простые белки часто обозначались термином «протеины». Простые белки

Слайд 6

Сложные белки Сложные белки́ ( протеиды , холопротеины ) двухкомпонентные белки, в которых помимо пептидных цепей содержится компонент неаминокислотной природы – простетическая группа . При гидролизе сложных белков, кроме свободных аминокислот, освобождается небелковая часть или продукты её распада. В качестве простетической группы могут выступать различные органические и неорганические вещества.

Слайд 7

Защитные белки (иммуноглобулины, интерферон) Ферменты ( рибонуклеаза,трипсин,ДНК и РНК- полимеразы) Запасные белки (казеин, яичный альбумин) Двигательные белки (актин, миозин) Структурные белки (кератин, коллаген) Гормоны (инсулин, гормон роста) Рецепторные белки ( родопсин,холинорецептор ) Антибиотики ( неокарциностатин , актиностатин ) Токсины (ботулинический, дифтерийный) Регуляторные белки (гистоны, репрессоры) Транспортные белки (гемоглобин, миоглобин, мембранная АТФаза ) БЕЛКИ Функции белков

Слайд 8

Уровни организации

Слайд 9

— Образована полипептидной цепью, т.е. нить аминокислот, связанных пептидными связями. Связи между аминокислотами ковалентные, очень прочные. Особенностью структуры является : консервативные мотивы — сочетания аминокислот, важных для функции белка. Они сохраняются в процессе эволюции видов, по ним часто удаётся предсказать функцию неизвестного белка. Первичная структура

Слайд 10

Полипептидная Полипептидная цепь закрученная спиралью , образуются водородные связи между СООН одного витка и NH 2 другого витка, образуя прочную структуру. Распространёнными типами вторичной структуры белков являются α-спирали и β-листы (складчатые слои) Вторичная структура

Слайд 11

Нить аминокислот далее свёртывается и образует клубок или фибриллу , специфичную для каждого белка. Связи возникают вследствие гидрофобных взаимодействий. Это силы притяжения между неполярными молекулами или между неполярными участками молекул в водной среде Третичная структура

Слайд 12

(или субъединичная, доменная ) — взаимное расположение нескольких полипептидных цепей в составе единого белкового комплекса. В эти белки могут входить как идентичные, так и различающиеся полипептидные цепочки. Четвертичная структура

Слайд 13

Мембранные белки - белки, которые встроены в клеточную мембрану или мембрану клеточной органеллы или ассоциированы с таковой. Около 25% всех белков являются мембранными. Мембраны состоят из жира (липидов) и белков. Типы строения белков

Слайд 14

Глобулярные белки́ — белки , в молекулах которых полипептидные цепи плотно свёрнуты в компактные шарообразные структуры — глобулы (третичные структуры белка). Типы строения белков

Слайд 15

Фибриллярные белки — белки, имеющие вытянутую нитевидную структуру, в которой соотношение продольной и поперечной осей более 1:10. Полипептидные цепи многих фибриллярных белков расположены параллельно друг другу вдоль одной оси и образуют длинные волокна (фибриллы) или слои. Большинство фибриллярных белков не растворяются в воде. Типы строения белков

Слайд 16

Резкое изменение условий, например, нагревание или обработка белка кислотой или щёлочью приводит к потере четвертичной, третичной и вторичной структур белка, называемой денатурацией. Денатурация в некоторых случаях обратима , как в случае осаждения ( преципитации ). Денатурация

Слайд 1

Рыбакова Л.Ю. Электролиз

Слайд 2

Электролиз. Общие понятия . Термины: Катод – (-) заряженный электрод (происходит восстановление ) . Анод – (+) заряженный электрод (происходит окисление ) . Электролизёр (ванна для электролиза) – ёмкость , в которой находится расплав или раствор электролита и через которую с помощью электродов (металлические или графитовые) пропускают электрический ток.

Слайд 3

Сущность электролиза Имеется расплав NaCl Na + Cl - - + Катод Анод Na + Cl - Na + + Cl - 1. В расплаве соль диссоциирует : При включении тока ионы приобретают направленное движение: 2.

Слайд 4

K(-) восстановление A(+) окисление 2 2 1 расплав Происходит обмен электронами между электродами и ионами

Слайд 5

Электролиз – - окислительно -восстановительная реакция, которая протекает на электродах при пропускании через раствор или расплав электролита электрического тока.

Слайд 6

MAn M + + An – H 2 O Процессы на катоде: -К На катод е – катодное восстано вление Электролиз водных растворов электролитов

Слайд 7

Man M + + An – H 2 O Процессы на катоде: -К Al H 2 H 0 2 + 2OH – Me 0 ; H 0 2 + 2OH – Me 0 На катод е – катодное восстановление

Слайд 8

Al H 2 H 0 2 + 2OH – Me 0 ; H 0 2 + 2OH – Me 0 Калий в ряду активности левее алюминия, поэтому образуются H 2 и KOH ( р-р) Рассмотрим пример Какие продукты образуются на катоде (и в растворе вокруг катода) при электролизе с графитовыми электродами водного раствора йодида калия?

Слайд 9

Al – активный металл, на катоде будет восстанавливаться вода, около катода образуется Al(OH) 3 Какие продукты образуются на катоде (и в растворе вокруг катода) при электролизе с графитовыми электродами водного раствора сульфата алюминия? Рассмотрим пример

Слайд 10

MAn M + + An – H 2 O Процессы на АНОДЕ: +А

Слайд 11

Процессы на АНОДЕ: Me n+ Cl 0 2 , Br 0 2 , I 0 2 , S 0 O 0 2 + 4H + На анод е – анодное окисление Растворимый анод Бескислородные анионы Анионы кислородсодержащих кислот и F – 2RCOONa + 2H 2 O = 2CO 2 + H 2 + 2NaOH + R–R

Слайд 12

Какие продукты образуются на аноде (и в растворе вокруг анода) при электролизе с графитовыми электродами водного раствора бромида цезия? Рассмотрим пример

Слайд 13

Алгоритм составления уравнения, описывающего процессы, происходящие при электролизе Составить уравнение диссоциации 2) Определить, какие частицы находятся около катода 3) Определить, какие частицы будут восстанавливаться на катоде и составить уравнения реакций восстановления 4) Определить тип анода и какие частицы будут находится около анода 5) Определить, какие частицы будут окисляться на аноде и составить уравнение реакции окисления 6) Составить молекулярное уравнение процесса

Слайд 14

Составить уравнение электролиза водного раствора сульфата меди (II) CuSO 4 с графитовыми электродами . CuSO 4 Cu 2 + + SO 4 2- H 2 O -К Cu 2+ : - A SO 4 2- : H 2 O: Анод = графит – инертный! Cu 2 + + 2e = Cu 0 Кислородсодержащий (не окисляется) 2H 2 O – 4e = O 2 0 + 4H + 2Cu 2 + + 4ē + 2H 2 O – 4ē = 2Cu 0 + O 2 0 + 4H + 2CuSO 4 + 2H 2 O = 2Cu + O 2 + 2H 2 SO 4 Электронное уравнение: Молекулярное уравнение: · 2 · 1 Пример

Слайд 15

Составить уравнение электролиза водного раствора хлорида натрия с графитовыми электродам и.

Слайд 16

Электролиз солей карбоновых кислот CH 3 CH 2 COONa CH 3 CH 2 COO - + Na + H 2 O -К Na + : - A CH 3 CH 2 COOO - - ē = CH 3 CH 2 COO · свободный радикал, неустойчив H 2 O: Анод = графит – инертный! 2H 2 O + 2ē = H 2 0 + 2OH - CH 3 CH 2 COO · = CO 2 + C 2 H 5 · свободный радикал, неустойчив CH 3 CH 2 · + C 2 H 5 · = CH 3 CH 2 –CH 2 CH 3 2CH 3 CH 2 COONa + 2H 2 O = = H 2 + 2NaOH + 2CO 2 + CH 3 CH 2 -CH 2 CH 3

Слайд 17

Применение электролиза Получение чистых металлов (рафинирование) – Zn, Cu , Cd ,… - электролиз с растворимым анодом. Выделение металлов из растворов Ag, Cd , Au, … Нанесение гальванических покрытий Получение активных металлов при электролизе расплавов ( Na, K, Ca , Al, …) Получение различных веществ ( Cl 2 , H 2 , NaOH , анилин , …)

Слайд 1

общая характеристика Элементы главной подгруппы II группы Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева

Слайд 2

«Общая характеристика элементов главной подгруппы II группы Периодической системы Д. И. Менделеева». НАЗВАНИЕ И СИМВОЛ ЭЛЕМЕНТА СТРОЕНИЕ ЭЛЕКТРОННЫХ ОБОЛОЧЕК ХАРАКТЕРНЫЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ НАЗВАНИЕ И СИМВОЛ ЭЛЕМЕНТА СТРОЕНИЕ ЭЛЕКТРОННЫХ ОБОЛОЧЕК ХАРАКТЕРНЫЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ Бериллий Be ) ) 2 2 0, +2 Магний Mg ) ) ) 2 8 2 0, +2 Кальций Ca ) ) ) ) 2 8 8 2 0, +2 Стронций Sr ) ) ) ) ) 2 8 18 8 2 0, +2 Барий Ba ) ) ) ) ) ) 2 8 18 18 8 2 0, +2

Слайд 3

Назовите закономерности в строении атомов элементов главной подгруппы II группы - Сходство внешнего электронного слоя. Последовательное изменение атомных радиусов. Увеличение числа электронных слоев в атоме. - Радиусы атомов увеличиваются от Be к Ba , следовательно увеличиваются и восстановительные свойства металлов от Be к Ba .

Слайд 4

Бериллий, магний и щелочноземельные металлы – простые вещества Тип и класс веществ Простые вещества – металлы Тип химической связи Металлическая Тип кристаллической решетки Металлическая

Слайд 5

Физические свойства Бериллий, магний и щелочноземельные металлы – серебристо-белые мягкие металлы с характерным металлическим блеском. Мягкие, легкоплавкие, обладают хорошей электрической проводимостью

Слайд 6

Химические свойства щелочных металлов М Е + Cl 2 Хлориды Т + H 2 Гидриды А + S Сульфиды Л + O 2 Оксиды Л Ca, Sr, Ba + Н 2 О Щелочь + Н 2 Ы

Слайд 7

Дополните схемы взаимодействия щелочноземельных металлов с неметаллами общими формулами. Приведите примеры и назовите продукты реакции. Взаимодействие с простыми веществами (работа с учебником)

Слайд 8

Взаимодействие с водой Закончите уравнения реакций и назовите продукты реакций Ca + H 2 O Sr + H 2 O Ba + Н 2 О

Слайд 9

Соединения щелочноземельных металлов Общая формула МО Тип и класс веществ Основный оксид Физические свойства Твердые кристаллические вещества Химические свойства МО + Н 2 О = МО + кислотный оксид = МО + кислота = Оксиды щелочноземельных металлов

Слайд 10

Гидроксиды щелочноземельных металлов Общая формула М(ОН) 2 Тип и класс веществ Щелочи Физические свойства Твердые кристаллические вещества с ионной кристаллической решеткой Химические свойства М(ОН) 2 + соль = М(ОН) 2 + кислотный оксид = М(ОН) 2 + кислота = Соединения щелочноземельных металлов

Слайд 11

Проверь себя 1 . Составьте уравнения реакций с кислородом : а) кальция________________ ; б) бария_______________ Расставьте степени окисления элементов. Назовите продукты реакций. 2. Дайте характеристику реакции кальция с кислородом: 1) по числу и составу исходных веществ и продуктов реакции _____________ 2) по изменению степеней окисления атомов __________ 3) по направлению - _______________________ 4) по тепловому эффекту -____________________ 5) по агрегатному состоянию веществ- _______________

Слайд 1

Электролитическая диссоциация

Слайд 2

Электролиты и неэлектролиты анод анод катод катод Электролиты: растворимые соли, кислоты, основания неэлектролиты

Слайд 3

Строение молекулы воды (H 2 O) H H O 105 o диполь δ- δ + δ +

Слайд 4

Диссоциация веществ с ионным видом связи диссоциация

Слайд 5

Диссоциация веществ с ионным видом связи

Слайд 6

Диссоциация веществ с ионным видом связи

Слайд 7

Диссоциация веществ с ионным видом связи

Слайд 8

Диссоциация веществ с ионным видом связи

Слайд 9

Диссоциация веществ с ионным видом связи

Слайд 10

Диссоциация веществ с ионным видом связи

Слайд 11

Диссоциация веществ с ионным видом связи

Слайд 12

Диссоциация веществ с ионным видом связи

Слайд 13

Диссоциация веществ с ионным видом связи

Слайд 14

Диссоциация веществ с ионным видом связи

Слайд 15

Диссоциация веществ с ионным видом связи

Слайд 16

Диссоциация веществ с ионным видом связи

Слайд 17

Диссоциация веществ с ионным видом связи

Слайд 18

Диссоциация веществ с ионным видом связи

Слайд 19

ионизация диссоциация Диссоциация веществ с ковалентной полярной связью б - б +

Слайд 20

Опорный конспект по теме электролитическая диссоциация Электролиты: растворимые соли, кислоты, основания неэлектролиты

Слайд 1

Гидролиз неорганических солей

Слайд 2

Словарь Гидролиз – реакция обмена между растворимыми солями и водой Сильные кислоты – кислоты, являющиеся сильными электролитами ( H 2 SO 4 , HCl, HNO 3 , HBr, HI, HClO 4 и другие ) Слабые кислота – кислоты, являющиеся слабыми электролитами ( H 2 CO 3 , H 2 SO 3 , H 2 S, H 2 SiO 3 , H 3 PO 4 и другие ) Сильные основания – сильные электролиты - щелочи ( NaOH, KOH, Ca(OH) 2 и другие ) Слабые основания – нерастворимые основания, слабые электролиты ( Cu(OH) 2 , Al(OH) 3 и другие )

Слайд 3

Классификация солей соли 1 тип: образованы сильным основанием и сильной кислотой KNO 3 , Na 2 SO 4 , … 2 тип : образованы слабым основанием и сильной кислотой С u(NO 3 ) 2 , FeSO 4 , … 3 тип : образованы сильным основанием и слабой кислотой Na 2 CO 3 , K 2 S, … 4 тип : образованы слабым основанием и слабой кислотой ZnS, FeSO 3 , …

Слайд 4

Классификация солей Задание1. Разделите предложенные формулы солей на четыре типа , объясните свой выбор: BaCl 2 , ZnSO 4 , CuCl 2 , Na 2 SO 4 , Al(NO 3 ) 3 , MnCl 2 , Cr 2 (SO 4 ) 3 , K 2 SiO 3 , LiNO 3 , Co(NO 2 ) 2 ,MgSO 3

Слайд 5

Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой CuCl 2 Cu 2+ + Cl - Cu 2+ + HOH CuOH + + H + Кислая среда CuCl 2 + H 2 O CuOHCl + HCl лакмус + CuCl 2 + CuCl 2 + CuCl 2 Метил оранж Фенол фталеин

Слайд 6

Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой Na 2 CO 3 Na + + CO 3 2- CO 3 2- + HOH HCO 3 - + OH - Щелочная среда Na 2 CO 3 + H 2 O NaHCO 3 + NaOH лакмус + Na 2 CO 3 + Na 2 CO 3 + Na 2 CO 3 Метил оранж Фенол фталеин

Слайд 7

Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой NaNO 3 Na + + NO 3 - Нейтральная среда лакмус + NaNO 3 + NaNO 3 + NaNO 3 Метил- оранж Фенол- фталеин

Слайд 8

Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой MgSO 3 Mg 2+ + SO 3 2- Mg 2+ + SO 3 2- + HOH Mg(OH) 2 + H 2 SO 3 H 2 O SO 2 Нейтральная среда лакмус + MgSO 3 + MgSO 3 + MgSO 3 Метил- оранж Фенол- фталеин

Слайд 9

Проверь себя Задание 2: Определите окраску лакмуса в растворах солей: Ba(NO 3 ) 2 , FeCl 3 , LiNO 2 , CoSO 4 , Na 2 SiO 3 , ZnS, KCl Приведите примеры возможных реакций (по одному для каждого типа соли)

Слайд 10

Проверь себя Задание 3: Исключите лишнюю соль из списка: А) ZnCl 2 , CuSO 4 , KNO 3 , Ni(NO 3 ) 2 Б) K 2 S, AgNO 3 , CrCl 3 , Pb(NO 3 ) 2 В) Na 2 S, CaCl 2 , Li 3 PO 4 , K 2 CO 3 Г) KNO 3 , MgBr 2 , Na 2 SO 4 , CaI2 Д) SnCl 2 , Al(NO 3 ) 3 , PbSO 4 , Fe 2 (SO 4 ) 3 Напишите уравнения реакций гидролиза выбранных вами солей

Слайд 1

Дисперсные системы растворы

Слайд 2

Дисперсными называют гетерогенные системы, в которых одно вещество в виде очень мелких частиц равномерно распределено в объёме другого

Слайд 3

Растворитель Растворяемое вещество Дисперсная система +

Слайд 4

Дисперсные системы Взвеси Эмульсии Супензии Аэрозоли Гели Золи Коллоидные системы

Слайд 5

По дисперсионной среде

Слайд 6

Суспензия Диспергируемое вещество - твердое Дисперсная среда - жидкость

Слайд 7

Эмульсия Диспергируемое вещество - жидкое Дисперсная среда - жидкость

Слайд 8

Коллоидные системы Гели Золи это большинство жидкостей живой клетки (цитоплазма, ядерный сок) и живого организма (кровь, лимфа, тканевая жидкость)

Слайд 9

Эффект Тиндаля

Слайд 10

Классификация растворов качественная концентрированный разбавленный

Слайд 11

Классификация растворов количественная C = С м = С н =

Слайд 1

«Химическое равновесие и условия его смещения»

Слайд 2

Влияние изменения температуры Q - 2 NO 2 N 2 O 4 + Q бурый бесцветный При нагревании равновесие смещается в сторону эндотермической реакции При охлаждении равновесие смещается в сторону экзотермической реакции

Слайд 3

3 KCNS + FeCl 3 Fe ( CNS ) 3 + 3 KCl желтый красный Увеличение концентрации исходного вещества приводит к смещению равновесия вправо, в сторону реакции, в которой это вещество расходуется. Увеличение концентрации продукта приводит к смещению равновесия влево, в сторону реакции, в которой это вещество расходуется. Уменьшение концентрации исходного вещества приводит к смещению равновесия влево, в сторону реакции, в которой это вещество образуется. Уменьшение концентрации продукта приводит к смещению равновесия вправо, в сторону реакции, в которой это вещество образуется.

Слайд 4

Влияние изменения давления 2 NO 2 N 2 O 4 бурый бесцветный

Слайд 5

При увеличении давления равновесие смещается в сторону меньшего объема 2 NO 2 N 2 O 4 бурый бесцветный

Слайд 6

При уменьшении давления - в сторону большего объема N 2 O 4 2 NO 2 бесцветный бурый