CN-
Валентность = 4
Валентность = 3
2 связи за счет обобщения электронов
+ 1 связь донорно-акцепторная
Разделы презентаций
- Разное
- Английский язык
- Астрономия
- Алгебра
- Биология
- География
- Геометрия
- Детские презентации
- Информатика
- История
- Литература
- Математика
- Медицина
- Менеджмент
- Музыка
- МХК
- Немецкий язык
- ОБЖ
- Обществознание
- Окружающий мир
- Педагогика
- Русский язык
- Технология
- Физика
- Философия
- Химия
- Шаблоны, картинки для презентаций
- Экология
- Экономика
- Юриспруденция
https://www.coursera.org/learn/neorganicheskayakhimiya
Содержание
- 1. https://www.coursera.org/learn/neorganicheskayakhimiya
- 2. Химия элементов IVA группы
- 3. Электронные конфигурации в основном и возбужденном состоянииns2np2CH4,
- 4. Распространенность и минералыC – 11 место, CO2,
- 5. Открытие элементовC – известен с древнейших времен;
- 6. Слайд 6
- 7. Простые веществаns2np2Углерод богат на аллотропные модификации простого
- 8. ns2np2Углерод богат на аллотропные модификации простого вещества!-
- 9. ГрафитТ. пл. 3800 С, т. кип. 4000
- 10. АлмазБесцветные прозрачные кристаллы, диэлектрик, ювелирный драгоценный камень
- 11. Карбин и фуллеренКарбин: линейные макромолекулы (С2)n, бесцветен
- 12. Слайд 12
- 13. Слайд 13
- 14. Основные степени окисления+4 CO2, COCl2, CCl4, SCN-, Na2CO3,
- 15. Слайд 15
- 16. Слайд 16
- 17. КарбидыКарбиды подразделяются на следующие виды: 1) ионные /
- 18. КарбидыИонные карбиды – метаниды (Be2C, Al4C3), ацетилениды
- 19. СО1) Получение в промышленности:CO2 + C кокс
- 20. Свойства СО1) При н.у. нерастворим в воде,
- 21. Свойства СО5) Комплексообразование: CO образует прочные
- 22. СO21) Получение в промышленности:СaCO3 = CaO +
- 23. Свойства СO21) Не поддерживает горение2) Окислитель:а) активные
- 24. Моногидрат CO2 . H2O и угольная кислота
- 25. Слайд 25
- 26. Галогениды и оксогалогениды углеродаCX4: X = F,
- 27. Соединения С с SCS2 – сероуглерод, tкип.
- 28. Соединения с NHCN – циановодород, tкип. =
- 29. Получение кремния:SiO2 +2C = 2CO + Si
- 30. Свойства кремния1) Реакции с простыми веществами:Si +
- 31. CиланыMg2Si + 4HClразб. = 2MgCl2 + SiH4
- 32. Связи Si–O–SiSiO2Аметист, агат,сердоликоникс, яшмаE = O, NHCиликоновые полимеры
- 33. Слайд 33
- 34. Силикаты (тысячи минералов)
- 35. Силикаты
- 36. SiO2Свойства SiO2: Н/р в воде, минеральных кислотах,
- 37. Кремневые кислотыПолучение: действие минеральных к-т на
- 38. Ge, Sn, PbУвеличение металлических свойств в ряду
- 39. Получение Ge, Sn, Pb
- 40. Свойства Ge, Sn, Pb1) С кислотами неокислителями:
- 41. Pb + 3H2SO4 конц. = Pb(HSO4)2 +
- 42. ЭО2 (Э = Ge, Sn, Pb)GeO2 +
- 43. Кислоты Э4+ (Э = Ge, Sn)xЭО2·yH2O – неопределенный состав. и -формы xЭО2·yH2O (x
- 44. Оловянные кислотыxSnО2.yH2O : x < y, растворима
- 45. Соединения Pb4+Pb(OAc)2 + CaOCl2 + H2O =
- 46. Свинцовый сурик6PbO + O2 = 2Pb3O4 (400-500
- 47. Соединения Э2+ (Э = Ge, Sn, Pb)
- 48. Соединения Sn2+Sn(OH)2 = SnO + H2O (при
- 49. Растворимые соли SnX2: X = Cl, Br,
- 50. Соединения Pb2+PbO – желтый или красный2Pb +
- 51. Примеры Ox-Red Sn2+ – удобный мягкий восстановитель2MnO4–
- 52. Sn, PbСплавы:припой (30-70)% Sn, Pbбронза Cu+Sn, Al,
- 53. Скачать презентанцию
Химия элементов IVA группы
Слайды и текст этой презентации
Слайд 3Электронные конфигурации в основном и возбужденном состоянии
ns2np2
CH4, CS2, CO2, CH3CH2OH
CO,
CN-
+ 1 связь донорно-акцепторная
Слайд 4Распространенность и минералы
C – 11 место, CO2, CaCO3 (известняк, кальцит,
мрамор), уголь, нефть, природный газ
Si – 2 место; SiO2 (кремнезем,
кварц), силикаты, алюмосиликатыGe – 54 место, Cu3GeS4 (германит)
Sn – 27 место, SnO2 (касситерит)
Pb – 35 место, PbS (галенит), PbSO4 (англезит), PbCO3 (церуссит)
Слайд 5Открытие элементов
C – известен с древнейших времен; лат. «карбон» –
уголь
Si – 1883 г., швед Берцелиус; от лат. «силекс» –
кременьGe - предсказан Менделеевым в 1871 г., открыт нем. Винклером в 1885 г., назван в честь Германии
Sn – известен давно, от лат. «станнум» – стойкий
Pb – известен давно, происхождение названия не ясно
Слайд 7Простые вещества
ns2np2
Углерод богат на аллотропные модификации простого вещества!
- графит (2d
полимер)
- алмаз (3d полимер)
- карбин (1d полимер)
Слайд 8ns2np2
Углерод богат на аллотропные модификации простого вещества!
- аморфный углерод (=
мелкие частицы графита)
Сажа
Кокс Древесный уголь- фуллерены
Простые вещества
Слайд 9Графит
Т. пл. 3800 С, т. кип. 4000 С, плотность 2,27
г/см3, электропроводен, устойчив.
Типичный восст-ль (реагирует с водородом, кислородом, фтором, серой,
металлами).Кристаллическая решетка слоистая (sp2-гибридизация).
Слайд 10Алмаз
Бесцветные прозрачные кристаллы, диэлектрик, ювелирный драгоценный камень (бриллиант), плотность 3,515
г/см3.
Крист. решетка атомная (sp3-гибридизация).
Выше 1200 С переходит в графит.
При прокаливании на воздухе сгорает.
Слайд 11Карбин и фуллерен
Карбин: линейные макромолекулы (С2)n, бесцветен и прозрачен, полупроводник;
плотность 3,27 г/см3; выше 2300 С переходит в графит.
Фуллерены:
С60 и С70 (полые сферы, сочетание 5-ти и 6-ти членных циклов), темно-окрашенный порошок, полупроводник, tпл=500-600 C, плотность 1,7 г/см3 (С60). Открыты в 1980 г.
Нобелевская премия по химии.
Слайд 14Основные степени окисления
+4 CO2, COCl2, CCl4, SCN-, Na2CO3, KHCO3
+2 CN–, CO
0 C
–1 CaC2
–4 Al4C3
{C Ξ C}2–
Карбид (ацителенид) кальция
Карбид (метанид) алюминия
Слайд 17Карбиды
Карбиды подразделяются на следующие виды:
1) ионные / солеобразные (CaC2, Al4C3);
2)
молекулярные;
3) ковалентные или металлоидные (карборунд SiC, В4С);
4) металлоподобные (цементит Fe3C,
TiC, WC, ZrC и др.,
нет стехиометрии).
Слайд 18Карбиды
Ионные карбиды – метаниды (Be2C, Al4C3), ацетилениды (MIIC2, MI2C2)
2Al2O3 +
9C = Al4C3 + 6CO (высокая Т)
CaO + 3C =
CaC2 + CO (высокая Т)Гидролиз:
Al4C3 + 12H2O = 4Al(OH)3 + 3CH4
CaC2 + 2H2O = Ca(OH)2 + C2H2
Слайд 19СО
1) Получение в промышленности:
CO2 + C кокс = 2CO (при
Т)
С + H2O = CO + H2 (при Т)
2) Получение
в лаборатории:HCOOH = СO + H2O ( в конц. H2SO4)
H2C2O4 = СO + CO2 + H2O ( в конц. H2SO4)
Газ без цвета и запаха, легче воздуха, малорастворим
в воде, tкип. = –191,5 С, ядовит («угарный газ»).
Слайд 20Свойства СО
1) При н.у. нерастворим в воде, кислотах
и щелочах (несолеобразующий)
2) Но солеобразующий при 120 oC и 5
атм.: CO + NaOHр-р= HCOONa
3) Восстановительные свойства (при Т):
2CO + O2 = 2CO2
CO + H2O = CO2 + H2
4CO + Fe3O4 = 3Fe + 4CO2 (пирометаллургия)
Слайд 21Свойства СО
5) Комплексообразование:
CO образует прочные комплексы – карбонилы:
Ni
+ CO = Ni(CO)4
Fe + 5CO = Fe(CO)5
: C :::
O Обнаружение СО:
а) PdCl2 + CO + H2O = Pd + CO2 + 2HCl
б) I2O5 + 5CO = I2 + 5CO2
Слайд 22СO2
1) Получение в промышленности:
СaCO3 = CaO + CO2 (Т)
С +
O2 = CO2 (Т)
2) Получение в лаборатории (ап. Киппа):
CaCO3 +
2HCl = CaCl2 + CO2 + H2OБесцветный газ, без запаха, тяжелее воздуха, умеренно растворим в воде (при комн. т. в 1 л воды ~ 1,7 л CO2)
В тв. сост. («сухой лёд») – молекулярная крист. решетка; tвозгонки = –78 С, tпл. = –57 С (Р = 5 атм)
Слайд 23Свойства СO2
1) Не поддерживает горение
2) Окислитель:
а) активные металлы (Mg, Na,
K) горят в СО2:
2Mg + CO2 = 2MgO + C
б)
при высокой температуре:2Fe + CO2 = 2FeO + C
Слайд 24Моногидрат CO2 . H2O и угольная кислота H2CO3
В водном
растворе:
CO2 (г) + H2O CO2 . H2O H2CO3
H2CO3 – слабая двухосновная кислота: H2CO3 + H2O HCO3– + H3O+ ; KK = 4,27 · 10–7
HCO3– + H2O CO32– + H3O+ ; KK = 4,68 · 10–11
Соли – карбонаты и гидрокарбонаты M2CO3 и MHCO3 подвергаются гидролизу (рН > 7).
Большинство карбонатов (исключая M = Na+, K+, NH4+) малорастворимы в воде.
Но гидрокарбонаты (MHCO3) хорошо растворимы.
Слайд 26Галогениды и оксогалогениды углерода
CX4: X = F, Cl, Br, I
(газ твердое),
не реагируют с водой
(хотя термодинамически эти
реакции разрешены)СCl4 + 4Na = 4NaCl + C (ВЗРЫВ)
СO + Cl2 = COCl2
Фосген – газ, сильно ядовит
COCl2 + H2O = CO2 + 2HCl
Слайд 27Соединения С с S
CS2 – сероуглерод, tкип. = 44 оС,
легко возгорается, растворитель для P4, S8, I2, смол, масел и
т. п.Получение:
C + 2S = CS2 (пары серы и раскаленный уголь)
Свойства:
CS2 + K2S = K2CS3 (тиокарбонат калия)
K2CS3 + 2HCl = 2KCl + H2CS3
тиоугольная к-та Ka1 = 2.10–3, Ka2 = 7.10–9
H2CS3 = H2S + CS2 (медленно при Т)
Слайд 28Соединения с N
HCN – циановодород, tкип. = 26 оС, ядовит,
растворим в воде
Таутомерия: H–C≡N
H–N=C (равновесие в воде сдвинуто сильно влево)
Синильная кислота HCN слабая, pKa = 9.
Соли цианиды гидролизуются:
KCN + H2O = HCN + KOH
Получение:
а) CaC2 + N2 = Ca(CN2) + C (1100 oC)
цианамид кальция (производное цианамида NH2–C≡N)
б) Ca(CN2) + C + Na2CO3 = 2NaCN + CaCO3
99,5%
0,5%
Слайд 29Получение кремния:
SiO2 +2C = 2CO + Si (1900oC)
SiO2 + 2Mg
= 2MgO + Si (при Т)
Si + 2Cl2 = SiCl4
(при Т) SiCl4г + 2H2г = Siтв. + 4HClг
Кремний
Получение монокристаллического Si
Метод Чохральского
99.99999999%
Слайд 30Свойства кремния
1) Реакции с простыми веществами:
Si + O2 = SiO2
(при Т)
Si + 2Cl2 = SiCl4 (при Т)
Si + C
= SiC (2000oC) карбид кремния2Si + N2 = 2SiN (+ Si3N4) (2000oC)
Si + 2Mg = Mg2Si (+ MgxSiy) (при Т) – силициды
2) Химическое растворение
3Si + 4HNO3 + 18HF = 3H2[SiF6] + 4NO + 8H2O
Si + 2KOH + H2O = K2SiO3 + 2H2
Слайд 31Cиланы
Mg2Si + 4HClразб. = 2MgCl2 + SiH4 (и другие силаны)
SinH2n+2
– известны до n = 8 (только предельные)
Менее устойчивы, чем
алканы (n > 60)Загораются на воздухе
Si2H6 + 3,5O2 = 2SiO2 + 3H2O
Разлагаются водой
SiH4 + 3H2O = SiO2.H2O + 4H2
Слайд 36SiO2
Свойства SiO2:
Н/р в воде, минеральных кислотах, растворах щелочей
SiO2
+ 6HF = H2[SiF6] + 2H2O
SiO2 + 2NaOHтв. =
Na2SiO3 + H2O (сплавление)![SiO2Свойства SiO2: Н/р в воде, минеральных кислотах, растворах щелочей SiO2 + 6HF = H2[SiF6] + 2H2O SiO2](/img/thumbs/947ab97c4574559015fe3308b7b8659b-800x.jpg "https://www.coursera.org/learn/neorganicheskayakhimiya SiO2Свойства SiO2: Н/р в воде, минеральных кислотах, растворах щелочей SiO2 +")
Слайд 37Кремневые кислоты
Получение: действие минеральных к-т на
р-ры силикатов; гидролиз галогенидов:
Na2SiO3
+ HCl xSiO2·yH2O + NaCl (гель)
Высушивание –
силикагель (адсорбент)Соли:
1) растворимые – K2SiO3, Na2SiO3 (жидкое стекло)
2) нерастворимые – ПРИРОДНЫЕ СИЛИКАТЫ.
Гидролиз: SiO32– + H2O = HSiO3– + OH–
–H2O
дисиликат Si2O52–
мета H2SiO3, орто H4SiO4
Слабее угольной: pKa1 = 10, pKa2 = 13
Слайд 38Ge, Sn, Pb
Увеличение металлических свойств в ряду Ge–Sn–Pb
Простые вещества:
Ge
– структура алмаза, по свойствам похож на Si, полупроводник.
Sn
– (серое, <13.2C), (белое, от 13.2 до 161C),
(белое, от 161C до tпл. = 232C). Переход ускоряется при низкой Т («оловянная чума»).Pb – металл, кристалл. решетка кубическая гранецентрированная.
Слайд 40Свойства Ge, Sn, Pb
1) С кислотами неокислителями:
Ge нет реакции.
Sn + 2HCl = SnCl2 + H2 (Pb в HClконц.)
В
ЭХРН: Zn… Al… Sn… Pb H Cu…Ag Hg2) C кислотами окислителями:
Э + HNO3 разб. = Э(NO3)2 + NO + H2O
Э = Sn, Pb
Э + 4HNO3 конц. = H2ЭO3 + 4NO2 + H2O
Э = Ge, Sn (xSnO2·yH2O -оловянная кислота, x > y)
Э + 4H2SO4 конц. = Э(SO4)2 + 2SO2 + 4H2O
Э = Ge, Sn
Слайд 41Pb + 3H2SO4 конц. = Pb(HSO4)2 + SO2 + 2H2O
3)
С щелочами:
Ge – нет реакции,
Sn + KOH +
2H2O = K[Sn(OH)3] + H2в избытке щелочи K4[Sn(OH)6]
(Pb до K2[Pb(OH)4])
Ge, Sn, Pb
Слайд 42ЭО2 (Э = Ge, Sn, Pb)
GeO2 + 4HClконц. = GeCl4
+ 2H2O
GeO2 + 2NaOHр-р + 2H2O = Na2[Ge(OH)6]
GeO2 +
2NaOHрасплав = Na2GeO3 + H2O
Слайд 43Кислоты Э4+ (Э = Ge, Sn)
xЭО2·yH2O – неопределенный состав.
и
-формы xЭО2·yH2O (x
воде, очень слабая кислота: pKa = 10.Получение оловянных кислот ( и -формы):
Sn4+ + 4NH3 + 4H2O = Sn(OH)4↓ + 4NH4+
SnCl4 + 4H2O = Sn(OH)4↓ + 4HCl
Sn + 4HNO3 конц. = H2SnO3↓ + 4NO2 + H2O
Слайд 44Оловянные кислоты
xSnО2.yH2O
: x < y, растворима в к-тах и
щелочах
Sn(OH)4 + 2H2SO4 разб. = Sn(SO4)2 + 4H2O
Sn(OH)4 + 2KOHр-р
= K2[Sn(OH)6]Старение оловянных кислот: (потеря воды)
: x ≥ y, НЕ растворима в к-тах и щелочах
Слайд 45Соединения Pb4+
Pb(OAc)2 + CaOCl2 + H2O = PbO2↓+ CaCl2 +
2HOAc
PbO2 + H2SO4 конц. = Pb(SO4)2 + 2H2O (Гидролиз!)
Сильный окислитель:
PbO2
+ 4HCl = PbCl2 + Cl2 + 2H2OПлюмбаты:
PbO2 тв + CaO тв = CaPbO3 (мета) – нагрев
Ca2PbO4 (орто)
В растворах [Pb(OH)6]2–
Слайд 46Свинцовый сурик
6PbO + O2 = 2Pb3O4 (400-500 oC)
красно-оранжевый PbII2PbIVO4
(ортоплюмбат свинца)
2Pb3O4 = 6PbO + O2 (> 500
oC)
Pb3O4 + 4HNO3 р-р = PbO2↓ + 2Pb(NO3)2 + 2H2O
Слайд 47Соединения Э2+ (Э = Ge, Sn, Pb)
Ox-Red свойства
Уменьшение
восстановительных свойств в ряду Ge–Sn–Pb (для Э2+)
Соединения Sn2+ – удобные
мягкие восстановителиКислотно-основные свойства
ЭО и Э(ОН)2 – амфотерные, но с преобладанием основных свойств
Для ЭО и Э(ОН)2 основные св-ва в ряду Ge–Sn–Pb увеличиваются
Слайд 48Соединения Sn2+
Sn(OH)2 = SnO + H2O (при Т)
сине-черный
Sn(OH)2 +
H2SO4 = SnSO4 + 2H2O
Sn(OH)2 + NaOH = Na[Sn(OH)3],
известны
[Sn(OH)n](n–2)– n = 3–6Диспропорционирование при нагревании
2Na[SnII(OH)3] = Sn0 + Na2[SnIV(OH)6]
Слайд 49Растворимые соли SnX2:
X = Cl, Br, I, NO3, ½SO4
Гидролиз:
Sn2+ + H2O = Sn(OH)+ + H+
Комплексообразование:
SnCl2 + Cl–
конц. = [SnCl3]–(пирамидальное строение, донор эл. пары:
[PtCl3(SnCl3)]2–, [PtCl2(SnCl3)2]2– и др.)
Соединения Sn2+
Слайд 50Соединения Pb2+
PbO – желтый или красный
2Pb + O2 = 2PbO
(в расплаве свинца)
PbO2 = PbO + 1/2O2 (при Т)
PbO2 (290-320
ºС) Pb2O3 (390-420 ºС) Pb3O4 (530-550 ºС) РbOPbO + 2AcOH = Pb(OAc)2 + H2O
Pb(OH)2 + 2HCl = PbCl2 + 2H2O
Pb(OH)2 + 2NaOH = Na2[Pb(OH)4]
Растворимые в воде соли:
Pb(NO3)2, Pb(OAc)2 – свинцовый сахар.
Нерастворимые в воде соли:
PbX2 (X = F, Cl, Br, I, ½SO4, ½S, ½СО3…)
Слайд 51Примеры Ox-Red
Sn2+ – удобный мягкий восстановитель
2MnO4– + 5Sn2+ +
16H+ = 2Mn2+ +5Sn4+ + 8H2O
2MnO4– + [Sn(OH)3]– + 3OH–
= 2MnO42– + [Sn(OH)6]2–PbO2 сильный окислитель, особенно в кислой среде
5PbO2 + 2Mn2+ +4H+ = 5Pb2+ + 2MnO4– + 2H2O
4PbO2 тв. + H2Sгаз = PbSO4 + 3PbO + H2O (воспламенение)
Слайд 52Sn, Pb
Сплавы:
припой (30-70)% Sn, Pb
бронза Cu+Sn, Al, Be, Pb
баббит
Sn+Sb, Cu; Pb+Sb, Cu
гарт (типограф. сплав)
84% Pb, 11% Sb, 5% SnОлово – лужение железа (белая жесть); станиоль
Свинец – аккумуляторы, защита от радиации, хим. аппаратура
181
232
327
Эвтектика
0,65
Sn(т) – уст. на воздухе; Pb(т) – покр. оксидн. пленкой
