М.Х., Дракин С.И. «Общая и неорганическая химия».
Коттон Ф., Уилкинсон Дж.
«Основы неорганической химии».Гринвуд Н., Эршно А. «Химия элементов».
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
Неорганическая химия (химия элементов)
Содержание
- 1. Неорганическая химия (химия элементов)
- 2. Что читать?Глинка Н.Л. «Общая химия».Ахметов Н.С. «Общая
- 3. Водород
- 4. Периодическая система элементов Д. И. Менделеева (короткая форма)
- 5. S2Р5S1+ электронПолностью заполненный уровеньСтабильный ион Н–Двухатомная молекула,
- 6. Сравним водород с элементами первой и седьмой
- 7. Распространение водорода ат.% Во вселенной:H –
- 8. Слайд 8
- 9. Слайд 9
- 10. Степени окисления водорода1S1+ электрон- электрон–1+10ПРИМЕРЫNaHLiAlH4H2H2OHFNH4+Окислительно-восстановительные свойстваТолько окислители!2HCl
- 11. Связь Энергия связи, кДж/моль
- 12. Получение водородаЛабораторные способы:Основаны на ОВР1. CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + H2Аппарат Киппа
- 13. CH4 + H2O → CO +
- 14. Слайд 14
- 15. Водородная энергетикаВодородная энергетика — направление выработки и
- 16. Галогены
- 17. Слайд 17
- 18. Галогеныгалс (греч. ἁλός) – сольген (греч. γένος) – рождениеСолеродыF, Cl, Br, I, At nS2nP5
- 19. CaF2 флюоритNa3[AlF6]криолитCa5(PO4)3FфторапатитВо всех водахNaClгалитKClсильвинKCl·MgCl2·6H2OкарналлитKNаCl2сильвинитВ окружающих и нефтяных
- 20. Происхождение названий элементов и первооткрывателиF Cl Br I Atфторос (греч.)разрушение,
- 21. F Cl Br I AtФизические свойстваТемпературы плавления и кипения (°С)–220 –101 –7 117 244–188 –34 60 184 309
- 22. Слайд 22
- 23. ПолучениеF2Только электролиз!!!KF tпл= 846 °СHF плохой проводникKHF2
- 24. ПолучениеCl2Все тот же электролиз.Промышленный способ.Электролиз водных растворов:
- 25. ПолучениеBr2I2Электролиз.Промышленный способ.Окисление галогенид-ионов2KMnO4 + 16HBr → 5Br2 +
- 26. Слайд 26
- 27. ГалогеноводородыПри с.у. галогеноводороды – бесцветные газы, хорошо
- 28. Получение галогеноводородовРеакция замещения:CaF2 + H2SO4 → 2HF
- 29. Взаимодействие галогенов с водойФтор – уникальный окислитель,
- 30. Слайд 30
- 31. Слайд 31
- 32. Слайд 32
- 33. Слайд 33
- 34. Химические свойстваnS2nP5+7+5+3+10–1Степени окисленияОКИСЛИТЕЛИУсиление Окислительных свойств,Зависит от рН:
- 35. Химические свойстваПримеры:2KClO3 = 2KСl + 3O2 (нагрев
- 36. Слайд 36
- 37. Строение межгалоидных соединений
- 38. Слайд 38
- 39. Слайд 39
- 40. Слайд 40
- 41. Скачать презентанцию
Что читать?Глинка Н.Л. «Общая химия».Ахметов Н.С. «Общая и неорганическая химия».Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. «Общая и неорганическая химия».Коттон Ф., Уилкинсон Дж. «Основы неорганической химии».Гринвуд Н., Эршно А. «Химия элементов».
Слайды и текст этой презентации
Слайд 2Что читать?
Глинка Н.Л. «Общая химия».
Ахметов Н.С. «Общая и неорганическая химия».
Карапетьянц
М.Х., Дракин С.И. «Общая и неорганическая химия».
«Основы неорганической химии».Гринвуд Н., Эршно А. «Химия элементов».
Слайд 5S2Р5
S1
+ электрон
Полностью заполненный уровень
Стабильный ион Н–
Двухатомная молекула, как и у
других галогенов:
H2, F2, Cl2, Br2, I2.
Водород – «родственник»
галогеновПочему водород также помещают и в I группу ПС?
Подобно щелочным металлам, водород имеет всего один валентный электрон и образует устойчивый катион H+ (подобно Li+, Na+…)
Слайд 6Сравним водород с элементами первой и седьмой группы
H+ + e
= 1/2H2 E°= 0 В
Li+ + e = Li E°= –3.0
ВNa+ + e = Na E°= –2.7 В
K+ + e = K E°= –2.9 В
H2 + 2e = 2H– E°= –2.1 В
F2 + 2e = 2F– E°= 2.8 В
Cl2 + 2e = 2Cl– E°= 1.4 В
Br2 + 2e = 2Br– E°= 1.1 В
I2 + 2e = 2I– E°= 0.6 В
Стандартный электродный потенциал – в растворе!
Сродство к электрону и энергия ионизации – в газе!
Слайд 7Распространение водорода
ат.%
Во вселенной:
H – 88.6% (~75 мас.%)
He –
11.3%
остальное – 0.1%
На Земле:
O – 54.2%
Si – 15.8%
H
– 17.0% (~1 мас.%)
Слайд 10Степени окисления водорода
1S1
+ электрон
- электрон
–1
+1
0
ПРИМЕРЫ
NaH
LiAlH4
H2
H2O
HF
NH4+
Окислительно-восстановительные свойства
Только окислители!
2HCl + Mg =
MgCl2 + H2
2H2O + 2Na = 2NaOH + H2
Как окислители,
так и восстановителиH2 + 2Na = 2NaH (комнатная Т)
2H2 + O2 = 2H2O
Только восстановители
LiAlH4 + 4H2O = Li[Al(OH)4] + 2H2
4KH + 3SiO2 = 2K2SiO3 + Si + 2H2
ПРИМЕР
Слайд 12Получение водорода
Лабораторные способы:
Основаны на ОВР
1. CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2
+ H2
Аппарат Киппа
Слайд 13CH4 + H2O → CO + 3H2
Промышленные способы получения
водорода
~950 °C
Ni
C(кокс) + H2O → CO + H2
~1000 °С
CO
+ H2O → CO2 + H2«водяной газ»
~450 °С
Fe, Cu
Поглощают растворами щелочей
Нефть и газ – 77%
Уголь – 18%
Электролиз – 4%
Остальное – 1%
Слайд 15Водородная энергетика
Водородная энергетика — направление выработки и потребления энергии человечеством,
основанное на использовании водорода в качестве средства для аккумулирования, транспортировки
и потребления энергии людьми, транспортной инфраструктурой и различными производственными направлениями. Водород выбран как наиболее распространенный элемент на поверхности земли и в космосе, теплота сгорания водорода наиболее высока, а продуктом сгорания в кислороде является вода (которая вновь вводится в оборот водородной энергетики).Много букв!!!
средство для аккумулирования, транспортировки и потребления энергии людьми
аккумулирование, транспортировка
Город. Сжигаем нефть и газ
Где-то там, далеко…
Теперь сжигаем водород
А получаем его где-то там…
Слайд 19CaF2
флюорит
Na3[AlF6]
криолит
Ca5(PO4)3F
фторапатит
Во всех водах
NaCl
галит
KCl
сильвин
KCl·MgCl2·6H2O
карналлит
KNаCl2
сильвинит
В окружающих и нефтяных водах
Радиоактивные руды
Содержание в
земной коре в мг/кг (эквивалентно г/т, ppm):
~590 ~150 ~2.4 ~0.45 -
Место по распространенности:
13
20 46 60 Распространение в природе
F Cl Br I At
Минералы
![CaF2 флюоритNa3[AlF6]криолитCa5(PO4)3FфторапатитВо всех водахNaClгалитKClсильвинKCl·MgCl2·6H2OкарналлитKNаCl2сильвинитВ окружающих и нефтяных водахРадиоактивные рудыСодержание в земной коре в мг/кг (эквивалентно г/т, ppm):~590 ~150 ~2.4 ~0.45 -Место](/img/thumbs/bb82904fab40cc3fad59f26ec62e38fe-800x.jpg "Неорганическая химия (химия элементов) CaF2 флюоритNa3[AlF6]криолитCa5(PO4)3FфторапатитВо всех водахNaClгалитKClсильвинKCl·MgCl2·6H2OкарналлитKNаCl2сильвинитВ окружающих и нефтяных водахРадиоактивные рудыСодержание в земной")
Слайд 20Происхождение названий элементов и первооткрыватели
F Cl Br I At
фторос (греч.)
разрушение,
гибель
хлорос (греч.)
желто-зеленый
бромос (греч.)
зловонный
иодес (греч.)
фиолетовый
астатос
(греч.)
неустойчивый
1774
КАРЛ ШЕЕЛЕ (швед)
1886
АНРИ МУАССАН
(француз)
1826
АНТУАН БАЛАР
(француз)
1811
БЕРНА́РД КУРТУА́
(француз)
Предсказан
Д.И. МенделеевымОбнаружен физиками
США, 1940
Слайд 21F Cl Br I At
Физические свойства
Температуры плавления и кипения (°С)
–220 –101 –7 117 244
–188 –34 60 184 309
расч.
Газ Газ
Жидкость
Твердое Твердое2.8 1.4 1.1 0.6 0.5
Самый Сильные окислители Окислители
сильный
окислитель
Стандартные электродные потенциалы, В
Слайд 23Получение
F2
Только электролиз!!!
KF tпл= 846 °С
HF плохой проводник
KHF2 tпл= 239 °С
KF•4HF
tпл= 72 °С
Фтор нужен для получения UF6.
Развитие фторной химии
началось с «Манхэттенского проекта» в 40 гг. XX века.Фтор жизненно необходимый элемент для живых организмов.
Слайд 24Получение
Cl2
Все тот же электролиз.
Промышленный способ.
Электролиз водных растворов: 2H2O + 2NaCl
→ Cl2 + 2NaOH + H2
анод катодОкисление хлорид-ионов
2KMnO4 + 16HCl → 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O
K2Cr2O7 + 14HCl → 3Cl2 + 2CrCl3 + 2KCl + 7H2O
MnO2 + 4HCl → Cl2 + MnCl2 + 2H2O
Слайд 25Получение
Br2
I2
Электролиз.
Промышленный способ.
Окисление галогенид-ионов
2KMnO4 + 16HBr → 5Br2 + 2MnBr2 + 2KBr
+ 8H2O
MnO2 + 4HI → I2 + MnI2 + 2H2O
Cl2
+ 2HBr → 2HCl + Br2Br2 + 2HI → 2HBr + I2
Промышленный способы
Слайд 27Галогеноводороды
При с.у. галогеноводороды – бесцветные газы, хорошо растворимые в воде.
Растворы в воде – сильные кислоты (кроме HF).
Кислоты взаимодействуют
с активными металлами с образованием солей и водорода:Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
Фтороводород и плавиковая кислота отличаются от аналогов:
фтороводород кипит при 19.5 ºС за счет образования водородных связей:
HF + HF = H2F2 = H+ + HF2–
Плавиковая кислота реагирует со стеклом:
SiO2 + 6HF = 2H+ + SiF62– + 2H2O
Слайд 28Получение галогеноводородов
Реакция замещения:
CaF2 + H2SO4 → 2HF + CaSO4
2NaCl +
H2SO4 → 2HCl + Na2SO4
Реакции с серной кислотой неприемлемы в
случае брома и иода!!!2NaBr + 3H2SO4 → Br2 + SO2 + 2NaHSO4 + H2O
8NaI + 9H2SO4 → 4I2 + H2S + 8NaHSO4 + 4H2O
Реакция замещения с кислотой-неокислителем:
NaBr + H3PO4 → HBr + NaH2PO4
NaI + H3PO4 → HI + NaH2PO4
Слайд 29Взаимодействие галогенов с водой
Фтор – уникальный окислитель, очень сильный:
2F2 +
2H2O = 4HF + O2
2F2 + 2NaOH(р-р) = 2NaF +
OF2 + H2OДля остальных галогенов равновесие сильно зависит от рН:
Г2 + H2O ↔ H+ + Г– + НГО
Зависимость от температуры:
Г2 + H2O ↔ H+ + Г– + НГО (низкие t)
3Г2 + 3H2O ↔ H+ + 5Г– + НГО3 (высокие t)
Ca(OH)2 + Cl2 = CaCl(ClO) + H2O (хлорная известь)
CaCl(ClO) + H2O + CO2 = CaCO3 + Cl2 + H2O
Слайд 34Химические свойства
nS2nP5
+7
+5
+3
+1
0
–1
Степени окисления
ОК
И
С
ЛИ
Т
ЕЛИ
Усиление Окислительных свойств,
Зависит от рН: чем кислее, тем
сильнее!
Cl2 – окислитель! Сильный! ∆Eº = 1.36 В
Восстановитель, но
плохой. Нужен сильный окислительТолько восстановитель. Плохой.
Слайд 35Химические свойства
Примеры:
2KClO3 = 2KСl + 3O2 (нагрев в присутствии MnO2)
4KClO3
= KCl + 3KClO4 (нагрев)
NaClO3 ϟ = NaClO4 (электролиз)
KBrO3 +
O3 = KBrO4 NaIO3 + Cl2 + 4NaOH = Na3H2IO6↓ + 2NaCl + H2O
HClO4 – сильная кислота.
ClO4– – не окислитель при низких температурах (кинетика)
8Al + 3KClO4 = 3KCl + 4Al2O3 – твердое ракетное топливо.
