Презентація до уроку на тему " Оксиди неметалів"

Про матеріал

В презентації викладені основні властивості, будова та застосування оксидів неметалів.

Станьте першим, хто оцінить розробку

Щоб залишити свій відгук, необхідно зареєструватись.

Дякуємо! Ми будемо тримати Вас в курсі!
Зміст слайдів
Номер слайду 1

Оксиди неметалів. Урок хімії в 10му класі КЗ Верхіівцевського НВКУчитель Кукса Н. М.

Номер слайду 2

Мета: Дати загальну характеристику оксидам неметалів. Показати залежність властивостей оксидів від їх будови. Розібрати знаходження в природі та застосування.

Номер слайду 3

Цілі:1. Загальна характеристика оксидів. 2. Оксиди сульфуру.3. Оксиди нітрогену.4. Оксиди фосфору.5. Оксиди карбону6. Оксиди сіліцію.

Номер слайду 4

Номер слайду 5

Оксиди сульфуру

Номер слайду 6

Ступені окислення сульфуру+4+6 Оксиди сульфуру SO2 SO3

Номер слайду 7

Знаходження в природі. Сірчистий газkuksa-natalija@mail.ru

Номер слайду 8

Знаходження в природіФізичні властивості

Номер слайду 9

фізичні властивостіSO2 - Газ, при звичайних умовах має різкий запах , Добре розчинний у воді (в 1 л 40 л за н.у.)SO3 Безбарвна легко кипляча рідина Має різкий запах

Номер слайду 10

Характер. SO2кислотний. SO3кислотний

Номер слайду 11

хімічні властивостіSO21. З Водою SO2 + H2 O = H2 SO3оборотна реакція2. З Киснем2 SO2 + O2 = 2 SO3 SO31. Водою. SO3 + H2 O = H2 SO4необоротна реакція2. з киснем. SO3 + O2 =не взаємодіє

Номер слайду 12

хімічні властивостіSO23. З лугом. SO2 + 2 KOH = K2 SO3 + H2 O4. З основним оксидом. SO2 + Ca. O = Ca. SO3 SO33. З лугом. SO3 + 2 KOH = K2 SO4 + H2 O4. З основним оксидом. SO3 + Ca. O = Ca. SO4

Номер слайду 13

Добування SO2 Спалювання сірки або сірководню Взаємодія сульфітів з сильними кислотами Випал деяких мінералів Розкладання деяких солей. SO3 Взаємодія сірчистого газу з киснем

Номер слайду 14

Застосування. SO2 Велика частина оксиду сірки (IV ) використовується для виробництва сірчаної кислоти. Використовується також у виноробстві як консервант (харчова добавка E220 ) . Так як цей газ вбиває мікроорганізми , їм обкурюють овочесховища і склади . Оксид сірки (IV ) використовується для відбілювання соломи , шовку і вовни , тобто матеріалів , які не можна вибілювати хлором. Застосовується він також і як розчинник в лабораторіях. SO3 У виробництві сульфатної кислотиstyle.font. Stylestyle.font. Weightstyle.text. Decoration. Underline

Номер слайду 15

Оксиди фосфору. Р4 О10 (Р2 О5)Р4 О6 (Р2 О3) Кислотні оксиди. Оксид фосфору (V) Оксид фосфору (III)

Номер слайду 16

Будова молекул Р2 О5 Р2 О3

Номер слайду 17

Знаходження в природіУ природі не зустрічаються.

Номер слайду 18

фізичні властивостіОксид фосфору (III) - білий пухкий кристалічний порошок з неприємним запахом, легко переганяється, температура плавлення 24 ° С, температура кипіння 174 ° С. Добре розчинний в органічних розчинниках. Дуже отруйний. Оксид фосфору (V)-безбарвна аморфна або склоподібна речовина, існує у трьох кристалічних, двох аморфних і двох рідких формах. Токсична речовина. Викликає опіки шкіри і роздратування слизової оболонки.

Номер слайду 19

хімічні властивості

Номер слайду 20

Добування

Номер слайду 21

Застосування. P4 O10 - осушувач газів і рідин, промежут. продукт у виробництві, H3 PO4, його використовують в органічному синтезі, у виробництві, ПАР(СМЗ), фосфатного скла і ін .неорганічних матеріалів .

Номер слайду 22

Оксиди нітрогену Нітрогену має п’ять позитивних ступенів окиснення, тому він утворює такі оксиди: Нітроген (I) оксид Нітроген (II) оксид Нітроген (III) оксид 2 Нітроген (IV) оксидів Нітроген (V) оксидr

Номер слайду 23

N2 O - нітроген (I) оксид«звеселяючий газ» - створює сміхотворний ефект. Фізичні властивостіБезбарвний газ, важчий за повітря, з характерним солодкуватим запахом і смаком. Розчинний у воді. При 0 ° C і тиску 30 атм, а також при кімнатній температурі і тиску 40 атм згущується в безбарвну рідину. З 1 кг рідкого закису азоту утворюється 500 л газу. Не запалюється, але підтримує горіння. Хімічні властивостіНесолетвірний оксид. За нормальних умов N2 O хімічно інертний, при нагріванні проявляє властивості окиснювача: N2 O + H2 → N2↑ + H2 OПри взаємодії з сильними окиснювачами може проявляти властивості відновника: При нагріванні розкладається на азот і кисень

Номер слайду 24

Нітроген (I) оксид

Номер слайду 25

NO - нітроген (II) оксид. Фізичні властивостібезбарвний газ, погано розчинний у воді. Зріджується важко; в рідкому і твердому вигляді має блакитний колір. Хімічні властивостіНесолетвірний оксид. За нормальних умов окиснення NO киснем повітря відбувається миттєво:2 NO + O2 → 2 NO2 Для NO характерні також реакції приєднання галогенів з утворенням нітрозілгалогенідов, у цій реакції NO проявляє властивості відновлювача:2 NO + Cl2 → 2 NOCl (нитрозілхлорид)В присутності більш сильних відновлювачів NO проявляє окиснювальні властивості2 SO2 + 2 NO → 2 SO3 + N2↑

Номер слайду 26

Нітроген (II) оксид

Номер слайду 27

N2 O3 - нітроген (III) оксид. Фізичні властивостіN2 O3 - безбарвний газ (за н. у.). В твердому вигляді - синюватого кольору. Стійкий тільки при температурах нижче -101°C. Без домішок N2 O3 існує тільки в твердому виглядіХімічні властивостіКислотний оксид. N2 O3 схильний до термічної дисоціації: N2 O3↔ NO2 + NO Будучи азотистим ангідридом, при взаємодії з водою N2 O3 дає нітритну кислоту: N2 O3 + H2 O ↔ 2 HNO2 При взаємодії з розчинами лугів утворюються відповідні нітрити. N2 O3+2 KOH→2 KNO2+ H2 O.

Номер слайду 28

Нітроген (III) оксидkuksa-natalija@mail.ru

Номер слайду 29

NO2 - Нітроген (IV) оксид. Фізичні властивості Газ, червоно-бурого кольору, з характерним гострим запахом. Хімічні властивостіКислотний оксид, йому відповідають азотна і азотиста кислоти. NO2 відрізняється високою хімічною активністю. Він взаємодіє з неметалами (як окисник): 2 NO2 + 2 C → 2 CO2↑ + N2↑При розчиненні оксиду азоту (IV) у воді утворюються азотна і азотиста кислоти (реакція диспропорціонування):2 NO2 + H2 O ↔ HNO3 + HNO2 Оскільки азотиста кислота нестійка, при розчиненні NO2 в теплій воді утворюються HNO3 та NO:3 NO2 + H2 O → 2 HNO3 + NO↑Якщо розчинення проводити в надлишку кисню, утворюється тільки азотна кислота.

Номер слайду 30

Нітроген (IV) оксид

Номер слайду 31

“Лисячий хвіст” «Лисячий хвіст» - жаргонна назва викидів в атмосферу нітроген (IV) оксиду на хімічних приємствах (іноді - з вихлопних труб старих автомобілів).

Номер слайду 32

N2 O5 - Нітроген (V) оксид N2 O5 - безбарвні, дуже леткі кристали. Дуже нестійкий. Фізичні властивостіГазоподібний азотний ангідрид складається з окремих молекул, будова яких відповідає формулі O2 N-О-NO2. Кристали утворені йонами NO21- і NO31-. Хімічні властивостіТиповий кислотний оксид. N2 O5 легко летючих і вкрай нестійкий. Розкладання відбувається з вибухом, найчастіше - без видимих причин:2 N2 O5 → 4 NO2↑ + O2↑ + Q. Розчиняється у воді з утворенням азотної кислоти (оборотна реакція): N2 O5 + H2 O ↔ 2 HNO3. Розчиняється в лугах з утворенням нітратів: N2 O5 + 2 Na. OH → 2 Na. NO3 + H2 O

Номер слайду 33

Нітроген (V) оксид

Номер слайду 34

Фізіологічна дія та застосування оксидів нітрогену. N2 O – використовується як засіб для інгаляційного наркозу в основному в поєднанні з іншими препаратами. Цю сполуку можна назвати найбезпечнішим засобом для наркозу, тому що після його застосування майже не буває ускладнень. Також іноді використовується для поліпшення технічних характеристик двигунів внутрішнього згоряння. NO - як і всі оксиди азоту (крім N2 O), NO - токсичний, при вдиханні вражає дихальні шляхи. Отримання NO є однією зі стадій отримання азотної кислоти.

Номер слайду 35

N2 O3 - застосовується в лабораторії для одержання азотної кислоти та її солей. NO2 - у виробництві сірчаної та азотної кислот, як окислювач в ракетному рідкому паливі та сумішевих вибухових речовинах. N2 O5 - робота з ним вимагає обережності, оскільки реакція його розкладання сильно екзотермічна. Крім того, при розкладанні він дає отруйний NO2.

Номер слайду 36

ВИСНОВОК Всі оксиди нітрогену (крім N2 O) – токсичні речовини. Вони використовуються у промисловому виробництві, медицині. Проте у невмілих руках та при незнанні їх властивостей ці оксиди можуть нести загрозу життю і здоров’ю людини.

Номер слайду 37

Оксиди карбону (II) та (IV):карбон(II) оксидкарбон (IV) оксид

Номер слайду 38

фізичні властивостіСО- чадний газ. Г, К, З, С отруйний!У 100v H2 O розч. 2,3 V COЗберігають СО у балонах червоного кольору. СО2-вуглекислий газ з кислуватим запахом і вкусом. У 100v H2 O розч. 88 V CO2 У твердому вигляді називають “ Сухий лід”

Номер слайду 39

Фізіологічна дія СО-ОТРУТА! Він з'єднується з гемоглобіном крові, порушуючи тканинне дихання і викликає кисневе голодування тканин. Фізіологічний вплив на людину: 0,01 - до 480 хв. – слабкість, головний біль; 0,05 - до 60 хв. - нудота, посилене серцебиття; 0,1 - до 60 хв. - блювання, втрата свідомості; 0,5 - до 20-30 хв. - смертельне отруєння. СО2 Не токсичний, але не підтримує дихання. Фізіологічний вплив на людину:до 2% - до 480 хв. - частішає дихання; 2 - 5% - до 30 хв.- з'являється шум у вухах, частішає пульс;5 - 8 % - 5 - 10 хв. - сильні головні болі, нездужання; Понад 10% - 1-2 хв. - втрата свідомості, смерть

Номер слайду 40

хімічні властивостіСО – несолетвірний оксид1) Горить синІм полум’ям СО + О2 → 2 СО22) З галогенами СО + Сl2 → СОCl2 (фосген –отрута! )3) Сильний окисник СО +Сu. O →Cu + CO2 СО2 – кислотний оксид1 )Взаємодіє з водою СО2 + Н2 О Н2 СО3 2) З лугами. СО2 +2 Na. ОН→ Na2 СО3 +Н2 О ( середня сіль) СО2 + Na. ОН→ Na. НСО3 (надл. СО2) кисла сіль. Я кісна реакція : СО2 +Сa(ОН)2→ Са. СО3 ↓ + Н2 О3)З оксидами металів СО2 + Вa. О→ Вa. СО3 4) З металами. 2 Мg + CO2 →2 Mg. O + C

Номер слайду 41

Добування 1) С + О2 = 2 СО +Q ( недостаток О2)2) У промисловості: С + СО2 → 2 СО - 175 k. Дж3) В лаборатории: t, Н2 SО4 НСООН Н2 О + СОМуравїна кислота Н2 С2 О4 СО + СО2 +Н2 ОЩавелева кислота1) С + О2 = СО2 +Q (надлишок О2)2) у промисловості: t Са. СО3 → Са. О + СО23) В лабораторії: Са. СО3 +2 НСl → Са. Сl2 +Н2 О + СО2

Номер слайду 42

Застосування СО В суміші з H2 і іншими горючими газами в якості палива;При одержанні спиртів, альдегідів, карбонових кислот та ін.;Відновник у металургії (напр., при виплавці чавуну і сталі);Для обробки м'яса тварин і риби, надає їм яскраво червоний колір і вигляд свіжості, не змінюючи смаку. СO2 У харчовій промисловості використовується як консервант;В якості розпушувача тіста; Сухий лід використовується в якості холодоагенту в морозильних установках;Балони з рідкою вуглекислотою широко застосовуються в якості вогнегасників;Для виробництва газованої води та лимонаду;В якості інертного середовища при зварюванні дротом.

Номер слайду 43

А. Е. Ферсман Прозорий шар, блискучий на Сонці чистотою холодної джерельної води, чистий пісок на березі моря, красиво оброблені купи гірського кришталю, скам'яніле дерево, перетворене в камінь, грубо оброблені наконечники стріл все це одне і таж сполука

Номер слайду 44

Це- кварц Si. O2 Кварц - один з найпоширеніших мінералів в земній корі. З кремнезему і силікатів складається 87 % маси літосфери. Si. O2 (діоксид кремнію (IV)- найбільш характерний стійкий оксид кремнію. Відомо кілька поліморфних модифікацій Si. O2 (кремнезему), у тому числі кварц, кристоболит і трибимит.r

Номер слайду 45

При обычных условиях :1. Взаємодіє з лугами. Si. O₂ + 2 KOH → K₂Si. O₃ + H₂O 2. З оксидами металів. Si. O₂ + Ca. O → Ca. Si. O₃ 3. З Солями. Si. O₂ + Na₂CO₃ →Na₂Si. O₃ +CO₂хімічні властивості

Номер слайду 46

Застосуваннявиробництво скла, кераміки, абразивів, бетонних виробів, як наповнювач у виробництві гуми,хромотографії,радіотехніці,ультразвукових установок,запальничок,виробництвоі волоконно-оптичних кабеліву фармацевтичній промисловості

Номер слайду 47

Домашнє завдвння. Прочитати § 8,скласти конспект.

pptx
Пов’язані теми
Хімія, Матеріали до уроків
Додано
26 грудня 2017
Переглядів
293
Оцінка розробки
Відгуки відсутні
Безкоштовний сертифікат
про публікацію авторської розробки
Щоб отримати, додайте розробку

Додати розробку