title: Презентация на тему: Хлор

text:
Хлор
Презентация по химии
Ученицы 11 класса
Каримовой Юлии
Учитель химии
Столяренко С.Ю.
5klass.net
 Положение в таблице
 Строение атома
 Физические свойства
 История открытия
 Минералы
 Получение
 Химические свойства
 Применение
Положение в таблице
Хлор - химический элемент седьмой группы, главной подгруппы, третьего периода периодической системы элементов Д. И. Менделеева, порядковый номер 17, относительная атомная масса 35,4527, относится к галогенам.
Общее название элементов VIIA группы – галогены – происходит от греческих слов – "галс" – соль и "генес" – рождающий, т. е. "солероды". У галогенов наиболее ярко по сравнению с остальными элементами выражены свойства неметаллов. Говорят, галогены – типичные неметаллы.

Строение атома
Заряд ядра +17, электронная конфигурация внешней электронной оболочки атома: 3s23p5. Хлор проявляет степени окисления –1, +1, +3, +5, +7 (+4, +6 – редко).
При движении по группе сверху вниз число энергетических уровней увеличивается, значит увеличивается
радиус атома и ослабляется связь валентных электронов с ядром. Таким образом, среди галогенов самый маленький атом у фтора и самый большой у астата. Легче всего оторвать электрон от атома At и труднее – от атома F.
Возбуждения
В невозбужденном состоянии галогены имеют валентность, равную 1, а в возбужденном (переход электронов на вакантные d-облака) увеличивается число неспаренных электронов до 7. Следовательно, валентность галогенов может быть 3; 5; 7 (исключение атом фтора).
Молекула хлора двухатомна. Связь одинарна и образуется при перекрывании одноэлектронных р-облаков двух атомов хлора. Кроме того, в молекуле хлора имеет место донорно-акцепторное взаимодействие, упрочняющие связь.

Молекула хлора
Физические свойства
С возрастанием молекулярной массы температуры плавления и кипения веществ, состоящих из молекул одинакового строения, повышаются.
Все галогены окрашены: фтор – светло-желтый, хлор – желтовато-зеленый, бром – красно-коричневый, йод – серо-фиолетовый.
За исключением фтора, который бурно реагирует с водой, галогены мало растворимы в воде. Чтобы приготовить концентрированный раствор, используют другие растворители. Водные растворы галогенов называются соответственно хлорной, бромной и йодной водой, в них галогены сохраняют в значительной мере свои свойства.
Физические свойства
Хлор – ядовитый газ желто-зеленого цвета с резким запахом. Это первое химическое оружие. Во время Первой мировой войны 1914–1918 гг. его применяли в качестве боевого отравляющего вещества. Хлор тяжелее воздуха  в
2,5 раза, поэтому стелется по земле и в виде газового облака переносится ветром  на значительные расстояния. Хлор вызывает раздражение дыхательных путей, а вдыхание большого его количества вызывает смерть от удушья. При содержании хлора в воздухе 0,9 мл/л смерть наступает в течение 5 минут.
Физические свойства

История открытия
Первым из галогенов был открыт хлор (К. Шееле, 1774 год). Полученный желто-зеленый газ шведский ученый принял за сложное вещество. Лавуазье и Бертолле считали, что этот газ является оксидом неизвестного элемента "мурия".
В 1807 году английский химик Гемфри Дэви получил тот же газ, что и Шееле. Три года пытался Дэви выделить из него "мурий", но безуспешно. Он пришел к выводу, что получил новый элемент и назвал его "хлорин" (от "хлорос" – желто-зеленый). Через пять лет Гей-Люсак дал газу название хлор. В жидком виде хлор был впервые получен в 1823 году М. Фарадеем.

В природе встречается два стабильных изотопа хлора:35Cl (75,77%) и 37Cl (24,23%).
Содержание хлора в земной коре составляет 1,7% (по массе). Важнейшие минералы: галит NaCl, сильвин KCl, бишофит MgCl2·H2O, сильвинит KCl·NaCl, карналлит KCl·MgCl2·6H2O. Кроме того, он содержится в виде соединений в морской, речной, озерной водах. Важнейший биоэлемент, необходим для нормальной жизнедеятельности организма. В живом организме содержится 0,15 % от массы тела, входит в состав клеточной и других биологических жидкостей (желудочный сок, плазма).
Распространение в природе
Минералы
Каменная соль = поваренная соль = галит
Карналлит
Сильвин

Получение
Основной промышленный способ получения хлора – электролиз хлоридов щелочных металлов (NaCl, KCl). Также его получают окислением HCl кислородом воздуха в присутствии катализаторов – хлорида меди (II) и хлорида железа (III):
4HCl + O2 = 2Cl2 + 2H2O
В лаборатории молекулярный хлор получают взаимодействием HCl с перманганатом калия, оксидом марганца (IV), бихроматом калия и др.:
   2KMnO4+16HCl (конц.) = 2KCl+2MnCl2+8H2O+5Cl2
При нагревании:
 MnO2 + 4 HCl =  MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
6HCl + KClO3 = 3Cl2 + KCl + 3H2O
Получение
2KMnO4+16HCl (конц.)= 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O + 5Cl2

Химические свойства
Хлор – активный окислитель. Энергично реагирует с металлами и большинством неметаллов (за исключением O2, N2 и благородных газов). Вступает также в реакции диспропорционирования, для протекания которых наиболее благоприятна щелочная среда, способствующая образованию простых и сложных анионов.
Хлор - один из самых активных  неметаллов. При взаимодействии с металлами с переменной валентностью (Fe, Cr) в отличие от соляной кислоты заставляет их проявлять большую степень окисления:
С Металлами
2Al + 3Cl2 = 2AlCl3
2K + Cl2 = 2 КCl
2 Fe + 3Cl2 = 2 FeCl3
Cu + Cl2 = CuCl2
Cu+Cl2=CuCl2
2Fe+3Cl2 = 2FeCl3
H2 + Cl2 = 2 HCl(на свету)
С Неметаллами
2Cl2 + C = CCl4
3Cl2 + 2P (крист.) = 2PCl3
5 Cl2 + 2 P = 2PCl5
Образует соединения с другими галогенами:
Cl2 + F2 = 2ClF
Cl2 + 3F2 = 2ClF3, t = 200–400 °C
Cl2 + 5F2 = 2ClF5
5Cl2 + 2Sb = 2SbCl5
Хлор растворяется вводе (в 1 объеме воды растворяется 2 объема хлора) с образованием "хлорной воды":

Cl2 + H2O  =  HCl + HClO
С Водой
Со щелочами
Cl2 + 2KOH(хол) = KCl + KClO(гипохлорит) + H2O
Cl2 + 6KOH(гор) = 5KCl + KClO3(хлорат) + 3H2O
С Бескислородными Кислотами
Cl2 + HBr = 2HCl + Br2
Cl2 + HI = 2HCl + I2
Cl2 + 2NaI = 2NaCl + I2
Cl2 + FeCl2 = 2FeCl3
С Солями
Хлор в органике
Хлор является активным реагентом в органическом синтезе. Его атомы входят в состав молекул соединений, относящихся к различным классам органических веществ.
CnH2n+2 + Cl2 (на свету) = CnH2n+1Cl + HCl [р. Семенова]
CnH2n + Cl2 = CnH2nCl2
CnH2n-2 + Cl2 – в несколько стадий
C6H6 + Cl2 (AlCl3) = C6H5Cl + HCl
C6H6 + Cl2 (на свету) = гексахлоран
Гомологи бензола + Cl2 (на свету) = замещение
по радикальному механизму (Cl к альфа-H)
5.   R-CH2-COOH + Cl2 (PCl5) =  R-CHCl-COOH + HCl

Применение хлора
Хлор применяют во многих отраслях промышленности, науки и бытовых нужд:
 Основным компонентом отбеливателей является хлорная вода
 В производстве поливинилхлорида, пластикатов, синтетического каучука, из которых изготавливают изоляцию для проводов, оконный профиль, упаковочные материалы, одежду и обувь, линолеум и грампластинки, лаки, аппаратуру и пенопласты, игрушки, детали приборов, строительные материалы.
 Для обеззараживания воды — «хлорирования».
 В химическом производстве соляной кислоты, хлорной извести, бертолетовой соли, хлоридов металлов, ядов, лекарств, удобрений.
 Производство хлорорганических инсектицидов — веществ, убивающих вредных для посевов насекомых, но безопасных для растений. На получение средств защиты растений расходуется значительная часть производимого хлора.
 Использовался как оружие массового поражения и в производстве других отравляющих веществ массового поражения: иприт, фосген.


Презентация на тему: Кислород


Презентация на тему: Хрусталь


Презентация на тему: Кислород 8 класс


title: Презентация на тему: Кислород

text:
5
6


Презентация на тему: Кинетика


title: Презентация на тему: Кислород

text: 4Na   +   O2   =   2Na2O


title: Презентация на тему: Хром. Роль хрома в организме человека

text:
Хром. Роль хрома в организме человека

Хром — элемент побочной подгруппы 6-ой группы 4-го периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 24. Обозначается символом Cr (лат. Chromium). Простое вещество хром (CAS-номер: 7440-47-3) — твёрдый металл голубовато-белого цвета. Хром иногда относят к чёрным металлам.
Люди используют хром в промышленности и медицине – в частности, с помощью его изотопов создаются определённые методы диагностики заболеваний. Хром также может входить в состав лекарственных и витаминных препаратов.
Организму человека хром жизненно необходим – он входит в состав всех клеток, и ни один орган или ткань не обходится без этого элемента. В норме в организме постоянно должно быть около 6 мг хрома!
Вместе с инсулином хром помогает организму усваивать сахар; участвует в транспортировке белков; приводит в норму углеводный обмен и способствует поддержанию здорового веса; нормализует функцию щитовидной железы и стимулирует процессы регенерации.
Синтез нуклеиновых кислот тоже невозможен без хрома – он отвечает за целостность структуры РНК и ДНК, сохраняя неизменной наследственную                                    информацию в генах.                                                          Поэтому для правильного                                                        роста тканей и их регенерации                                                    хром действительно       необходим.
Для щитовидной железыроль хрома просто спасительна – он может замещать йод, если того не хватает в организме по каким-то причинам.
Хром – это элемент, который отвечает за поддержание нормального веса: он нормализует углеводный обмен и помогает организму перерабатывать жир. Благодаря этому жир не накапливается в виде отложений, и вес остаётся в норме.Хром обеспечивает профилактику остеопороза, укрепляя костную ткань; снижает артериальное давление и предупреждает развитие гипертонии; выводит токсины, радионуклиды, соли тяжёлых металлов.
В сутки человеку требуется от 50 до 200 мкг хрома, но из неорганических соединений он усваивается плохо. При недостаточном поступлении хрома с пищей может развиться его дефицит, однако избыток хрома тоже опасен.В больших дозах хром становится токсичен для человека: отравления возникают после дозы в 200 мг, а 3 г и более могут стать смертельными.
Хром в продуктах

Основными источниками хрома считаются пивные дрожжи и печень, поэтому хотя бы один раз в неделю стоит стараться включать их в своё меню. Отварной картофель в кожуре, хлеб из грубой муки и свежие овощи можно есть каждый день, и пару раз в неделю – сыр, курицу, говядину.
Другими природными источниками хрома являются проросшие зёрна пшеницы, чёрный перец, зернобобовые, перловка, крабы, устрицы, рыба, креветки, яйца, кукурузное масло; овощи – капуста, редис, свекла, помидоры; фрукты и ягоды – яблоки, виноград, сливы, вишни, черника, голубика, клюква, облепиха, рябина; лекарственные растения – гинкго билоба, сушеница, мелисса и другие.
При диабете, беременности и кормлении грудью, а также в возрасте старше 45 лет рекомендуется дополнительно принимать хром – например, порошок пивных дрожжей, запаривая их кипятком и настаивая в течение получаса.
Недостаток и дефицит хрома

При таких заболеваниях, как атеросклероз, ожирение, диабет, различные инфекции, а также при стрессах, тяжёлых нагрузках, острой нехватке белка, содержание хрома в организме падает. Это можно узнать по волосам – количество хрома в них резко уменьшается.
Когда хром расходуется организмом в больших количествах – например, во время беременности; или усиленно выводится, потому что человек питается преимущественно макаронами, белым хлебом и сладостями; или при тяжёлых физических нагрузках – это ведёт к его недостатку, а потом дефициту.
При дефиците хрома человек быстро утомляется, плохо спит, его мучает беспокойство и головные боли; снижается чувствительность конечностей, появляется дрожь и нарушается координация мышц; в крови повышается уровень вредного холестерина, что ведёт к развитию атеросклероза.У одних людей возникает ожирение, а другие, наоборот, чрезмерно худеют; организм перестаёт нормально усваивать глюкозу, особенно в пожилом возрасте, и в крови постоянно нарушен её уровень – гипогликемия или гипергликемия. В таких условиях резко повышается возможность развития сахарного диабета, ишемической болезни; у мужчин нарушается репродуктивная функция.
Избыток хрома

Избыток хрома можно получать при его повышенном содержании в воздухе или из-за бесконтрольного приёма биодобавок с этим элементом.Однако при нехватке в питании таких элементов, как железо и цинк, избыток хрома тоже возможен, потому что организм в их отсутствие начинает всасывать хром более активно.
Хрома бывает много, если люди работают на производствах, где в воздухе содержится хромовая пыль. На таких производствах случаи заболевания раком лёгких встречаются в несколько десятков раз чаще, чем там, где содержание хрома в норме.
Медная пыль и шлаки также содержат хром, поэтому люди, работающие с этими веществами, часто болеют астмой и астматическим бронхитом.
При избытке хрома изъязвляются слизистые оболочки и возникают воспалительные заболевания, аллергии, экземы, дерматиты, нервные расстройства, увеличивается риск развития рака.
При отравлениях хромом надо срочно изолироваться от источника загрязнения и  обратиться к врачу – он назначит лечение. Обычно людям, находящимся на работе в контакте с солями хрома, рекомендуется мыться в душе с особыми растворами.
Спасибо за внимание!


title: Презентация на тему: КИСЛОРОД и сера

text:
-112
-251
-182,8
-218,2
VI
+6

IV
+4

II
+2, -2

1s22p22p63s23p4


title: Презентация на тему: кислород

text:
12.05.2008
5
6


title: Презентация на тему: Кислород

text:
КИСЛОРОД
Составил:
учитель химии
МОУ «Средняя общеобразовательная
школа №92 с углубленным
изучением отдельных предметов»
Барсуков Д. Б.

г. Кемерово
В атоме кислорода 8 электронов, при этом 2 электрона находятся на внутреннем уровне, а 6 электронов – на внешнем.
Поэтому в химических реакциях кислород может принимать от доноров до двух электронов, достраивая свою внешнюю оболочку до 8 электронов и образуя избыточный отрицательный заряд
СТРОЕНИЕ АТОМА
Распространение в природе
Кислород — самый распространенный на Земле элемент, на его долю (в составе различных соединений, главным образом силикатов) приходится около 47,4 % массы твёрдой земной коры. Морские и пресные воды содержат огромное количество связанного кислорода — 88,8 % (по массе), в атмосфере содержание свободного кислорода составляет 20,95 % по объёму и 23,12 % по массе. Более 1500 соединений земной коры в своём составе содержат кислород.
Кислород входит в состав многих органических веществ и присутствует во всех живых клетках. По числу атомов в живых клетках он составляет около 25 %, по массовой доле — около 65 %.

Физические свойства
При нормальных условиях кислород — это газ без цвета, вкуса и запаха.
1 л его имеет массу 1,429 г. Немного тяжелее воздуха. Слабо растворяется в воде (4,9 мл/100г при 0 °C, 2,09 мл/100г при 50 °C) и спирте (2,78 мл/100г при 25 °C).
Жидкий кислород (темп. кипения −182,98 °C) — это бледно-голубая жидкость.
Твёрдый кислород (темп. плавления −218,79 °C) — синие кристаллы.

Химические свойства
Сильный окислитель, взаимодействует практически со всеми элементами, образуя оксиды. Степень окисления −2. Как правило, реакция окисления протекает с выделением тепла и ускоряется при повышении температуры.
Пример реакции, протекающей при комнатной температуре:
2Li + O2 = Li2O

Окисляет соединения, которые содержат элементы с не максимальной степенью окисления:
2NO + O2 = NO2
Окисляет большинство органических соединений:
C2H5OH + 3O2 = 2CO2 + 3H2O

Кислород образует пероксиды со степенью окисления −1.
Например, пероксиды получаются при сгорании щелочных металлов в кислороде:
2Na + O2 = Na2O2
2BaO + O2 = 2BaO2

С неметаллами:
 S + O2 = SO2
 P + O2 = P2O5
 C + O2 = CO2
(Рассмотрите вторую реакцию
 с позиций ОВР)
ПОЛУЧЕНИЕ КИСЛОРОДА
Небольшие количества кислорода можно получать нагреванием перманганата калия KMnO4:
2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2↑
также используют реакцию каталитического разложения пероксида водорода Н2О2:
2H2O2 → 2Н2О + О2↑
Катализатором является диоксид марганца (MnO2) или кусочек сырых овощей (в них содержатся ферменты, ускоряющие разложение пероксида водорода).

Кислород можно получить каталитическим разложением хлората калия (бертолетовой соли) KClO3:
2KClO3 → 2KCl + 3O2↑
К лабораторным способам получения кислорода относится метод электролиза водных растворов щелочей.
Распознать выделяющийся кислород можно поместив тлеющую лучинку в ёмкость с газом. При наличии кислорода лучинка ярко вспыхнет.

Применение
В металлургии
Ракетное топливо
В медицине
В пищевой промышленности
В химической промышленности
В сельском хозяйстве

Биологическая роль кислорода
Большинство живых существ (аэробы) дышат кислородом воздуха. Широко используется кислород в медицине. При сердечно-сосудистых заболеваниях, для улучшения обменных процессов, в желудок вводят кислородную пену («кислородный коктейль»). Подкожное введение кислорода используют при трофических язвах, слоновости, гангрене и других серьёзных заболеваниях. Для обеззараживания и дезодорации воздуха и очистки питьевой воды применяют искусственное обогащение озоном. Радиоактивный изотоп кислорода 15O применяется для исследований скорости кровотока, лёгочной вентиляции.
Домашнее задание
Параграф 21, упр. 1,2,8 (письменно)


title: Презентация на тему: Кислород

text:
Кислород
Выполнила:
Ковальчук Ирина
Ученица 11 класса
Кислоро́д — элемет главной подгруппы VI группы, второго периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 8. Обозначается символом O (лат. Oxygenium). Кислород — химически активный неметалл, является самым лёгким элементом из группы халькогенов.
Простое вещество кислород при нормальных условиях — газ без цвета, вкуса и запаха, молекула которого состоит из двух атомов кислорода (формула O2), в связи с чем его также называют дикислород.
Жидкий кислород имеет светло-голубой цвет, а твёрдый представляет собой кристаллы светло-синего цвета.
Существуют и другие аллотропные формы кислорода, например, озон  — при нормальных условиях газ голубого цвета со специфическим запахом, молекула которого состоит из трёх атомов кислорода (формула O3).
История открытия
Официально считается, что кислород был открыт английским химиком Джозефом Пристли 1 августа 1774 года путём разложения оксида ртути в герметично закрытом сосуде (Пристли направлял на это соединение солнечные лучи с помощью мощной линзы).

Однако Пристли первоначально не понял, что открыл новое простое вещество, он считал, что выделил одну из составных частей воздуха (и назвал этот газ «дефлогистированным воздухом»). О своём открытии Пристли сообщил выдающемуся французскому химику Антуану Лавуазье. В 1775 году А. Лавуазье установил, что кислород является составной частью воздуха, кислот и содержится во многих веществах.

Несколькими годами ранее (в 1771 году) кислород получил шведский химик Карл Шееле. Он прокаливал селитру с серной кислотой и затем разлагал получившийся оксид азота. Шееле назвал этот газ «огненным воздухом» и описал своё открытие в изданной в 1777 году книге (именно потому, что книга опубликована позже, чем сообщил о своём открытии Пристли, последний и считается первооткрывателем кислорода). Шееле также сообщил о своём опыте Лавуазье.

История открытия
Важным этапом, который способствовал открытию кислорода, были работы французского химика Пьера Байена, который опубликовал работы по окислению ртути и последующему разложению её оксида.

Наконец, окончательно разобрался в природе полученного газа А. Лавуазье, воспользовавшийся информацией от Пристли и Шееле. Его работа имела громадное значение, потому что благодаря ей была ниспровергнута господствовавшая в то время и тормозившая развитие химии флогистонная теория. Лавуазье провёл опыт по сжиганию различных веществ и опроверг теорию флогистона, опубликовав результаты по весу сожженных элементов. Вес золы превышал первоначальный вес элемента, что дало Лавуазье право утверждать, что при горении происходит химическая реакция (окисление) вещества, в связи с этим масса исходного вещества увеличивается, что опровергает теорию флогистона.
Флогисто́н (от греч. — горючий, воспламеняемый) — в истории химии — гипотетическая «сверхтонкая материя» — «огненная субстанция», якобы наполняющая все горючие вещества и высвобождающаяся из них при горении.
Таким образом, заслугу открытия кислорода фактически делят между собой Пристли, Шееле и Лавуазье.

Джозеф Пристли
Антуан Лоран Лавуазье
Карл Вильгельм Шее́ле
Происхождение названия
Слово кислород своим появлением в русском языке до какой-то степени обязано М. В. Ломоносову, который ввёл в употребление, наряду с другими неологизмами, слово «кислота»; таким образом слово «кислород», в свою очередь, явилось калькой термина «оксиген», предложенного А. Лавуазье, который переводится как «порождающий кислоту», что связано с первоначальным значением его — «кислота», ранее подразумевавшим окислы, именуемые по современной международной номенклатуре оксидами.
Нахождение в природе
Кислород — самый распространённый на Земле элемент, на его долю (в составе различных соединений, главным образом силикатов) приходится около 47 % массы твёрдой земной коры. Морские и пресные воды содержат огромное количество связанного кислорода — 85,82 % (по массе). Более 1500 соединений земной коры в своём составе содержат кислород.
Кислород входит в состав многих органических веществ и присутствует во всех живых клетках. По числу атомов в живых клетках он составляет около 25 %, по массовой доле — около 65 %.

Получение
В настоящее время в промышленности кислород получают из воздуха. Основным промышленным способом получения кислорода является криогенная ректификация. Также хорошо известны и успешно применяются в промышленности кислородные установки, работающие на основе мембранной технологии.
В лабораториях пользуются кислородом промышленного производства, поставляемым в стальных баллонах под давлением около 15 МПа.
Небольшие количества кислорода можно получать нагреванием перманганата калия KMnO4:

Получение
Используют также реакцию каталитического разложения пероксида водорода Н2О2 в присутствии оксида марганца(IV):

Кислород можно получить каталитическим разложением хлората калия (бертолетовой соли) KClO3:

К лабораторным способам получения кислорода относится метод электролиза водных растворов щелочей, а также разложение оксида ртути(II) (при t = 100 °C):

На подводных лодках обычно получается реакцией пероксида натрия и углекислого газа, выдыхаемого человеком:

Физические свойства
При нормальных условиях кислород — это газ без цвета, вкуса и запаха.
1 л его имеет массу 1,429 г. Немного тяжелее воздуха. Слабо растворяется в воде (4,9 мл/100 г при 0 °C, 2,09 мл/100 г при 50 °C) и спирте (2,78 мл/100 г при 25 °C).
Хорошо растворяется в расплавленном серебре.
При нагревании газообразного кислорода происходит его обратимая диссоциация на атомы: при 2000 °C — 0,03 %, при 2600 °C — 1 %, 4000 °C — 59 %, 6000 °C — 99,5 %.
Жидкий кислород (температура кипения −182,98 °C) — это бледно-голубая жидкость.
Твёрдый кислород (температура плавления −218,35°C) — синие кристаллы.

Химические свойства
Сильный окислитель, взаимодействует практически со всеми элементами, образуя оксиды. Степень окисления −2. Как правило, реакция окисления протекает с выделением тепла и ускоряется при повышении температуры. Пример реакций, протекающих при комнатной температуре:

Окисляет соединения, которые содержат элементы с не максимальной степенью окисления:

Окисляет большинство органических соединений:

При определённых условиях можно провести мягкое окисление органического соединения:

Химические свойства
Кислород реагирует непосредственно (при нормальных условиях, при нагревании и/или в присутствии катализаторов) со всеми простыми веществами, кроме Au и инертных газов (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); реакции с галогенами происходят под воздействием электрического разряда или ультрафиолета. Косвенным путём получены оксиды золота и тяжёлых инертных газов (Xe, Rn). Во всех двухэлементных соединениях кислорода с другими элементами кислород играет роль окислителя, кроме соединений со фтором.
Кислород образует пероксиды со степенью окисления атома кислорода, формально равной −1.
Например, пероксиды получаются при сгорании щелочных металлов в кислороде:

Некоторые оксиды поглощают кислород:

Кислород поддерживает процессы дыхания, горения, гниения.

Горение стальной проволоки в кислороде.
Применение
Применение
Широкое промышленное применение кислорода началось в середине XX века, после изобретения турбодетандеров — устройств для сжижения и разделения жидкого воздуха.
1. В металлургии Конвертерный способ производства стали или переработки штейнов связан с применением кислорода. Во многих металлургических агрегатах для более эффективного сжигания топлива вместо воздуха в горелках используют кислородно-воздушную смесь. 2.Сварка и резка металлов Кислород в баллонах широко используется для газопламенной резки и сварки металлов.
Применение
3. Ракетное топливо В качестве окислителя для ракетного топлива применяется жидкий кислород, пероксид водорода, азотная кислота и другие богатые кислородом соединения. Смесь жидкого кислорода и жидкого озона — один из самых мощных окислителей ракетного топлива (удельный импульс смеси водород — озон превышает удельный импульс для пары водород-фтор и водород-фторид кислорода) . 4. В медицине Кислород используется для обогащения дыхательных газовых смесей при нарушении дыхания, для лечения астмы, профилактики гипоксии в виде кислородных коктейлей, кислородных подушек. 5.В пищевой промышленности В пищевой промышленности кислород зарегистрирован в качестве пищевой добавки E948, как пропеллент и упаковочный газ.
Применение
     6. В сельском хозяйстве:
В тепличном хозяйстве, для изготовления кислородных
коктейлей, для прибавки в весе у животных, для обогащения
кислородом водной среды в рыбоводстве
Некоторые производные кислорода (реактивные формы кислорода), такие как синглетный кислород, перекись водорода, супероксид, озон и гидроксильный радикал, являются высокотоксичными продуктами. Они образуются в процессе активирования или частичного восстановления кислорода. Супероксид (супероксидный радикал), перекись водорода и гидроксильный радикал могут образовываться в клетках и тканях организма человека и животных и вызывают оксидативный стресс.

Спасибо за внимание


title: Презентация на тему: Хроматографический анализ

text:
A

+++++
++
+
++
+
+++
A
B
B
C
C
C
D
D
D
D
B
A
C
C
A
B
C
A
B
C
D
D


title: Презентация на тему: Хром (Cr)

text:
Учитель химии
МБОУ лицей №1
г. Волжский Волгоградская область
Солдатова Татьяна Михайловна.
ХРОМ
ХРОМ
I. Исторические сведения
II. Хром   – химический элемент:
1.Положение хрома в периодической системе
химических элементов Д.И.Менделеева
2. Строение  атома.
III.Хром   – простое вещество
3.  Нахождение в природе
1. Состав.  Физические свойства.
2. Получение.
3. Химические свойства
4. Биологическая роль и физиологическое действие.
5.  Применение
IV. Соединения хрома

	В 1766 году в окрестностях Екатеринбурга был обнаружен минерал, который получил название «сибирский красный свинец», PbCrO4. Современное название — крокоит.

   В 1797 французский химик Л. Н. Воклен открыл в сибирской
 красной свинцовой руде новый элемент хром и в 1798 году
 получил его в свободном состоянии.

Происхождение названия
    Название элемент получил от греч. χρῶμα — цвет, краска — из-за разнообразия окраски своих соединений.
     Французский химик Луи Николя Воклен родился в Сент-Андре-д'Эберто (Нормандия). Совместно с А. Ф. Фуркруа выяснил (1799) химическую природу мочевины. Совместно с П. Ж. Робике открыл (1806) первую аминокислоту аспарагин. Открыл также пектин и яблочную кислоту, выделил камфорную и хинную кислоты.
     Внёс существенный вклад в развитие анализа минералов. Создал школу химиков. Опубликовал одно из первых в мире руководств по химическому анализу – "Введение в аналитическую химию" (1799).

Положение хрома в ПСХЭ Д.И. Менделеева. Строение атома.

период
группа
порядковый номер

Cr
металл
24
4
VIB
+24
4

2
1

8

валентные электроны

13

1s2
2s22p6
4s1
3s23p6
3d 5

Cr0 ─ 2e → Cr+2
Cr0 ─ 3e → Cr+3
Cr0 ─ 6e → Cr+6

Нахождение хрома  в природе
Хром является довольно распространённым элементом (0,02 масс. долей, %). Основные соединения хрома — хромистый железняк (хромит) FeO·Cr2O3. Вторым по значимости минералом является крокоит PbCrO4.
хромит
крокоит

Физические свойства
Плотность 7,19 г/см3;
 t плавления  1890°С;
 t кипения      2480°С.
    В свободном виде — голубовато-  белый металл.
   Хром (с примесями) является одним из самых твердых металлов.
   Очень чистый хром достаточно хорошо поддаётся механической обработке, пластичен.
  Устойчив на воздухе. При 2000 °C сгорает с образованием зелёного оксида хрома (III) Cr2O3.

Получение
Из хромистого железняка Fe(CrO2)2 (хромита железа) получают феррохром восстановлением в электропечах коксом (углеродом):
FeO· Cr2O3 + 4C → Fe + 2Cr + 4CO↑
Феррохром — сплав железа и хрома (около 60% ),
основные примеси – углерод (до5%) кремний (до 8%), сера (до 0,05 %),
фосфор (до 0,05 %).
Феррохром применяют для производства легированных
сталей.

Чтобы получить чистый хром, реакцию ведут следующим образом:
1) сплавляют хромит железа с карбонатом натрия (кальцинированная сода) на воздухе:

4Fe(CrO2)2 + 8Na2CO3 + 7O2 → 8Na2CrO4 + 2Fe2O3 + 8CO2↑

2) растворяют хромат натрия и отделяют его от оксида железа;
3) переводят хромат в дихромат, подкисляя раствор и выкристаллизовывая дихромат;
4) получают чистый оксид хрома восстановлением дихромата углём:

Na2Cr2O7    +   2C   →   Cr2O3   +  Na2CO3   +   CO↑

5) с помощью алюминотермии получают металлический хром:

Cr2O3    +   2Al   →   Al2O3   +   2Cr   +   130 ккал

	С помощью электролиза получают электролитический хром из раствора хромового ангидрида в воде, содержащего добавку серной кислоты. При этом на катодах совершаются в основном 3 процесса:
	1)   восстановление шестивалентного хрома до трехвалентного с переходом его в раствор;
	2)   разряд ионов водорода с выделением газообразного водорода;
	3)   разряд ионов, содержащих шестивалентный хром  с осаждением металлического хрома;
Cr2O72− + 14Н+ + 12е− = 2Cr + 7H2O

Химические свойства
Li,K,Ba,Ca,Na,Mg, Al,Mn,Zn,           Fe Co,Sn,Pb, H2,Cu,Hg,Ag,Au
Cr
Cr
+
+
+
+
H2SO4 (конц.),
растворы солей
+ неметаллы
О2

растворы HCl, H2SO4
H2O
+
щелочные расплавы окислителей
+
HNO3
     При комнатной температуре хром химически мало активен
из-за образования на его поверхности тонкой прочной
оксидной пленки.
     При нагревании оксидная пленка  хрома разрушается, и он реагирует практически со всеми неметаллами, например:

       кислородом, галогенами, азотом, серой.
    Составьте уравнения реакций
хрома с перечисленными неметаллами.

    Рассмотрите данные реакции как
окислительно-восстановительные.

     Cr0  +    O20  =    Cr2+3O3–2
4
2
3
Cr0  –  3e → Cr+3       4
O20   +  4e →  2O–2   3
Cr0  – восстановитель, процесс окисления
O20    –  окислитель, процесс восстановления
     Cr0  +    Br20  =    Cr+3Br3–1
2
3
2
Cr0  –  3e → Cr+3        2
Br20   +  2e →  2Br–1   3
Cr0  – восстановитель, процесс окисления
Br20    –  окислитель, процесс восстановления

     Cr0  +  N20  =   Cr+3N–3
Cr0  –  3e → Cr+3      2
N20   +  6e →  2N–3   1
2
2
Cr0  – восстановитель, процесс окисления
N20    –  окислитель, процесс восстановления
     Cr0  +     S0  =   Cr2+3S3–2
Cr0  –  3e → Cr+3      2
S0   +  2e →  S–2      3
2
3
Cr0  – восстановитель, процесс окисления
S0    –  окислитель, процесс восстановления

В раскаленном состоянии хром реагирует с парами воды:
2Cr  +  3H2O  =  Cr2O3  +  3H2
Li,K,Ba,Ca,Na,Mg, Al,Mn,Zn,           Fe Co,Sn,Pb, H2,Cu,Hg,Ag,Au
Cr
В ряду напряжений хром находится левее водорода и поэтому
 в отсутствии воздуха может вытеснять водород из растворов
соляной и серной кислот, образуя соли хрома (II).
     Составьте уравнения реакций хрома c растворами соляной и серной кислот.
   Рассмотрите данные реакции как окислительно-восстановительные.

     Cr0  +     H+1Cl  =   Cr+2Cl2  +  H20
Cr0  –  2e → Cr+2       1
2H+  +  2e →  H20      1
2
Cr0  – восстановитель, процесс окисления
HCl (за счет Н+1)  – окислитель, процесс восстановления
     Cr0  +     H2+1SO4  =   Cr+2SO4   +  H20
Cr0  –  2e → Cr+2       1
2H+  +  2e →  H20      1
Cr0  – восстановитель, процесс окисления
H2SO4(за счет Н+1)  – окислитель,
                                        процесс восстановления

      В присутствии кислорода
хром реагирует с растворами
кислот c образованием
солей хрома (III)
4Cr  +  12HCl  +  3O2  =  4CrCl3  +  6H2O

  Концентрированные серная и азотная
кислоты на холоду пассивируют хром

При сильном нагревании кислоты
pастворяют  хром с образованием
cолей хрома (III)
  Cr  +  H2SO4  → Cr2(SO4)3  +  SO2  +  H2O
Cr  +  HNO3  → Cr(NO3)3  +  NO2  +  H2O
Рассмотрите эти реакции как окислительно-восстановительные
Расставьте коэффициенты.
Назовите окислитель и восстановитель.

Cr0  +  H2S+6O4  → Cr2+3(SO4)3  +  S+4O2  +  H2O
Cr0  +  HN+5O3  → Cr+3(NO3)3  +  N+4O2  +  H2O
Cr0  –  3e → Cr+3      2
S+6  +  2e →  S+4      3
2Cr  +  6H2SO4  = Cr2(SO4)3  +  3SO2  +  6H2O
Cr0  – восстановитель, процесс окисления
H2SO4 (за счет S+6)  – окислитель, процесс восстановления
Cr0  –  3e → Cr+3      1
N+5  +  1e →  N+4      3
Cr  +  6HNO3  = Cr(NO3)3  +  3NO2  +  3H2O
Cr0  – восстановитель, процесс окисления
HNO3 (за счет N+5)  – окислитель, процесс восстановления

Хром способен вытеснять многие металлы, например
медь, олово, серебро и другие, из растворов их солей:
Cr0  +  Cu+2SO4  → Cr+2SO4 + Cu0
   Составьте уравнение реакции хрома c раствором  сульфата
меди (II). Рассмотрите данную реакцию как окислительно-восстановительную.
Cr0  –  2e → Cr+2     1
Cu+2+  2e →  Cu0    1
Cr  +  CuSO4 = CrSO4 + Cu
Cr0  – восстановитель, процесс окисления
CuSO4 (за счет Cu+2)  – окислитель, процесс
                                                              восстановления

Cr + KClO3  + KOH                  K2CrO4  +  KCl  +  H2O
Рассмотрите эту реакцию как окислительно-восстановительную
Расставьте коэффициенты.
Назовите окислитель и восстановитель.
    Растворы щелочей на хром практически не действуют.
    Хром реагирует с щелочными расплавами окислителей.
    В качестве окислителей используют нитраты натрия, калия,
хлорат калия и другие окислители.
   При взаимодействии с щелочными расплавами окислителей
хром образует соли анионного типа, в которых проявляет
 высшую степень окисления.
сплавление

Cr0 + KCl+5O3  + KOH → K2Cr+6O4  + KCl–1  +  H2O
Cr0  –  3e → Cr+3     1
Cl+5  +  6e →  Cl–    2
Cr  + KClO3  + 2KOH = K2CrO4  + KCl  +  H2O
Cr0  – восстановитель, процесс окисление
KClO3 (за счет Cl+5)  – окислитель, процесс восстановление

      Хром - постоянная составная часть растительных и животных организмов. В крови содержится от 0,012 до 0,0035 % хрома. Хром имеет большое значение в метаболизме углеводов и жиров, а также участвует в процессе синтеза инсулина. Важнейшая его биологическая роль состоит в регуляции углеводного обмена и уровня глюкозы в крови Элемент способствует нормальному формированию и росту детского организма. Снижение содержания хрома в пище и крови приводит к уменьшению скорости роста, увеличению холестерина в крови.

    Хром важный компонент во многих легированных сталях.
 Используется в качестве износоустойчивых и красивых
гальванических покрытий (хромирование)
   Хром применяется для производства сплавов:
хром-30 и хром-90, незаменимых для производства сопел
мощных плазмотронов и в авиакосмической промышленности.

Соединения хрома
Соединения хрома (II)
Соединения хрома (III)
Соединения хрома (VI)
оксид
гидроксид
соли
оксид
гидроксид
соли
соли
гидроксид
оксид
Соединения хрома (II)
CrO
Оксид хрома (II) – кристаллы черного цвета,
имеет   основный характер
          При осторожном нагревании
гидроксида хрома (II) в отсутствии кислорода получают оксид хрома (II). Составьте уравнение реакции.
Cr(OH)2  =  CrO  +  H2O
3CrO  =   Cr  +  Cr2O3
	При более высоких температурах оксид хрома (II)
диспропорционирует:
700°

   Составьте уравнение реакции оксида хрома (II) с соляной и
серной кислотами. Рассмотрите реакции с точки зрения ТЕД.
CrO  +  H2SO4  =  CrSO4  +  H2O
CrO  +  2H+ + Cl–  =  Cr2+   +  2Cl–  +  H2O
 CrO  +  2H+   =  Cr2+   +  H2O
CrO  +  2HCl  =  CrCl2  +  H2O
CrO  +  2H+ + SO42–  =  Cr2+   +  SO42–  +  H2O
CrO  +  2H+   =  Cr2+   +  H2O

Оксид хрома (II) – сильный восстановитель.
Кислородом воздуха окисляется до оксида
хрома (III)
Составьте уравнение реакции.
Рассмотрите данную реакцию
как окислительно-восстановительную.
Cr+2O  +  O20 → Cr2+3O3–2
Cr+2  –  1e → Cr+3      4
O20   +  4e →  2O–2    1
4CrO  +  O2 = 2Cr2O3
CrO (за счет Cr+2) – восстановитель, процесс окисления
O2   – окислитель, процесс восстановления

Cr(OH)2
Гидроксид хрома (II)
            Гидроксид хрома (II) получают в виде желтого осадка действием  растворов  щелочей на соли хрома (II) без доступа воздуха.
            Составьте уравнение реакции получения гидроксида хрома (II) действием гидроксида натрия на хлорид хрома (II). Рассмотрите реакцию с точки зрения ТЕД.
CrCl2  +  2NaOH  =  Cr(OH)2 ↓ +  2NaCl
Cr2+  +  2Cl–  +  2Na+  +  2OH–  = Cr(OH)2 ↓ +  2Na+ + 2Cl–
Cr2+  +  2OH–  = Cr(OH)2 ↓

Гидроксид хрома (II) обладает основными свойствами.
Составьте уравнение реакции гидроксида хрома (II) с соляной
кислотой. Рассмотрите реакцию с точки зрения ТЕД
Cr(OН)2  +  2HCl  =  CrCl2  +  2H2O
Cr(OН)2  +  2H+ + 2Cl–  =  Cr2+   +  2Cl–  +  2H2O
 Cr(OН)2  +  2H+   =  Cr2+   +  2H2O

Гидроксид  хрома (II) – сильный восстановитель.
Кислородом воздуха окисляется до гидроксида хрома (III)
 Составьте уравнение реакции. Рассмотрите данную реакцию
как окислительно-восстановительную.
Cr+2(ОН)2+  O20  +  Н2О  →  Cr+3(O –2Н)3
Cr+2  –  1e → Cr+3      4
O20   +  4e →  2O–2    1
4Cr(OН)2  +  O2  +  2Н2О  =  4Cr(OН)3
Cr(OН)2 (за счет Cr+2) –восстановитель, процесс окисления
O2   – окислитель, процесс восстановления

Соли хрома (II)
      Водные растворы солей хрома (II) получают без доступа
воздуха растворением металлического хрома в разбавленных
кислотах в атмосфере водорода или восстановлением цинком
в кислой среде солей трехвалентного хрома.
Безводные соли хрома (II) белого цвета, а водные растворы и
кристаллогидраты — синего цвета.
         Соединения хрома (II) – сильные восстановители. Легко окисляются. Именно поэтому очень трудно получать и хранить соединения двухвалентного хрома.
         Реагируют с концентрированными серной и азотной кислотами:
CrCl2  +  O2  +  HCl  → CrCl3  +  H2O
CrCl2  +  H2SO4 → Cr2(SO4)3  +  SO2↑ +  HCl↑  +  H2O
CrCl2  +  HNO3  →  Cr(NO3)3  +  NO2↑ +  HCl↑  +  H2O
Рассмотрите эти реакции как окислительно-
восстановительные.  Расставьте коэффициенты..

Cr+2Cl2  +  O20  +  HCl  → Cr+3Cl3  +  H2O–2
Cr+2  –  1e → Cr+3      4
O20   +  4e →  2O–2    1
4CrCl2  +  O2  +  4HCl  =  4CrCl3  +   2H2O

Cr+2Cl2  + HN+5O3 (к) →Cr+3(NO3)3 + N+4O2↑ + HCl↑ + H2O
Cr+2  –  1e → Cr+3      1
N+5   +   1e →  N+4     1
   CrCl2  + 4HNO3(конц) = Cr(NO3)3  + NO2↑ + 2HCl↑ + H2O
Cr+2Cl2 + H2S+6O4(к.) →Cr2+3(SO4)3 + S+4O2↑ + HCl↑ + H2O
Cr+2  –  1e → Cr+3      2
S+6   +   2e →  S+4      1
2CrCl2 + 4H2SO4(конц) = Cr2(SO4)3 + SO2↑ + 4HCl↑ +2H2O

Соединения хрома (III)
Cr2O3
Оксид хрома () – тугоплавкий порошок темно-зеленого цвета.
Получение.
	В лабораторных условиях термическим разложением
дихромата аммония:
(NH4)2Cr2O7  = Cr2O3 + N2 + 2H2O
	В промышленности восстановлением дихромата калия
коксом или серой:
  K2Cr2O7  +   3C   =   2Cr2O3  +  2K2CO3   +  CO2
K2Cr2O7   +   S   =   2Cr2O3   +   K2SO4
t°
t°
t°

Оксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами
При взаимодействии с кислотами образуются соли хрома (III):
   Составьте уравнение реакции оксида хрома (III) с соляной
кислотой.  Рассмотрите реакцию с точки зрения ТЕД.

Cr2O3  +  6HCl  =  2CrCl3  +  3H2O
 Cr2O3 +  6H+ + 6Cl–  =  2Cr3+   +  6Cl–  +  3H2O
 Cr2O3 +  6H+   =  2Cr3+   +  3H2O

При сплавлении оксида хрома (III) с оксидами,
гидроксидами и карбонатами щелочных и
щелочноземельных металлов образуются
хроматы (III) (хромиты):
Сr2O3  +  Ba(OH)2  =  Ba(CrO2)2 + H2O
Сr2O3  +  Na2CO3  =  2NaCrO2  +  CO2
t°
t°
Оксид хрома (III) нерастворим в воде.

В окислительно-восстановительных реакциях оксид хрома (III)
ведет себя как восстановитель:
Cr2O3  +  KOH  +  KMnO4  →  K2CrO4  +  MnO2  +  H2O
Рассмотрите эти реакции как окислительно-восстановительные
Расставьте коэффициенты.
Cr2O3  +  KOH  +  Сa(ClO)2  →  K2CrO4  +  CaCl2  +  H2O
Cr2O3  +  O2 +   Na2CO3  →  Na2CrO4  +  CO2
Cr2O3  + KClO3 +   Na2CO3  →  Na2CrO4  +  KCl  +  CO2
Cr2O3  + NaNO3 + Na2CO3 → Na2CrO4  + NaNO2 +  CO2

Cr2+3O3  +  KOH  +  KMn+7O4  →  K2Cr+6O4  +  Mn+4O2  +  H2O
2Cr+3  –   6e  → 2Cr+6   1   окисление, восстановитель
Mn+7  +  3e → Mn+4       2   восстановление, окислитель
Cr2O3  +  2KOH  +  2KMnO4  =  2K2CrO4  +  2MnO2  +  H2O
Cr2+3O3  +  KOH  +  Сa(Cl+1O)2  →  K2Cr+6O4  +  CaCl2–1  +  H2O
2Cr+3  –   6e  → 2Cr+6   1   окисление, восстановитель
Cl+1  +  2e → Cl–1          3   восстановление, окислитель
Cr2O3  +  4KOH  +  3Сa(ClO)2  =  2K2CrO4  +  3CaCl2  +  2H2O
Cr2+3O3  +  O20 +   Na2CO3  →  Na2Cr+6O4  +  CO2–2
2Cr+3  –   6e  → 2Cr+6   2   окисление, восстановитель
O20   +  4e  → O–2         3   восстановление, окислитель
Cr2O3  +  3O2 +   4Na2CO3  =  2Na2CrO4  + 4CO2
Cr2+3O3  + KCl+5O3 +   Na2CO3  →  Na2Cr+6O4  +  KCl–1  +  CO2
2Cr+3  –   6e  → 2Cr+6   1   окисление, восстановитель
Cl+5   +  6e  → Cl–1        1   восстановление, окислитель
Cr2O3  +   KClO3    +   2Na2CO3  =  2Na2CrO4  +  KCl    +  2CO2
Cr2+3O3  + NaN+5O3 + Na2CO3 → Na2Cr+6O4  + NaN+3O2 +  CO2
2Cr+3  –   6e  → 2Cr+6   1   окисление, восстановитель
N+5     +  2e  → N+3       3   восстановление, окислитель
Cr2O3   +  3NaNO3  +  2Na2CO3  =  2Na2CrO4  + 3NaNO2 +  2CO2
         Оксид хрома (III) – катализатор
                     В присутствии оксида хрома (III)  аммиак окисляется кислородом воздуха до монооксида азота, который в избытке кислорода окисляется до бурого диоксида азота.

    Каталитическое окисление этанола

          Окисление этилового спирта кислородом воздуха происходит очень легко в присутствии оксида хрома (III)
    Реакция окисления спирта протекает с выделением энергии. Продукт реакции окисления спирта - уксусный альдегид.

Cr2O3, t°
2СН3–СН2–ОН  + О2                    2СН3 – С ═ О  + 2H2O

H
Гидроксид хрома (III)
Cr(OH)3
Получают гидроксид хрома (III) действием
растворов щелочей или аммиака на растворы
солей  хрома (III).
  Составьте уравнение реакции получения
  Cr(OH)3  действием раствора аммиака на
  хлорид хрома (III):
CrCl3 + 3(NH3·H2O) = Cr(OH)3 + 3NH4Cl
Лабораторный опыт № 1
  К раствору хлорида хрома (III) прилейте раствор
  аммиака. Что наблюдаете?

Лабораторный опыт № 2
  Осадок, полученный в опыте № 1 разделите на две части, к
одной из них добавьте раствор соляной кислоты, а к другой –
щелочь. Что происходит?
Какими свойствами обладает гидроксид хрома (III)?

Cr(OH)3
CrCl3
Na3[Cr(OH)6]
NaOH
HCl

+H2SO4
+NaOH
  Осадок, полученный в опыте № 1 разделите на две части, к
одной из них добавьте серной  кислоты, а к другой – щелочь.
Что происходит?

Гидроксид  хрома (III) обладает амфотерными свойствами.
При взаимодействии с кислотами образуются соли хрома (III):
Составьте уравнение реакции гидроксида хрома (III) с соляной
кислотой.  Рассмотрите реакцию с точки зрения ТЕД.
Cr(OH)3  +  3HCl  =  CrCl3  +  3H2O
 Cr(OH)3 +  3H+ + 3Cl–  =  Cr3+   +  3Cl–  +  3H2O
 Cr(OH)3 +  3H+   =  Cr3+   +  3H2O

Cr(OH)3  +  3NaOH  =  Na3[Cr(OH)6]
Cr(OH)3  +  3Na+  + 3OH–  =  3Na+ +  [Cr(OH)6]3–
Cr(OH)3  +  3OH–  =  [Cr(OH)6]3–
2Cr(OH)3   =  Cr2O3  +  3H2O
t°
Гидроксид хрома (III) растворяется в щелочах
При нагревании гидроксид хрома (III) разлагается:
гексагидроксохромат (III) натрия
        (изумрудно-зеленый)

Соли хрома (III)
      Хроматы (III) устойчивы в щелочной среде. Они легко реагируют с кислотами:
      недостаток  кислоты:
      избыток  кислоты:
      В растворе подвергаются полному гидролизу:
NaCrO2  +  HCl  +  H2O  =  Cr(OH)3  +  NaCl
NaCrO2 +  4HCl   =  CrCl3  +  NaCl  +  2H2O
      с угольной кислотой
Na3[Cr(OH)6] + 3CO2  =  Cr(OH)3  +  3NaHCO3
 Cr2S3    +  6H2O  =  2Cr(OH)3  +  3H2S
    В водных растворах катион Cr3+ встречается только
в виде гидратированного иона [Cr(H2O)6] 3+, который
придает раствору сине-фиолетовый цвет.

раствору сине-фиолетовый цвет.

Сульфат хрома (III) образует двойные соли – хромовые квасцы.
Из смешанного раствора сульфата хрома (III) и сульфата калия
кристаллизуется двойная соль    –  KCr(SO4)2·12H2O
 сине-фиолетового цвета.
Применяются в качестве дубящего вещества при
 изготовлении эмульсий, а также в дубящих растворах
 и дубящих фиксажах.

Соединения хрома (III) могут проявлять как окислительные
так и восстановительные свойства.

Рассмотрите эти реакции как окислительно-восстановительные
Расставьте коэффициенты.
Назовите окислитель и восстановитель.
K3[Cr(OH)6]  + Br2  +  KOH → K2CrO4  +  KBr  +  H2O
CrCl3  +  H2O2  +  KOH → K2CrO4  + KCl  +  H2O
KCrO2  + PbO2  +  KOH  →  K2CrO4 + K2PbO2 + H2O
Cr2(SO4)3  + Cl2 + NaOH   →  Na2CrO4 + NaCl  + H2O  + Na2SO4
CrCl3  +  Zn  → CrCl2  +  ZnCl2
K3[Cr+3(OH)6]  + Br20  + KOH → K2Cr+6O4  +  KBr– +  H2O
Cr+3  –   3e  → Cr+6     2    окисление, восстановитель
Br20   +  2e  → 2Br–1   3    восстановление, окислитель
2K3[Cr(OH)6]  +  3Br2   +  4KOH   =  2K2CrO4  +  6KBr  +  8H2O
Cr+3Cl3  +  Zn0  → Cr+2Cl2  +  Zn+2Cl2
Cr+3  +   1e  → Cr+2     2    восстановление, окислитель
Zn0 –   2e  → Zn+2      1     окисление, восстановитель
2CrCl3  +  Zn   =  2CrCl2  +  ZnCl2
KCr+3O2 + Pb+4O2 + KOH  → K2Cr+6O4 + K2Pb+2O2 + H2O
Cr+3  –   3e  → Cr+6     2    окисление, восстановитель
Pb+4   +  2e  → Pb–2    3    восстановление, окислитель
2KCrO2 + 3PbO2 + 8KOH  = 2K2CrO4 + 3K2PbO2 + 4H2O
Cr+3Cl3  +  H2O2–1  +  KOH → K2Cr+6O4  + KCl  +  H2O–2
Cr+3  –   3e  → Cr+6     2    окисление, восстановитель
2O–1   +  2e  → 2O–2   3    восстановление, окислитель
2CrCl3  + 3H2O2  + 10KOH   =  2K2CrO4  +  6KCl  + 8H2O
Cr2+3(SO4)3  + Cl20 + NaOH → Na2Cr+6O4 + NaCl– + H2O + Na2SO4
Cr+3  –   3e  → Cr+6     2    окисление, восстановитель
Cl20   +  2e  → 2Cl–1    3    восстановление, окислитель
Cr2(SO4)3 +3Cl2 +16NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaCl + 8H2O +3Na2SO4

      Получают CrO3 действием избытка
     концентрированной серной кислоты
     на насыщенный водный раствор
     дихромата натрия:
 Na2Cr2O7  +  2H2SO4 = 2CrO3  + 2NaHSO4 + H2O
Оксид хрома (VI) очень ядовит.
4CrO3 → 2Cr2O3 + 3O2↑.
  При нагревании выше 250 °C разлагается:
Оксид хрома (VI) CrO3 — хромовый ангидрид,
                    представляет собой темно-красные
                    игольчатые кристаллы.

CrO3 — кислотный оксид.
 С избытком воды образуется хромовая
кислота H2CrO4
CrO3  +  Н2O  =  Н2CrO4
    При большой концентрации CrO3 образуется дихромовая
кислота   Н2Cr2О7
2CrO3  +  Н2O  =  Н2Cr2O7
которая при разбавлении переходит в хромовую кислоту:
Н2Cr2О7  +  Н2О  =  2Н2CrO4
При растворении в воде образует  кислоты.
   Эти кислоты – неустойчивые. Существуют только в растворе.
 Между ними в растворе устанавливается равновесие
2Н2CrO4     ↔   Н2Cr2O7 +  Н2O
При взаимодействии CrO3 со щелочами образуются хроматы
CrO3 + 2KOH → K2CrO4 + H2O.

       CrO3 является сильным окислителем
      Например этанол, ацетон и многие другие органические вещества самовоспламеняются или даже взрываются при контакте с ним.
Окисляет йод, серу, фосфор, уголь.
4CrO3 + 3S = 2Cr2O3 + 3SO2↑.
 CrO3  +  C2H5OH → CO2  +  Cr2O3  +  H2O
C2H5OH  +  3H2O – 12e   →  2CO2  +  12H+      1
2CrO3   +  6H+  +  6e → Cr2O3  +  3H2O            2
4CrO3  +  C2H5OH → 2CO2  +  2Cr2O3  +  3H2O
C2H5OH + 3H2O + 4CrO3  + 12H+ = 2CO2  +  12H+ + 2Cr2O3 + 6H2O

    Если поместить оксид хрома на фарфоровую пластинку и капнуть на него несколько капель ацетона,то через несколько секунд ацетон загорается. При этом оксид хрома (VI) восстанавливается до оксида хрома (III), а ацетон окисляется до углекислого газа и воды.

Окисление ацетона хромовым ангидридом.
16CrO3 +  3CH3– С – CH3 → 9CO2   +  8Cr2O3  +  9H2O

О
      Оксиду хрома (VI) соответствуют две кислоты –
       хромовая Н2CrO4  и   дихромовая  Н2Cr2O7

    Хромовая кислота — кристаллическое вещество красного цвета; выделена в свободном состоянии при охлаждении насыщенных водных растворов CrO3; хромовая кислота — электролит средней силы. Изополихромовые кислоты существуют в водных растворах, окрашенных в красный цвет

хроматы – соли хромовой кислоты устойчивы в щелочной среде, при
подкислении переходят в оранжевые
дихроматы, соли  двухромовой кислоты. Реакция обратима, поэтому при добавлении щелочи желтая окраска хромата восстанавливается.
2CrO42–  +  2H+ ↔ Cr2O72–  +  H2O
хроматы
дихроматы
соли
ОН–
Н+

Лабораторный опыт № 3
К раствору дихромата калия добавьте гидроксид калия.
Как изменилась окраска? Чем это вызвано?

  К полученному раствору добавьте
серной кислоты до восстановления
желтой окраски.
Напишите уравнения реакций.

2K2CrO4 + H2SO4(разб.) =  K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O
 K2Cr2O7   +  2KOH   =  2K2CrO4 + H2O
2K2CrO4 + 2HCl(разб.) =  K2Cr2O7 + 2KCl + H2O
2K2CrO4 + H2O  +  CO2 =  K2Cr2O7 + KHCO3

Взаимопревращение хроматов и дихроматов
        Оксиду хрома (VI) соответствуют  две кислоты – хромовая Н2CrO4  и дихромовая  Н2Cr2O7, Хромат калия K2CrO4 и дихромат калия K2Cr2O7 – соли этих кислот. Хроматы – желтого цвета, дихроматы – оранжевого. В кислой среде хромат-ион превращается в дихромат-ион. В присутствии щелочи дихроматы снова становятся хроматами. Хромат калия превращаем в дихромат, добавляя кислоту. Желтый раствор становится оранжевым.
2K2CrO4 + H2SO4 = K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O
В стакан с дихроматом калия добавляем щелочь, оранжевый раствор становится желтым – дихроматы превращаются в хроматы.
K2Cr2O7 + 2KOH = 2K2CrO4 + H2O

    Соединения хрома (VI) –
 сильные окислители
Cr2O72–
Cr3+
Cr(OH)3
[Cr(OH)6]3–
H+
H2O
OH–
Cr2O72–  + 14H+  + 6e → 2Cr3+ + 7H2O
Cr2O72–  + 7Н2О  + 6e → 2[Cr(OH)6]3– + 2ОН–

Окислительные свойства дихроматов
      Дихроматы, например дихромат калия K2Cr2O7 – сильные окислители. Под действием восстановителей дихроматы в кислой среде переходят в соли хрома (III). Примером такой реакции может служить  окисление сульфита натрия раствором дихромата калия в кислой среде. К раствору дихромата калия добавляем серную кислоту и раствор сульфита натрия.
  K2Cr2O7 +3Na2SO3+4H2SO4 =Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4+ K2SO4 + 4H2O
  Оранжевая окраска, характерная для дихроматов, переходит в зеленую. Образовался раствор сульфата хрома (III) зеленого цвета. Соли хрома - ярко окрашены, именно поэтому элемент получил такое название: "хром", что в переводе с греческого означает "цвет, краска".

опыт

Zn  +  K2Cr2O7  +  H2SO4 → ZnSO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 +H2O
K2Cr2O7  +  H2S   +  H2SO4 → S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 +H2O
K2Cr2O7  +  H2O2   +  H2SO4 → O2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 +H2O
K2Cr2O7  +  H2O   +  H2S   →  S  + Cr(OH)3  +  KOH
K2Cr2O7  +  H2O   +  K2S   →  S  + K3[Cr(OH)6]  +  KOH
Дихроматы проявляют окислительные свойства не только в
растворах, но и в твердом виде:
K2Cr2O7  +  S   → K2SO4 + Cr2O3
K2Cr2O7  +  С  → K2СO3 + СО  +  Cr2O3
K2Cr2O7  +  Al  → Cr  + KAlO2  + Al2O3
Рассмотрите эти реакции как окислительно-восстановительные
Расставьте коэффициенты.
K2Cr2O7  +  KOH   +  (NH4)2S   →  S  + K3[Cr(OH)6]  +  NH3

Zn0 + K2Cr2+6O7  + H2SO4 → Zn+2SO4 + Cr2+3(SO4)3 + K2SO4 +H2O
Cr+6  +   3e  → Cr+3     2    восстановление, окислитель
Zn0  –   2e  → Zn+2      3    окисление, восстановитель
3Zn  + K2Cr2O7  + 7H2SO4 = 3ZnSO4 + Cr2(SO4)3 + K2SO4  + 7H2O
K2Cr2+6O7   + H2S–2  +  H2SO4  → S0 + Cr2+3(SO4)3  +  K2SO4  + H2O
Cr+6  +   3e  → Cr+3     2    восстановление, окислитель
S–2  –   2e  → S0          3    окисление, восстановитель
K2Cr2O7   +  3H2S  +  4H2SO4   =  3S  + Cr2(SO4)3  + K2SO4  + 7H2O
K2Cr2+6O7  +  H2O2–1   +  H2SO4 → O20 + Cr2+3(SO4)3 + K2SO4 +H2O
Cr+6  +   3e  → Cr+3     2    восстановление, окислитель
2O–1  –   2e  → O20      3    окисление, восстановитель
K2Cr2O7  +  3H2O2 +  4H2SO4   = 3O2  + Cr2(SO4)3 +  K2SO4 + 7H2O
K2Cr2+6O7  +  H2O   +  H2S–2   →  S0  + Cr+3(OH)3  +  KOH
K2Cr2+6O7  +  H2O   +  K2S–2    →  S0  + K3[Cr+3 (OH)6]  +  KOH
K2Cr2+6O7 + KOH +H2O + (NH4)2S–2  → S0  + K3[Cr+3(OH)6]  +  NH3
2Cr+6  +   6e  → 2Cr+3   1    восстановление, окислитель
S–2  –   2e  → S0            3    окисление, восстановитель
2Cr+6  +   6e  → 2Cr+3  1    восстановление, окислитель
S–2  –   2e  → S0           3    окисление, восстановитель
2Cr+6  +   6e  → 2Cr+    1    восстановление, окислитель
S–2  –   2e  → S0           3    окисление, восстановитель
K2Cr2O7  +  H2O   +  3H2S   =  3S  + 2Cr(OH)3  +  2KOH
K2Cr2O7  +  7H2O   +  3K2S   =  3S  + 2K3[Cr(OH)6]  +  2KOH
K2Cr2O7  + 4KOH  + H2O + 3(NH4)2S  = 3S  + 2K3[Cr(OH)6] + 6NH3
K2Cr2+6O7  +  S0   → K2S+6O4 + Cr2+3O3
K2Cr2O7  +  S   = K2SO4 + Cr2O3
K2Cr2+6O7  +  С0  → K2С+4O3 + С+2О  +  Cr2+3O3
K2Cr2O7  +  2С  =  K2СO3 + СО  +  Cr2O3
K2Cr2+6O7  +  Al0  → Cr0  + KAlO2  + Al2+3O3
K2Cr2O7    +  4Al   =  2Cr   +  2KAlO2  +  Al2O3
Cr+6  +   3e  → Cr+3   2    восстановление, окислитель
S0  –   6e  → S+6        1    окисление, восстановитель
Cr+6  +   3e  → Cr+3    3     2     восстановление, окислитель
С0  –   4e  → С+4        4     1     окисление, восстановитель
С0  –   2e  → С+2        2     1

2Cr+6  +   6e  → 2Cr+3    1    восстановление, окислитель
Al0  –   3e  → Al+3           2    окисление, восстановитель
Дихромат калия (хромпик) широко применяется как окислитель
органических соединений:
3С2H5OH  +  K2Cr2O7  +  4H2SO4      CH3– CHO  +  Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
3С3H7OH  +  K2Cr2O7  + 4H2SO4      3CH3– C–CH3  + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
                                                                                ║
					     O

    Хроматы щелочных металлов плавятся без разложения, а
дихроматы при высокой температуре превращаются в хроматы.
     Дихромат аммония разлагается при нагревании:
(NH4)2Cr2O7            Cr2O3  +  N2  +  4H2O
180°C
    В ряду гидроксидов хрома различных степеней окисления
Cr(ОН)2 — Cr(ОН)3 — Н2CrО4
     закономерно происходит ослабление основных свойств и усиление кислотных. Такое изменение свойств обусловлено увеличением степени окисления и уменьшением ионных радиусов хрома. В этом же ряду последовательно усиливаются окислительные свойства.
	Соединения Cr (II) — сильные восстановители, легко окисляются, превращаясь в соединения хрома (III).
	Соединения хрома(VI) — сильные окислители, легко восстанавливаются в соединения хрома (III).
	Соединения  хрома (III), могут при взаимодействии с сильными восстановителями проявлять окислительные свойства, переходя в соединения хрома (II), а при взаимодействии с сильными окислителями проявлять восстановительные свойства, превращаясь в соединения  хрома (VI).

Степень окисления хромa        +2	      +3        +6

Оксид		                CrO	   Cr2O3          CrO3

Гидроксид			     Cr(OH)2  Cr(OH)3    H2CrO4
								   H2Cr2O7

Кислотные и окислительные свойства возрастают
Основные  и восстановительные свойства возрастают
Соединения хрома

Начала химии. Современный курс для поступающих в ВУЗы. – М.: 1Федеративная Книготорговая Компания.
Химия. Подготовка к ЕГЭ: учебно-методическое пособие / Под ред. В.Н. Доронькина. – Ростов н/Дону: Легион
Химия. Пособие для поступающих в вузы /О.О. Максименко. – М. : Филол. о-во СЛОВО: Изд-во Эксмо
Интернет-ресурсы (картинки, видеофрагменты: 1) Единая образовательная коллекция цифровых ресурсов. Химия. Неорганическая химия. Металлы побочных подгрупп. Хром. Видеопыты. http://school-collection.edu.ru/
2) Образовательная коллекция
        Химия для всех XXI
	    Химические опыты со взрывами и без


title: Презентация на тему: Кислород и водород

text:
Получение и применение водорода, кислорода
МБОУ СОШ №99 г.о. Самара
Предмет: Химия
Класс: 8
Учебник: Минченков Е.Е. и др., 2011г.
Учитель: Лузан У.В.
Год создания: 2013

5klass.net
повторить физические и химические свойства водорода и кислорода, распространение их в природе
вспомнить уравнения горения простых и сложных веществ
познакомиться со способами получения газов в лаборатории и промышленности
рассмотреть способы собирания и распознавания водорода и кислорода
узнать области применения этих газов

Цели урока
Примерно века два назад открыт он был случайно.
Сейчас знаком с ним стар и млад
и он для нас не тайна.
Без газа этого на свете не жили б звери и народ.
Его б узнать могли бы дети,
ведь это-…..
-Как вы догадались, что это ……?
-Почему его так назвали?
-Кем и когда был открыт?

Угадайте, о каком газе идёт речь в стихотворении:
Я газ, легчайший и бесцветный, неядовитый и безвредный.
Соединяясь с кислородом, я для питья даю вам воду.

-Какие физические свойства газа описаны здесь?
-Почему этот газ носит такое название?
-Когда и кто его открыл?

Угадайте, о каком газе идёт речь в стихотворении:
Работа по вариантам

1- вариант пишет про кислород
2- про водород

Если ребята согласны с утверждением, то ставится знак «+», если не согласны, то знак «-».

Кодовый диктант (сравнение физических свойств газов)
1.Газ без цвета и вкуса.
2. Газ имеет неприятный запах.
3.Газ легче воздуха.
4.Обладает самой высокой электропроводностью.
5.Малорастворимый газ в воде.
6.Этот газ хорошо поддерживает горение.
8.Выделяется в процессе фотосинтеза.

Вопросы
Вариант1 – кислород – 1, 5, 6, 8
Вариант2 – водород – 1, 3, 4, 5

Правильные ответы
Водород
Кислород
1) в космосе-92%
1) в воздухе-21%
2) в земной коре-1%
2) в земной коре-92%
3) в виде соединений на земле
3) в гидросфере-89%
4) в атмосфере-0,0005%
4) в живых организмах-65%.

Рассказать о нахождении газов в природе пользуясь данными
Правильные ответы
Известно, что горят отлично в нём сера, фосфор, углерод,
Железо, магний, энергично сгорает даже водород.

Запишите уравнения реакций, о которых говорится в стихотворении:
- Как называются соединения элементов с кислородом?
-Дайте определение реакциям горения.
- Каков тепловой эффект реакций горения?
- Где используются реакции горения метана и ацетилена?

А как горят сложные вещества? Написать уравнения горения метана (СН4) и ацетилена (С2Н2)
Н2+CuO→ Н2О→Н2 → НСl → FeCl2 + …

- Какая реакция отражает восстановление металлов из их оксидов?
- Какие свойства при этом проявляет водород?

Осуществите цепочку превращений:
В промышленности – конверсией водяных паров с углем или метаном:
	С + H2O = CO + H2
	CH4 + H2O = CO + 3H2
Получение водорода
В лаборатории:
1) действием разбавленных кислот (кроме HNO3) на металлы:
     Zn + 2HCl = ZnCI2 +H2
2) взаимодействием кальция с водой:
	Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2
3) разложением гидридов водой:
	NaH + H2O = NaOH + H2
5) электролизом воды:
	2H2O   =   2H2 + O2
Получение водорода
Получение водорода
Аппарат Киппа

Сосуд
Шаровая воронка
Тубус
1
2
3
Собирание водорода
Вытеснением воздуха:

Вытеснением воды:

Применение
1) Химическая промышленность: получение аммиака, метанола, мыла, пластмасс и др.
Применение
2) Пищевая промышленность:
	а) производство маргарина
	б) пищевая добавка Е949 (упаковочный газ)

Применение
3) Топливо (ракетное, машинное)
Применение
4) Военная промышленность (производство водородных бомб)
Применение
5) Резка и сварка металлов
Пламенем водородной горелки
можно резать и сваривать металлы
Получение кислорода
В промышленности – из жидкого воздуха.
В лаборатории:

2KMnO4           K2MnO4 + MnO2 + O2

2H2O2            2H2O + O2

2KClO3           2KCl + 3O2

2KNO3	         2KNO2 + O2
бертолетова
соль

Вытеснением воздуха

Вытеснение воды
Собирание кислорода
Применение кислорода
1. Металлургия: производство стали, сжигание топлива и др.
Применение кислорода
2. Сварка и резка металлов
Применение кислорода
3. Ракетное топливо
В качестве окислителя для ракетного топлива применяется жидкий кислород, пероксид водорода, азотная кислота и другие богатые кислородом соединения.
Применение кислорода
4. Медицина
Кислород используется для обогащения дыхательных газовых смесей при нарушении дыхания, для лечения астмы, профилактики гипоксии в виде кислородных коктейлей, кислородных кислородных подушек.
Применение кислорода
5. Пищевая промышленность
В пищевой промышленности кислород зарегистрирован в качестве пищевой добавки E948, как пропеллент (газ, находящийся под давлением, вытеснитель) и упаковочный газ.
Задание
На каком рисунке (а или б) отображен способ "переливания" водорода из одного сосуда в другой? Ответ поясните.

Задание
Водород является продуктом взаимодействия:

1) Cu + HCl;
2) Zn + HCl;
3) Cu + H2O;
4) S + NaOH
Задание
Водород не реагирует с:

1) N2;
2) S;
3) O2;
4) HCl
Задание
Водород реагирует:

1) только с простыми веществами;
2) с простыми и сложными веществами;
3) только со сложными веществами;
4) только с неметаллами.
Задание
Водород реагирует с:

1) Н2О;
2) SO3;
3) Cl2;
4) Au
1) Сколько литров кислорода потребуется для окисления 1 моль кальция (н.у.)?

2) Какова масса оксида магния, полученного из 4 моль магния?

Решение расчетных задач по уравнениям реакций
Домашнее задание
Решить цепочку превращений:

H2→MgH2 → H2  →  X1  →  H2 → X2 → H2
+CuO
эл.ток
+ C


title: Презентация на тему: Кисень

text:
Кисень
О
Оксиген
Петіцон Ірина
Оксиген (О) — хімічний елемент головної підгрупи 6 групи періодичної системи групи з атомним номером 8, простими речовинами якого є гази кисень та озон.

озон
кисень
Атомний номер оксигену — 8; атомна маса — 15,9994. Оксиген утворює сполуки з усіма елементами, крім гелію, аргону та неону. При нормальний умовах кисень — газ, що складається з двоатомних молекул. При 90,18 К кисень конденсується в блідо-голубу рідину, при 54,36 К твердне.

Густина рідкого кисню — 1,142; температура плавлення становить −218 оС, температура кипіння складає −183 оС.

З деякими металами кисень утворює пероксиди Ме2О2, надпероксиди МеО2, озоніди МеО3, з горючими газами — вибухові суміші.
МеО2
Ме2О2
МеО3
Гелій
Аргон
Неон
Відкрили кисень: в 1771 шведський хімік К. В. Шеєле і незалежно від нього в 1774 — англійський вчений Джозеф Прістлі. Французький хімік А. А. Лавуазьє дав елементу назву і до 1777 року створив кисневу теорію дихання, горіння і окиснення. У вільному вигляді відомий,як молекулярний кисень (O2) та озон (O3).
Цікаві факти про кисень
Кисень повітря, від якого залежить життя людини, вперше з`явився в атмосфері Землі завдяки діяльності фотосинтезуючих бактерій.
Кисень — один з найбільш хімічно активних елементів. Ось чому в земній корі кисень зазвичай перебуває у зв'язному вигляді у складі інших хімічних сполук.
При температурі −182,926 °C кисень конденсується на блідо-голубу рідину. При −218,4 °C він замерзає.
Більшість живих організмів залежить від кисню. Маючи високу хімічну активність, він здатний окислювати («забирати» електрони) у багатьох хімічних речовин. Ці реакції відбуваються з виділенням енергії необхідної для підтримання всіх життєвих процесів організму. Процес окиснення органічних речовин киснем відбувається в мітохондріях життєвих клітин і називається клітинним диханням.
Лавуазьє відкрив, що вода — сполука водню і кисню. До того вода вважалася простою речовиною.
Дякую за увагу!


title: Презентация на тему: Кислород

text:
       1733  -  1804
1742 - 1786
     1743  -  1794

1572  -  1633

t
t
t
t
t
t
t


title: Презентация на тему: КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ АЗОТА

text:
NO2 + H2O =
4HNO3=4NO2+2H2O+O2


title: Презентация на тему: Кислород - химический элемент

text:
900igr.net
2
4
6
7
23%
86%
47%
H2O
SiO2, CaCO3, Al2O3

1
2
3
4
Ar(O) =
ma(O) =
5
6
O
II
15
16
2HgO = 2Hg + O2


title: Презентация на тему: Кислородные соединения азота

text:
+ 1

+ 2

+ 3

+ 4

+ 5

N2O

NO

N2O3

NO2

N2O5


title: Презентация на тему: Кислородные соединения

text:
900igr.net
NH3
-33oC
-78oC
<0
N2H4
+2oC
+114oC
> 0
+1
+2
+3
+4
+5
N2O
NO
N2O3
NO2 N2O4
N2O5
HNO2
HNO3
NaNO2
NaNO3
HNO3


title: Презентация на тему: Кислород 9 класс

text:
900igr.net
4P + 5O2 = 2 P2O5
3 Fe +2 O2 = Fe3O4


title: Презентация на тему: Кислород

text:
12.05.2008
5
6


title: Презентация на тему: Хром

text:
Хром
                Работу выполнил   Кулаков Артем
         Учащийся  9а класса МБОУ СОШ № 172
              Учитель:  Додина Н.Л.
Положение в периодической таблице
Атомный номер – 24
Символ – Cr
Период – 4
Группа – побочная VI

Строение атома
Количество протонов (p+) и электронов (e-) равно 24
Количество нейтронов (n0) равно 28
Электронная конфигурация – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1
Степени окисления
Степень окисления Cr+2
Оксид хрома II (CrO)
Галогениды (CrF2, CrI2, CrCl2, ClBr2)
Степень окисления Cr+3
Oксид хрома III (Cr2O3)
Гидроксид Cr(OH)3
Степень окисления Cr+4
Оксид хрома IV (CrO2)
Степень окисления Cr+6
Оксид хрома VI (CrO3)
Ряд кислот (H2CrO4, H2Cr2O7)
Оксид хрома(VI)
Оксид хрома(III)
ИСТОРИЯ ОТКРЫТИЯ
В 1766 году в окрестностях Екатеринбурга был обнаружен минерал, который получил название «сибирский красный свинец», PbCrO4. Современное название — крокоит. В 1797 французский химик Л. Н. Воклен выделил из него новый тугоплавкий металл.
Название элемент получил от греч. χρῶμα — цвет, краска — из-за разнообразия окраски своих соединений.

Образцы крокоита из Тасмании
Физические свойства
Хром обладает всеми свойствами металла – хорошо проводит тепло и электрический ток, имеет характерный металлический блеск. Главная особенность хрома - устойчивость к действию кислот и кислорода.
Температура плавления - 1875°C
При температуре около 37°C некоторые физические свойства этого металла резко, скачкообразно меняются; ученые объяснить эту аномалию пока не могут.
Химические свойства
Взаимодействие с неметаллами:
4Cr + 3O2 = 2Cr2O3
2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3.
2Cr + N2 = 2CrN
2Cr + 3S = Cr2S3
Взаимодействие с водой:
2Cr + 3H2O = Cr2O3 + 3H2
Восстановление металлов из оксидов и солей:
2Cr + 3CuCl2 = 2CrCl3 + 3Cu
Взаимодействие с кислотами
Cr + 2HCl = CrCl2 + H2
Cr + H2SO4 = CrSO4 + H2
4Cr + 12HCl + 3O2 = 4CrCl3 + 6H2O
2Cr + 6H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
Cr + 6HNO3 = Cr(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
Взаимодействие с щелочными реагентами
2Cr + 6KOH = 2KCrO2 + 2K2O + 3H2
Cr + KClO3 + 2KOH = K2CrO4 + KCl + H2O

Получение хрома
FeO · Cr2O3 + 4C → Fe + 2Cr + 4CO↑
Применение хрома
Важнейший легирующий элемент
Производство огнеупоров
Декоративные коррозионно-стойкие покрытия
Краска
Производство кожи
Хромированный Mercedes
Краска из хрома
Биологическая роль
Хром - один из биогенных элементов, постоянно входит в состав тканей растений и животных.
Отравления Хромом, и его соединениями встречаются при их производстве; в машиностроении; металлургии; при изготовлении кож, красок и т. д. Токсичность соединений Хрома зависит от их химические структуры: дихроматы токсичнее хроматов, соединения Cr (VI) токсичнее соединений Cr(II), Cr(III).
 Начальные формы заболевания проявляются ощущением сухости и болью в носу, першением в горле, затруднением дыхания, кашлем; они могут проходить при прекращении контакта с Хромом. При длительном контакте с соединениями Хрома развиваются признаки хронические отравления: головная боль, слабость, диспепсия, потеря в весе и других.
Спасибо за внимание


Презентация на тему: Кислородосодержащие органические соединения


title: Презентация на тему: Кислородные соединения азота. Азотная кислота

text:
Кислородные соединения азота Азотная кислота
МБОУ СОШ №30
г.Ростов-на-Дону
Проверка знаний
1.Определите, о каком веществе идёт речь
I вариант

Бесцветный газ, плохо  	 растворим в воде, легко соединяется с кислородом воздуха, образуя бурый газ.

II вариант

Бесцветный газ с характерным резким запахом, хорошо растворим в воде, легче воздуха.
I вариант

 NO – оксид азота (II)
II вариант
NH3 - аммиак

2. Расположите соединения азота в порядке возрастания степеней окисления
I вариант

N2, NH3, KNO3, NO, HNO2

II вариант

NO2, N2O, HNO3, NH4Cl, N2O3

2. Расположите соединения азота в порядке возрастания степеней окисления (ответы)
I вариант

 -3          0      +2
NH3, N2, NO,
     +3            +5
HNO2, KNO3

II вариант

-3        +1
NH4Cl, N2O,
+3    +4
N2O3, NO2,
+5
HNO3
3. Составьте уравнения реакций по схеме. Назовите вещество Х
I вариант
N2  →  X  →  NH4Cl

II вариант

NO2 →  X  →  NH4NO3
3. Составьте уравнения реакций по схеме. Назовите вещество Х (ответы)
I вариант
X – NH3 (аммиак)
1.  N2 + 3H2=2NH3
2. NH3 + HCl = NH4Cl

II вариант

 X – HNO3 (азотная кислота)
1.4NO2+2H2O+O2=4HNO3
2. HNO3 + NH3=NH4NO3
Кислородные соединения азота. Азотная кислота
План изучения:
I.  Оксиды азота. Физические свойства азотной     кислоты;
II.  Характеристика кислоты;
III. Химические свойства ;
IV. Применение азотной кислоты.

I. Физические свойстваазотной кислоты
Агрегатное состояние –  жидкость;
Цвет – отсутствует;
Запах – едкий, кислотный;
Растворимость в воде – хорошая;
«Дымит» на воздухе;
«Особые приметы»:
   при хранении на свету разлагается,  приобретая желтоватый оттенок:
         4HNO3=4NO2￪ + O2￪ + 2H2O

II. Характеристика HNO3
По основности:
   одноосновная
2. По содержанию «О»:
   кислородсодержащая
3. По растворимости в воде:
    растворимая
4. По стабильности:
  нестабильная
5. По летучести:
  летучая
6. По степени диссоциации:
                                    сильная
III. Химические свойства HNO3
Свойства HNO3 как электролита
Диссоциация: HNO3 = H+ + NO3 –

Взаимодействует
А) с оксидами металлов:
  CuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O
  CuO + 2H+ = Cu2+ + H2O
Б) с основаниями:
  Cu(OH)2 + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O
  Cu(OH)2 + 2H+ = Cu2+ + 2H2O
В) с солями:
   Na2CO3 + 2HNO3 = 2NaNO3 + CO2￪ + H2O
   CO32- + 2H+ = CO2 + H2O
III. Химические свойства HNO3
 2. Окислительные свойства
     Взаимодействует с металлами:
K Ca Na Mg Al Zn Cr Fe Pb H2 Cu Hg Ag Au

     Ме + HNO3 → Me(NO3)n + H2O + NxOy

  Cu + 4HNO3(конц) = Cu(NO3)2 + 2H2O + 2NO2￪
3Cu + 8HNO3(разб) = 3Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO￪
              Me + HNO3 = Me(NO3)2 + H2￪

III. Химические свойства HNO3
 2. Окислительные свойства
     Взаимодействует с неметаллами:
 (S, P, C)

     C + 4HNO3 → CO2 + 2H2O + 4NO2

    Взаимодействует с органическими веществами (скипидар)

IV. Применение азотной кислоты

                              HNO3

Вопросы на закрепление
I. Назовите вещества, с которыми может реагировать азотная кислота как электролит:
 SO2   H2  ZnO  Ca(OH)2   HCl   Na2SiO3   Ag
II. Азотную кислоту применяют для определения примесей в золотых изделиях. Объясните, чем в ряде случаев обуславливается появление бурого газа и голубого раствора при обработке золота кислотой?

Домашнее задание

§ 27,
упр. 5,6


title: Презентация на тему: Кислород и водород

text:
Получение и применение водорода, кислорода
повторить физические и химические свойства водорода и кислорода, распространение их в природе
вспомнить уравнения горения простых и сложных веществ
познакомиться со способами получения газов в лаборатории и промышленности
рассмотреть способы собирания и распознавания водорода и кислорода
узнать области применения этих газов

Цели урока
Примерно века два назад открыт он был случайно.
Сейчас знаком с ним стар и млад
и он для нас не тайна.
Без газа этого на свете не жили б звери и народ.
Его б узнать могли бы дети,
ведь это-…..
-Как вы догадались, что это ……?
-Почему его так назвали?
-Кем и когда был открыт?

Угадайте, о каком газе идёт речь в стихотворении:
Я газ, легчайший и бесцветный, неядовитый и безвредный.
Соединяясь с кислородом, я для питья даю вам воду.

-Какие физические свойства газа описаны здесь?
-Почему этот газ носит такое название?
-Когда и кто его открыл?

Угадайте, о каком газе идёт речь в стихотворении:
Работа по вариантам

1- вариант пишет про кислород
2- про водород

Если ребята согласны с утверждением, то ставится знак «+», если не согласны, то знак «-».

Кодовый диктант (сравнение физических свойств газов)
1.Газ без цвета и вкуса.
2. Газ имеет неприятный запах.
3.Газ легче воздуха.
4.Обладает самой высокой электропроводностью.
5.Малорастворимый газ в воде.
6.Этот газ хорошо поддерживает горение.
8.Выделяется в процессе фотосинтеза.

Вопросы
Вариант1 – кислород – 1, 5, 6, 8
Вариант2 – водород – 1, 3, 4, 5

Правильные ответы
Водород
Кислород
1) в космосе-92%
1) в воздухе-21%
2) в земной коре-1%
2) в земной коре-92%
3) в виде соединений на земле
3) в гидросфере-89%
4) в атмосфере-0,0005%
4) в живых организмах-65%.

Рассказать о нахождении газов в природе пользуясь данными
Правильные ответы
Известно, что горят отлично в нём сера, фосфор, углерод,
Железо, магний, энергично сгорает даже водород.

Запишите уравнения реакций, о которых говорится в стихотворении:
- Как называются соединения элементов с кислородом?
-Дайте определение реакциям горения.
- Каков тепловой эффект реакций горения?
- Где используются реакции горения метана и ацетилена?

А как горят сложные вещества? Написать уравнения горения метана (СН4) и ацетилена (С2Н2)
Н2+CuO→ Н2О→Н2 → НСl → FeCl2 + …

- Какая реакция отражает восстановление металлов из их оксидов?
- Какие свойства при этом проявляет водород?

Осуществите цепочку превращений:
В промышленности – конверсией водяных паров с углем или метаном:
	С + H2O = CO + H2
	CH4 + H2O = CO + 3H2
Получение водорода
В лаборатории:
1) действием разбавленных кислот (кроме HNO3) на металлы:
     Zn + 2HCl = ZnCI2 +H2
2) взаимодействием кальция с водой:
	Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2
3) разложением гидридов водой:
	NaH + H2O = NaOH + H2
5) электролизом воды:
	2H2O   =   2H2 + O2
Получение водорода
Получение водорода
Аппарат Киппа

Сосуд
Шаровая воронка
Тубус
1
2
3
Собирание водорода
Вытеснением воздуха:

Вытеснением воды:

Применение
1) Химическая промышленность: получение аммиака, метанола, мыла, пластмасс и др.
Применение
2) Пищевая промышленность:
	а) производство маргарина
	б) пищевая добавка Е949 (упаковочный газ)

Применение
3) Топливо (ракетное, машинное)
Применение
4) Военная промышленность (производство водородных бомб)
Применение
5) Резка и сварка металлов
Пламенем водородной горелки
можно резать и сваривать металлы
Получение кислорода
В промышленности – из жидкого воздуха.
В лаборатории:

2KMnO4           K2MnO4 + MnO2 + O2

2H2O2            2H2O + O2

2KClO3           2KCl + 3O2

2KNO3	         2KNO2 + O2
бертолетова
соль

Вытеснением воздуха

Вытеснение воды
Собирание кислорода
Применение кислорода
1. Металлургия: производство стали, сжигание топлива и др.
Применение кислорода
2. Сварка и резка металлов
Применение кислорода
3. Ракетное топливо
В качестве окислителя для ракетного топлива применяется жидкий кислород, пероксид водорода, азотная кислота и другие богатые кислородом соединения.
Применение кислорода
4. Медицина
Кислород используется для обогащения дыхательных газовых смесей при нарушении дыхания, для лечения астмы, профилактики гипоксии в виде кислородных коктейлей, кислородных кислородных подушек.
Применение кислорода
5. Пищевая промышленность
В пищевой промышленности кислород зарегистрирован в качестве пищевой добавки E948, как пропеллент (газ, находящийся под давлением, вытеснитель) и упаковочный газ.


Презентация на тему: Кислород химия


title: Презентация на тему: Кислородные соединения углерода

text:
Fe2O3+3CO =
2CO+O2=

2Fe+3CO2
CO2

V
V
V
V
V


Презентация на тему: Кислород. Общая характеристика, получение и свойства


Презентация на тему: Кислород. Озон. Воздух


title: Презентация на тему: Кислородсодержащие органические соединения 10 класс

text:
ROH
RCOH
RCOOH
C6H12O6
+
+
+
+
+
+
+
+
+
+
t0
O
H
t0
H
OH
O
O
t0
Cu2O
H2O
H
OH
O
O
1
2
3
4
Hg2+
1
2
3
4


Презентация на тему: Кислота 1


title: Презентация на тему: КИСЛОРОД И СЕРА

text:
2Cu+O2=2CuO
4Li+O2=2Li2O
4P+5O2=2P2O5
Hg+O3=HgO+O2


Презентация на тему: Кислородсодержащие органические соединения


title: Презентация на тему: Кислоти

text: HCL = H++CL-


Презентация на тему: Кислота 2


title: Презентация на тему: Кислород как химический элемент и простое вещество

text:
Ar
VI
II
8
16
II
2
to
to
2
2
3


title: Презентация на тему: Кислородсодержащие органические вещества. Фенолы

text:
+ H2
2
2
+ H2O
n
-
n


title: Презентация на тему: Кислород – основа жизни?

text:
Кислород – основа жизни?
Строение атома
О   ) )             1s2 2s2 2p6
 +8   2 6
   8 е
История открытия кислорода
Швед К. Шееле путем нагревания селитры
Англичанин Дж. Пристли при нагревании оксида ртути
Француз А. Лавуазье дал название
Химический элемент– кислород образует 2  аллотропных видоизменения
Кислород – О2, газ малорастворимый в воде, без цвета, запаха
Озон-  О3, газ, малорастворимый в воде, голубого цвета, имеющий запах свежести.
Круговорот кислорода в природе
Получение кислорода
Существует несколько способов получения кислорода:
1)	2Н2О = 2 Н2 + О2
2)	КМnО4 = К2МnО4 + МnО2 +О2
3)	6 СО2 +6Н2О =С6Н12О6 + 6 О2

(УЧАЩИЙСЯ  ДЕМОНСТРИРУЕТ  ПОЛУЧЕНИЕ  КИСЛОРОДА  В  ЛАБОРАТОРНЫХ  УСЛОВИЯХ – разложением марганцовки)
Химические свойства
Взаимодействие с металлами,
Взаимодействие с неметаллами
Взаимодействие со сложными веществами
Применение кислорода
Вывод: Кислород – газ, поддерживает дыхание, горение, влияет на жизнедеятельность всех живых организмов


text:
1
+
-
2
+
-
3
+
+
4
+
-
5
-
+
6
-
+
7
-
+
8
+
+
9
-
+
10
+
+
0,97
1,5
HCl
Ca
H2
H2O
KOH
O2
CaCO3
CuO
CO2
CaC2
H2CO3
CH4
Na2CO3
Na2CO3
Al4C3
C2H6


title: Презентация на тему: Кислородсодержащие. Углеводы

text:
Подготовка к ЕГЭ:КИСЛОРОДСОДЕРЖАЩИЕ.УГЛЕВОДЫ.
Муниципальное бюджетное общеобразовательное учреждение  «Средняя общеобразовательная школа №9 с углубленным изучением отдельных предметов» Елабужского муниципального района Республики Татарстан.
Автор:  учитель химии  Леонтьева Наталия Викторовна
Углеводы –природные вещества, большая часть которых имеет состав, отвечающий формуле Сm(H2O)n, где m> или = 3.

углеводы
моносахариды
дисахариды
полисахариды
Пентозы
 С5Н10О5
Рибоза.
Гексозы С6Н12О6 глюкоза, фруктоза.
С12Н22О11Лактоза, сахароза, мальтоза
(С6Н10О5)n крахмал, гликоген, целлюлоза
Структурные формулы молекул - моносахариды:
Рибоза

                                       Глюкоза

Фруктоза

Структурные формулы молекул - дисахариды:
Сахароза
(глюкоза и фруктоза)

Мальтоза
 (D -глюкоза и D-глюкоза)

Лактоза
( глюкоза и галактоза)

Структурные формулы молекул - полисахариды:
Целлюлоза
( остатки D- глюкозы)
                     крахмал
Изомерия.

Глюкоза (1) и фруктоза (2)
 являются
 структурными  изомерами
 (межклассовая изомерия
 альдегидов и кетонов).

Глюкоза существует в форме
   двух  оптических  изомеров:

Изомерия

    Формуле С6Н12О6 только в открытой форме (без учета циклических структур) соответствуют 24 изомера (структурных и  пространственных).
В растворах моносахаридов  формы  открытой цепной (оксо-форме) и циклической (полуацетальной)  находятся в равновесии друг с другом.  В водном растворе глюкозы  существуют следующие структуры:

 Подобное динамическое равновесие структурных изомеров называется таутомерией. Данный случай относится к цикло-цепной таутомерии моносахаридов.
 Мальтоза (солодовый сахар ) способна к таутомерии, так как для образования эфирной связи использован только один из глюкозидных гидроксилов, и , следовательно, содержит  в скрытой форме альдегидную группу.

Физические свойства
1. моносахариды-бесцветные кристаллические вещества, сладкие на вкус, хорошо растворимые в воде, растворы не проводят электрический ток,  нерастворимы в эфире, плохо растворимы в спирте.
2. дисахариды-бесцветные кристаллы, сладкие на вкус, хорошо растворимые в воде, растворы не проводят электрический ток.
3. полисахариды: крахмал-белый порошок, нерастворимый в холодной воде, в горячей он постепенно набухает. Целлюлоза-белый порошок, нерастворимый в воде.

Химические свойства –моносахара.
      Глюкоза - альдегидоспирт.
       По гидроксогруппе,  реагирует  как многоатомный спирт, – с гидроксидом меди (II) (без нагревания)  характерное синее окрашивание.
       По альдегидной группе, реагирует  как альдегид:
       с раствором оксида серебра  ( реакция серебряного зеркала) и с гидроксидом меди (II) при нагревании (красное окрашивание)-  образуется глюконовая кислота.   По схеме:
       С6Н12О6  + [O]  СН2ОН-СНОН-СНОН-СНОН-СНОН-СООН

       Восстановление  глюкозы дает шестиатомный спирт сорбит.  В качестве восстановителя применяют амальгама натрия, водород в присутствии никеля.
        С6Н12О6 +  H2 (Ni)   C6Н14О6
       Горение:  С6Н12О6 + 6О2  6СО2 + 6Н2О.

Реакции брожения глюкозы и фруктозы:
Спиртовое брожение:
С6H12O6(дрожжи) 2C2H5OH +2CO2
Молочнокислое брожение:
С6H12O6(бактерии)2CH3-CH(OH)-COOH
3. Маслянокислое брожение:
 С6H12O6C3H7COOH + 2CO2 +2H2
4. Лимоннокислое брожение:
С6H12O6 + [O](ферменты)
HOOCCH2-C(COOH)(OH)-CH2COOH
Получение глюкозы
Гидролиз крахмала и целлюлозы:
А) под действием минеральных кислот
    (C6H10O5)n + n-1H2OnC6H12O6
Б) ферментативный гидролиз
      Крахмал(ферменты) - глюкоза; Целлюлоза(ферменты) –глюкоза.
2. Фотосинтез: 6СО2+6Н2О=С6Н12О6+6О2

Химические свойства дисахаридов
Гидролиз дисахаридов в кислой среде или под действием ферментов:
     Сахароза + вода = фруктоза и глюкоза
     С12Н22О11 + Н2ОC6H12O6+C6H12O6
      Восстанавливающие дисахара (с гликозидным гидроксилом-мальтоза, целлобиоза, лактоза) реагируют с аммиачным раствором оксида серебра и восстанавливают гидроксид меди (II) до оксида меди (I).
Свойства полисахаридов:
При нагревании в кислой среде идет реакция гидролиза с образованием конечного продукта –глюкозы.(С6H10O5)n + nH2O(t,H*)nC6H12O6
Целлюлоза взаимодействует с азотной кислотой с образованием сложных эфиров:
(C6H7O2(OH)3)n+3nHNO3(H2SO4)
(C6H7O2(ONO2)3)n+3nH2O
3. Целлюлоза взаимодействует с уксусной кислотой с образованием сложного эфира триацетата:
(C6H7O2(OH)3)n+3nСH3COOH(H2SO4) (C6H7O2(OCOCH3)3)n+3nH2O
Задание:
1 Напишите уравнения по схеме:
крахмал-глюкоза- этиловый спирт- этаналь-уксусная кислота-триацетат целлюлозы.
Оксид углерода (IV)-крахмал-глюкоза-молочная кислота.
Целлюлоза-глюкоза-оксид углерода (IV)-глюкоза-молочная кислота.
Крахмал - мальтоза-глюкоза- этиловый спирт - уксусноэтиловый эфир-ацетат натрия.
Сахароза взаимодействует с веществами:
Вода
Гидроксид кальция
Углекислый газ
Оксид серебра
Уксусный ангидрид
Сульфат натрия

Ответ: 1,2,4.
Фруктозу характеризуют следующие признаки:
Отсутствие таутомерии
Наличие кетоногруппы
Взаимодействие с глюкозой
Наличие альдегидной группы
Не взаимодействует с водородом
Взаимодействует с метанолом.
Ответ: 2,3,6
Для глюкозы возможно взаимодействие с :
CH3COOH
H2SO4 (конц)
Cu(OH)2
(CH3)2O
Fe
H2O
Ответ: 1,2,3
В отличие от сахарозы, рибоза:
Реагирует с кислородом.
Реагирует с серной кислотой (конц).
Восстанавливается водородом.
Окисляется аммиачным раствором серебра.
Реагирует с уксусным альдегидом.
Окисляется гидроксидом меди (II).
Ответ: 3,4,6
В отличие от сахарозы, глюкоза:
Реагирует с кислородом.
Реагирует с серной кислотой (конц).
Восстанавливается водородом.
Окисляется аммиачным раствором серебра.
Реагирует с сульфатом натрия.
Окисляется гидроксидом меди (II).
Ответ: 3,4,6

Электролитами не являются:
глюкоза, метанол, глицерин
Этанол, хлорид кальция, сульфат бария
Ацетат натрия, гидроксид натрия, бензоат натрия
Сульфат цинка, сахароза, муравьиная кислота.

Ответ: 1
Для крахмала и целлюлозы верны следующие суждения:
Имеют общую формулу (С6Н10О5)n.
Имеют одинаковую степень полимеризации.
Являются природными полимерами.
Вступают в реакцию «серебряного зеркала».
Не подвергаются гидролизу.
Состоят из остатков молекул глюкозы.
Ответ: 1,3,6
И глюкоза и целлюлоза реагируют:
с водородом.
С сульфатом меди (II).
Уксусной кислотой.
Гидроксидом железа (III).
Азотной кислотой.
Кислородом.
Ответ: 3,5,6

Глюкоза взаимодействует с:
Карбонатом кальция.
Гидроксидом меди (II).
Водородом.
Сульфатом натрия.
аммиачным раствором серебра.
Водой.
Ответ: 2,3,5
Группа –ОН содержит каждое из веществ:
Глюкоза и фенол
Фенол и толуол
Толуол и этанол
 этанол и стирол

Ответ: 1
Глюкоза реагирует с:
Этаном
Водородом
Гидроксидом меди (II)
Оксидом углерода(IV)
Серной кислотой (конц)
Сульфатом  меди (II).
Ответ: 2,3,5
Сахароза относится к:
Моносахаридам
Полисахаридам
Дисахаридам
Гексозам.

Ответ: 3
Все углеводы:
Сладкие на вкус
Растворяются во воде
 Являются электролитами
Твердые вещества

Ответ: 4

В реакцию «серебряного зеркала» вступает каждое из двух веществ:
Этановая кислота и этанол
Глюкоза и метаналь
Этин и этандиол-1,2
Метановая кислота и сахароза.

Ответ: 2
Верны ли следующие суждения об углеводах?
А. К полисахаридам относятся целлюлоза и крахмал.
Б.  Глюкоза – типичный представитель гексоз.
Верно только А
Верно только Б
Верны оба суждения
Оба суждения неверны.
Ответ: 3

При окислении глюкозы образуется:
Сорбит
Сахароза
Глицерин
Глюконовая кислота.

 Ответ: 4
Верны ли следующие суждения об углеводах:
А. Глюкоза, в отличие от фруктозы, дает реакцию серебряного зеркала.
Б. Сахароза относится к моносахаридам.
 Верно только А
Верно только Б
Верны оба суждения
Оба суждения неверны.

Ответ: 1

Природным полимером является:
полиэтилен.
Поливинилхлорид
Крахмал
Полистирол
Ответ:3
Глюкоза взаимодействует с:
Карбонатом кальция
Гидроксидом меди(II)
Водородом
Сульфатом натрия
Аммиачным раствором оксида серебра (I)
Водой

Ответ: 2,3,5
Гидролизу не подвергается:
Крахмал
Целлюлоза
Глюкоза
Сахароза.

Ответ: 3
В отличие от сахарозы, глюкоза:
Реагирует с кислородом
Реагирует с серной кислотой (конц)
Восстанавливается водородом
Окисляется аммиачным раствором оксида серебра
Реагирует с уксусной кислотой
Окисляется гидроксидом меди (II)
Ответ: 3,4,6

Верны ли следующие суждения об углеводах?
А. Глюкоза взаимодействует с гидроксидом меди (II).
Б. Для целлюлозы возможно образование ацетатов.
Верно только А
Верно только Б
Верны оба суждения
Оба суждения неверны.
Ответ: 3

Литература и интернет-источники:
 1.       Химия Типовые тестовые задания - 2013 г;  Ю.Н. Медведев., Издательство «Экзамен»   М.2013 г
2.       Химия  Типовые экзаменационные варианты 2012 г; под редакцией А.А. Кавериной., М. «Национальное образование» 2011г.
3.      Химия -2012 ФИПИ ; Самое полное издание типовых вариантов  заданий ЕГЭ; авторы составители: А.А. Каверина, Д.Ю. Доротин, А.С.Корощенко, М.Г. Снастина;  М. АСТ Астрель. 2011г
4.      Химия -2011 ФИПИ ; Самое полное издание типовых вариантов  заданий ЕГЭ; авторы составители: А.А. Каверина, Д.Ю. Доротин, А.С.Корощенко, М.Г. Снастина;  М. АСТ Астрель. 2010 г;
Химия; подготоовка к ЕГЭ -2011; учебно-методическое пособие под редакцией В.Н. Доронькина; Ростов-на-Дону Легион 2010 г
Химия Тренировочные задания ; П.А. Оржековский, В.Ю. Мишина, Л.И. Пашкова и др.; М Эксмо 2012 г
Органическая химия , А.А. Петров, Х.В. Бальян, А.Т. Трощенко,  М. Высшая школа 1981

1.http://ru.wikipedia.org/wiki/%D0%9C%D0%BE%D0%BD%D0%BE%D1%81%D0%B0%D1%85%D0%B0%D1%80%D0%B8%D0%B4%D1%8B
2. http://ru.wikipedia.org/wiki/%C4%E8%F1%E0%F5%E0%F0%E8%E4%FB
3. http://ru.wikipedia.org/wiki/%C1%E8%EE%EF%EE%EB%E8%EC%E5%F0%FB
4. http://www.otkani.ru/silk/silkcloth/6.html
5. http://www.sergey-osetrov.narod.ru/Raw_material/Structure_characteristic_categorization_starch.htm
6. http://chemistry.ssu.samara.ru/chem4/o51.htm
7. http://edurt.ru/index.php?link=79&st=2551&str=7&type=3
8. http://xreferat.ru/108/1065-1-himicheskie-metody-opredeleniya-saharov.html


title: Презентация на тему: Кислотность почв с.Берёзовка

text:
[H+] = 10-7
[H+] > 10-7
[H+] < 10-7
0
1
2
3
4
5
7
6
8
9
10
11
12
13
14
0
8,10
8,52
7,13
15
8,15
7,30
30
7,90
7,84
7,12
50
7,83
7,23


title: Презентация на тему: Кислотные дожди

text:
SO2
NO2
H2SO4
CO2
CO
H2O
HCl


title: Презентация на тему: Кислотные дожди

text:
  NO                      SO2                                         NO2
     NO        NO2


Презентация на тему: Кислотные дожди


Презентация на тему: Кислоты


Презентация на тему: Кислотные дожди.


title: Презентация на тему: Кислоты

text:
Кислоты
Автор: учитель химии
МКОУ «Касторенская СОШ №1»,
п.г.т. Касторное
Парамонов А.Ю., 2014
Кислоты
Кислоты – это электролиты, которые при диссоциации образуют катионы водорода и анионы кислотного остатка.

Диссоциация:
HCl = H+ + Cl-
НNO3 = H+ + NO3-

Классификация кислот
По растворимости
         Растворимые                      Нерастворимые

      азотная кислота     осадок кремниевой кислоты

Классификация кислот
По наличию кислорода
 Кислородсодержащие              Бескислородные

     уксусная кислота              соляная кислота

Классификация кислот
По основности

ОДНООСНОВНЫЕ
НСl, HNO3
ДВУХОСНОВНЫЕ
H2SO4,  H2CO3

ТРЕХОСНОВНЫЕ
H3PO4

Классификация кислот
                                По летучести

       Летучие                                          Нелетучие
  Например:                                     Например:
 H2S  (сероводородная)               H3PO4  (фосфорная)
 HCl  (соляная)                                H2SO4  (серная)
 HNO3  (азотная)

Типичные реакции кислот
1) Кислота + основание = соль + вода

2) Кислота + оксид металла = соль + вода

3) Кислота + металл = соль + водород

4) Кислота + соль = новая кислота + новая соль

Типичные реакции кислот
1) Кислота + основание = соль + вода
Например: HNO3+ NaOH = NaNO3  + H2O

Типичные реакции кислот
2) Кислота + оксид металла = соль + вода
Например: H2SO4+ CuO = CuSO4  + H2O

Типичные реакции кислот
2) Кислота + металл = соль + водород
Например: HCl + Zn = ZnCl2  + H2
 H2SO4  + Pb = PbSO4 + H2

Типичные реакции средних солей
Соль + кислота = другая соль + другая кислота
Например: H2SO4 + BaCl2 = BaSO4  +2HCl
      Типичная реакция ионного обмена, протекающая только в том случае, если образуется осадок или газ.

Практическое применение кислот
Производство лекарств;
химических продуктов и товаров;
минеральных удобрений;
 красок;
пластмасс и  т.д.;

Обобщение темы:
Тест: «Проверь себя»
1) Серная кислота – это кислота:
а) одноосновная	         б) трехосновная
в) двухосновная           г) это не кислота

2) Кислоты – это электролиты, состоящие из катионов:
а) металла	              б) кислорода
в) серы	               г) водорода

3) Реакцией замещения будет взаимодействие кислоты с:
а) металлом	    б) солью
в) основанием             г) оксидом

Правильно
.
Неправильно
.
Домашнее задание:
§ 38 Упр. 1, 4.

Список источников
1) Габриелян О.С. Химия. 8 класс: учеб. для общеобразоват. учрежд. / О.С. Габриелян. – 16 изд., стереотип. – М.: Дрофа, 2010.-270 с., [2]с.: ил.
Использованы фотографии:
http://doctoraibolit.com/ru/homeopathy/2--acidum-nitricum.html
азотная кислота
http://mashintop.ru/articles.php?id=1299
осадок кремниевой кислоты
http://www.ati.com.ua/foto-uksusnaya-kislota-ledyanaya_bbf_517977.html
уксусная кислота
http://m.topnews.ru/event/50876
соляная кислота


title: Презентация на тему: Кислоты 3

text:
900igr.net
HCl
H2S, H2SO3
H3PO4
HNO3
HCl


title: Презентация на тему: Кислоты

text:
HCl
H2SO4
HNO3
H2CO3
H2SiO3
H3PO4
HCl
H2SO4
HNO3
H2CO3
H2SiO3
H3PO4
H2S
H2S
HNO3
HNO2
H2S
H2SO3
H2SO4
H2CO3
H2SiO3
H3PO4
H2SO4
H2CO3
+
Na OH
Na
OH
+
H Cl
+
Mg O
Mg
O
H
Cl
+
(H2O)
2
2
2
H Cl
+
Mg
H
Cl
Mg
2
+
2
2
Ag NO3
+
H Cl
H
Cl
Ag
NO3
+
NaOH
CaCO3
MgO
HNO3
H2SiO3
HCl
H2O
P2O5
Ca(OH)2


title: Презентация на тему: Кислоти.Склад назви,класифікація.

text:
  KCl,    Na2O,      CO2, CuSO4,  HNO3,
Ba (OH)2, H2SO4,
Cr (OH)3
 HCl, H2SO4, HNO3, HF,  H3PO4. H2CO3 H2SiO3
HI
 HCl, H2SO4, HNO3, HF,  H3PO4. H2CO3 H2SiO3
HI
HF
HCl
HBr
HI
HCN
H2S
H2SO4
H2SO3
HNO3
HNO2
H2CO3
H2SiO3
H3PO4
HPO3
      HNO3      H2S           H3PO4  HCl          H2SO4
    HBr        H2CO3


Презентация на тему: кислоты


title: Презентация на тему: Кислород. Получение кислорода и его физические свойства

text:
Кислород. Получение кислорода и его физические свойства
урок-презентация
по   химии 8 класс
учитель:   Видершпан И.П.

МОУ «Ключевская средняя общеобразовательная школа  № 1» Ключевского района, Алтайского края
           Цель
сформировать понятия кислород как атом и молекула;
изучить физические и химические свойства кислорода, нахождение его в природе;
рассмотреть способы получения кислорода в лаборатории и промышленности;
способах собирания кислорода;
способствовать закреплению умения составлять уравнения реакций.
Общая характеристика
Химический знак                                Х.Э. – О
Относительная атомная масса       Аr(О) = 16
Химическая формула                        Х.Ф. -  О2
Относительная молекулярная масса     Мr(О2) = 32
Молярная масса                                 М(О2) = 32г/моль
В соединениях двухвалентный
                  I    II          I    II       VI II
                  Н2О       Na2O      SO3
Нахождение кислорода в природе
Кислород - самый распространенный элемент в земной коре.

в 100  V H2O растворяется 3 V O2 (н.у.);
 tкип = -183С;
Мr (О2) = 32
 d по воздуху (О2) = 32 = 1,1
                                      29
При давлении 760 мм. рт.ст. и
 температуре –183 С кислород сжижается
Получение кислорода
              2 HgO  =  2Hg    +    O2
               оксид          ртуть          кислород
               ртути

Получение кислорода

Нагревание     2KMnO4
             Проверка собравшегося
                           кислорода
Собирание кислорода

                   MnO2
  2 Н2О2   ---------->  2 Н2О   +   О2↑
пероксид                    вода      кислород
водорода

Вещества, которые ускоряют химическую реакцию, но сами при этом не расходуются  - катализаторы
                 MnO2
2КСlО3   ----------->  2КСl   +  3O2↑
 хлорат                    хлорид     кислород
 калия                       калия
Получение кислорода в промышленности из воздуха

t(О2)= -1830С
t(N2)= -1960С
Закрепление

Домашнее задание
П.19
Стр.59 № 2-3

             Желаю успехов
         Желаю успехов
 Желаю успехов


title: Презентация на тему: Кислоты 8 класс

text:
    HNO2
     HNO3
     HCl
     H2SO3
     H2SO4
        H2S
      H3PO4
      H2CO3
     H2SiO3

HNO3, H2S, HCl, H2CO3HCl, H2SO4, H2SiO3, H2SO3H2S, HNO3, H2SO3, H3PO4HNO3, H2SO4, H3PO4, HNO2

http://www.scienceclarified.com/images/uesc_09_img0486.jpg
http://www.swastikchemicals.co.in/Products/IMAGES/Products/3795777sulphuric_acid.jpg
http://gvleontyeva.narod.ru/H2SO4.gif
http://uroki-ximii.ru/files/additional/solubility_table.jpg
http://www.aybolit.org/wp-content/uploads/2011/09/ozog.jpg


Презентация на тему: «Кислоты»


title: Презентация на тему: Кислоты

text: CuO + H2SO4 =


Презентация на тему: Кислоты 2


title: Презентация на тему: Кислородсодержащие органические соединения. Карбоновые кислоты

text:
CH3COOH                  H+    +   CH3COO-
CH3COOH              H+   +   CH3COO-
5
3
2
4
1
5
3
2
4
1
5
3
2
4
1
5
3
2
4
1
5
3
2
4
1
5
3
2
4
1


title: Презентация на тему: Кислотные дожди

text:
Развитие судостроения в России
Судно
Судно - это сложное инженерное сооружение, способное передвигаться по воде( обычно надводные суда), под водой (подводные суда) или над водой ( суда на подводных крыльях и на воздушной подушке).
Судостроительная промышленность в значительной мере определяет, и всегда будет определять национальную безопасность России во всех сферах морской деятельности, в том числе оборонной, транспортной, продовольственной, энергетической и технологической.

Немного из истории
В 19 веке появились самые быстроходные парусники – трех- и четырёхмачтовые клиперы – перевозили чай из Китая, шерсть из Австралии в Европу и Америку со скоростью 30 км/ч.

более 20 лет назад отечественное судостроение было одним из самых мощных в мире - только по заказам Военно-морского флота строилось до 50 единиц подводных лодок, боевых кораблей и судов обеспечения.
Первенец
«Ленин» Первое в мире надводное судно с ядерной силовой установкой. Введен в эксплуатацию в 1959 году. Применение атомного ледокола позволило существенно продлить срок навигации. В 1989 году был выведен из эксплуатации и поставлен на вечную стоянку в Мурманске. В 2016 году стал памятником истории и культуры.
Теперь строятся единицы некрупных кораблей и судов, а в области гражданского судостроения .Россия занимает "нишу" примерно в 0,6% от суммарного объема заказов трех лидеров мирового судостроения (Япония, Ю.Корея, Китай).

«Арктика»
«Арктика» Введен в эксплуатацию в 1975 году. Стал головным из 6 ледоколов одноименного типа «Арктика». В 1977 году первым из надводных судов достиг Северного полюса. В 2008 году выведен из эксплуатации. Ожидалась утилизации, но может стать филиалом музея Арктики и Антарктики.

В военном кораблестроении позиции России гораздо сильнее, Россия имеет 12% в мировом военном кораблестроении и занимает 2-е место после США, а открытое акционерное общество "Объединенная судостроительная корпорация" по объему выпуска продукции в военном кораблестроении занимает 7-е место в мире.

Россия входит в число стран, которые могут строить все классы и типы кораблей (США, Россия, Великобритания, Франция), и занимает устойчивое второе место в мире.
По суммарному водоизмещению кораблей и судов Военно-морского флота нам принадлежит около 700 тыс. тонн, что составляет 12% мирового флота.

Спасибо за внимание!!!!!!


title: Презентация на тему: Кислотные оксиды

text:
Кислотные оксиды

№ 3 стр. 99
CaCl2
MgCO3
Zn(NO3)2
Al2(SO4)3
K2CO3
Na2SO4
Na2SiO3
AgCl
MgSO3
Al2S3
H
H
O
O
S
O
O

Образование солей

Zn

Номенклатура солей
+
+
=

Составить формулу сульфата алюминия:
Al
2

SO
4
3
(     )

III
II
Кислотные оксиды – это оксиды, которым соответствуют кислоты.
Ангидрид – обезвоженная кислота

H2SO3  SO2 + H2O
H2CO3  CO2 + H2O

При взаимодействии кислотных оксидов (ангидридов) с водой образуются кислоты
N2O3 + H2O  HNO2
N2O5 + H2O  HNO3
P2O5 + H2O 
SO3 + H2O 
Cl2O7 + H2O 
SiO2 + H2O ≠

Задание: § 29 № 3-6Стр. 103 самое важное в главе 3


title: Презентация на тему: Кислоты

text:
Click to edit Master title style
Click to edit Master text styles
Second level
Third level
Fourth level
Fifth level
Click to edit Master title style
Click to edit Master text styles
Second level
Third level
Fourth level
Fifth level
Click to edit Master title style
Click to edit Master text styles
Second level
Third level
Fourth level
Fifth level
Click to edit Master title style
Click to edit Master text styles
Second level
Third level
Fourth level
Fifth level
.


Презентация на тему: Кислоты и вода


title: Презентация на тему: Кислоты 9-10 класс

text:
http://k.img.com.ua/img/forall/a/4660/46.jpg
http://s1.hubimg.com/u/773460_f260.jpg
http://singularidad.files.wordpress.com/2007/05/uric_acid3d.gif
http://files.deita.ru/Image/news/157015_l.jpg
http://k.img.com.ua/img/forall/a/6550/31.jpg
http://www.expres.ua/gfx/recept/limon.jpg
http://www.eda-server.ru/cooking-news/2005/05/img-05-05/05-05-04water.jpg
http://pics.livejournal.com/eriklobakh/pic/000rbyf1/s320x240
http://img1.liveinternet.ru/images/attach/c/1/59/783/59783591_gastrit.jpg
http://www.greenmama.ru/images/2010-06/16/1276681219-shutterstock_38755252.jpg


title: Презентация на тему: Кислоты 11 класс

text:
H++ Cl-
H+ + NO3-
2H+ + SO42-
3H+ + PO43-
2
Al +
3
3
H2
Al2(SO4)3 +
MgO +
2
MgCl2 + H2O
Na3PO4 +
3
H2O
3
Li2CO3 +
Li3PO4 +
H2O +
CO2
3
2
2
3
3
HCL
H2S
HBr
HNO3
HNO2
H2SO4
H2SO3
H2CO3
H2SiO3
H3PO4
HF


title: Презентация на тему: Кислоты 8 класс

text:
900igr.net
images.yandex.ru
MgO
CO
SiO2
CO2
N2O5
Li2O
CO   NO   N2O

K2O  Mn2O7  CrO3

MgO  CaO  CrO

SO3  P2O5  Mn2O7
images.yandex.ru
 www.clipart.net.ua
www.undersky.ru
H2CO3
www.sunhome.ru
him.1september.ru
http://dic.academic.ru/dic.nsf/ruwiki/23079
http://school828.ucoz.ru/index/khimija/0-8

CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O
http://serebrovaen.ucoz.ru/index/russkij_jazyk/0-12


Презентация на тему: Кислоты, их состав и название.


Презентация на тему: Кислоты, их состав и название


Презентация на тему: Кислоты, их классификация и свойства


text:
images.yandex.ru
MgO
CO
SiO2
CO2
N2O5
Li2O
CO   NO   N2O

K2O  Mn2O7  CrO3

MgO  CaO  CrO

SO3  P2O5  Mn2O7
images.yandex.ru
 www.clipart.net.ua
www.undersky.ru
H2CO3
www.sunhome.ru
him.1september.ru
http://dic.academic.ru/dic.nsf/ruwiki/23079
http://school828.ucoz.ru/index/khimija/0-8

CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O
http://serebrovaen.ucoz.ru/index/russkij_jazyk/0-12


title: Презентация на тему: Кислоты 8 класс

text:
ProPowerPoint.Ru
ProPowerPoint.Ru
ProPowerPoint.Ru
ProPowerPoint.Ru
Mg+H2SO4=MgSO4+H2
2Na+S=Na2S
2Fe(OH)3=Fe2O3+3H2O
KOH+HCl=KCl+H2O
Mg+CuCl2=Cu+MgCl2
CaCO3=CaO+CO2
HCl
HNO3
HNO2
H2S
H2SO4
H2SO3
H2CO3
H2SiO3
H3PO4
HxR
X
I
HxR
H2SO4; H2CO3; HNO3;
H2SiO3; H3PO4
X
I
HxR
H2SO4; H2CO3; HNO3; H2SiO3; H3PO4
X
I
HxR
II
III
I
II
II
X
I
HxR
HCl
H2S
H3PO4
H2SiO3
HClO4
H2MnO4
HNO2
HNO3, H2SO4, H2CO3
HCl, H2S, HF, HBr
HNO3, HCl, HBr

HNO3, H2SO4, HCl,
HI, HBr
HNO3, H2SO4, H2CO3
HCl, H2S, HF, HBr
H3PO4, H3AsO4
H2S, H2CO3, H2SO4

H3PO4, H2SO4, HF
H2S, H2CO3

H2SiO3
H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O
!
H2SO4 + CuO = CuSO4 + H2O
HCl
H2 SO4
HBr
HNO3
H2S
NH3
HCl
KCl
H3PO4
K2O
HCl
H2 SO4
HNO3
H2O
H2CO3
H2 S
H2 SO4
NaOH
CuF2
KCl
H2SO4
HCl
BaO
NaOH
H3PO4
H2CO3
CO2
HNO3
H2
H2SO3


Презентация на тему: Кислоты и соли