- Главная
- Разное
- Образование
- Спорт
- Естествознание
- Природоведение
- Религиоведение
- Французский язык
- Черчение
- Английский язык
- Астрономия
- Алгебра
- Биология
- География
- Геометрия
- Детские презентации
- Информатика
- История
- Литература
- Математика
- Музыка
- МХК
- Немецкий язык
- ОБЖ
- Обществознание
- Окружающий мир
- Педагогика
- Русский язык
- Технология
- Физика
- Философия
- Химия
- Шаблоны, фоны, картинки для презентаций
- Экология
- Экономика
Презентация, доклад по химии 9 класс. Неметаллы Часть 1
Содержание
- 1. Презентация по химии 9 класс. Неметаллы Часть 1
- 2. § 18. Неметаллы: атомы и простые вещества.
- 3. Неметаллы: атомы и простые вещества. Кислород, озон, воздух.
- 4. BCNOFNeSiPSClArAsSeBrKrTeIXeAtRnH(H)HeСреди 114 известных химических элементов (из них
- 5. НеметаллыГазообразныефтор,хлор,кислород,азот,водород,инертные газы.иод,астат,сера,селен,теллур,фосфор,мышьяк,углерод,кремний,бор.ТвердыеБром(при комнатной температуре)Жидкие
- 6. Физические свойства неметаллов- не проводят электрический ток
- 7. Аллотропия – способность химического элемента существовать в
- 8. Образование озонаСоставные части воздухаПостоянныеПеременныеСлучайныеазот,кислород,благородные газы.углекислый газ,водяные пары,озон.пыль,пыльца,оксиды
- 9. Химические свойства неметалловАтомы неметаллов обладают сравнительно небольшим
- 10. 1. Самородные элементыСераАлмазГрафитНахождение в природеN2 и О2
- 11. Водород
- 12. Слайд 12
- 13. Ковалентная неполярная химическая связь
- 14. Физические свойства бесцветный газ; без запаха и
- 15. Химические свойстваПри обычных условиях водород малоактивен –
- 16. Химические свойстваОкислительные свойства3. Взаимодействует с металлами:H2 +
- 17. Получение водородаВ лаборатории1. Взаимодействием цинка с соляной
- 18. ВодаНефтьПриродный газВулканические газыОрганические соединенияЗемная кораАтмосфераСолнцеНахождение водорода в природе
- 19. Применение водорода
- 20. Вода
- 21. Строение молекулы водыН2ОДиполь
- 22. Физические свойства водыбез цвета, без вкуса, без
- 23. ОблакаОкеаныОзераВода в природеАйсбергиГорные ледникиРеки
- 24. Уникальность чистого вещества – воды вода расширяется
- 25. 1. Реакция фотосинтеза:6CO2 + 6H2O → C6H12O6
- 26. 5. Разложение под действием электрического тока:Эл.токХимические свойства
- 27. Вода в жизни человека
- 28. Круговорот воды в природе Осадки
- 29. Очистка сточных вод1. Механический этап;2. Биологический этап;3.
- 30. Бытовые фильтрыПо конструкцииПроточные;Кувшинного типа;Насадки на кран;Мембранного типа.По принципуЭлектрохимические;Механические;Сорбционные;
- 31. Вода минеральнаяВода дистиллированная – столовая вода; – лечебно-столовая вода; – лечебная вода;
- 32. Галогены
- 33. Слайд 33
- 34. II FIII ClIV Br V I VI At
- 35. II FIII ClIV Br V I
- 36. Физические свойства галогеновГаз, не сжижается при обычной
- 37. Химические свойства галогеновНа примере хлора с металламис водородомс водойсо щелочамис галогенидамиХлор реагируетс простыми веществамисо сложными веществами
- 38. Химические свойства галогеновНа примере хлора 1. Хлор
- 39. Химические свойства галогенов3. Хлор реагирует с водой:На
- 40. Соединения галогенов
- 41. Галогеноводороды (НГ) –бесцветные газы, с резким запахом,
- 42. Соляная кислотаНClБесцветная, дымящаяся на воздухе жидкость, несколько
- 43. Качественные реакции на галогенид-ионыHCl + AgNO3 →
- 44. Применение соляной кислоты1 – очистка поверхности металлов;2
- 45. Получение галогенов. Биологическое значение и применение галогенов и их соединений.
- 46. Получение галогенов1. Получение хлора и фтора: –
- 47. Биологическое значение галогеновФторХлор – участвует в процессе
- 48. Биологическое значение галогеновБромИод – регулирует процессы возбуждения
- 49. Применение фтора1 – тефлон;2 – фреон;3 –
- 50. Применение брома1 – в фотографии;2 – в
- 51. Применение иода1 – в медицине;2 – в
- 52. Применение хлора1 – синтетический каучук;2 – производство
- 53. Кислород
- 54. Слайд 54
- 55. халькогены1s22s22p4
- 56. Аллотропия кислорода О2 – кислород О3 –
- 57. Кислород в природеМассовая доля кислорода в живых организмах – 65%
- 58. Перегонкой сжиженного воздуха при t = -1830С
- 59. Химические свойства Сильный окислитель, но не окисляет
- 60. Химические свойства О3Очень сильный окислитель, более реакционноспособный,
- 61. Значение кислорода в природе и жизни человека ФотосинтезХлорофилл
- 62. Значение кислорода в природе и жизни человека ФотосинтезГорениеГорениеДыхание
Слайд 2§ 18. Неметаллы: атомы и простые вещества. Кислород, озон, воздух.
§ 19.
§ 20. Вода.
§ 21. Вода в жизни человека.
§ 22. Галогены.
§ 23. Соединения галогенов.
§ 24. Получение галогенов. Биологическое значение и применение галогенов
и их соединений.
§ 25. Кислород.
Слайд 4B
C
N
O
F
Ne
Si
P
S
Cl
Ar
As
Se
Br
Kr
Te
I
Xe
At
Rn
H
(H)
He
Среди 114 известных химических элементов (из них 92 элемента найдены в
Слайд 5Неметаллы
Газообразные
фтор,
хлор,
кислород,
азот,
водород,
инертные газы.
иод,
астат,
сера,
селен,
теллур,
фосфор,
мышьяк,
углерод,
кремний,
бор.
Твердые
Бром
(при комнатной температуре)
Жидкие
Слайд 6Физические свойства неметаллов
- не проводят электрический ток и тепло;
- не обладают
- твердые неметаллы обладают хрупкостью;
- окрашены в самые разнообразные цвета.
Неметаллы имеют физические свойства, противоположные свойствам металлов:
- графит – 3800ОС,
- водород – -259ОС,
Интервал температуры плавления:
Разным строением кристаллических решеток неметаллов (молекулярной и атомной) объясняется явление аллотропии.
Слайд 7Аллотропия
– способность химического элемента существовать в виде двух или нескольких
Белый фосфор
Красный фосфор
Кислород
О2
Озон
О3
Слайд 8Образование озона
Составные части воздуха
Постоянные
Переменные
Случайные
азот,
кислород,
благородные газы.
углекислый газ,
водяные пары,
озон.
пыль,
пыльца,
оксиды серы,
оксиды азота..
Кислород О2 20,95%
Аргон Ar 0,93%
Гелий Не 0,00182%
Неон Ne 0,00053%
Криптон Kr 0,00012%
Слайд 9Химические свойства неметаллов
Атомы неметаллов обладают сравнительно небольшим атомным радиусом и числом
+О2
С + О2 = СО2
+Ме
Са + Cl2 = СaCl2
+H2
С + 2H2 = СH4
+МеГал
Сl2 + 2NaBr = 2NaCl + Br2
+H2O
2H2O + 2F2 = 4HF + O2
+кислота
S + 6HNO3 (конц.) = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
S + 2HNO3 (разб.) = H2SO4 + 2NO
+He
S + 3Cl2 = SCl6
3S + 2KClO3 = 2KCl + 3SO2
+соль
6P + 10KMnO4 + 5H2O = 3K2HPO4 + 3KH3PO4 + 10 MnO2 + KOH
Слайд 101. Самородные элементы
Сера
Алмаз
Графит
Нахождение в природе
N2 и О2 в составе воздуха
2. В
Вода и растворенные в ней соли
- силикаты,
алюмосиликаты,
фосфаты,
бораты,
сульфаты,
карбонаты
Слайд 14Физические свойства
бесцветный газ;
без запаха и вкуса;
малорастворим в воде;
в 14,5 раз легче воздуха;
Слайд 15Химические свойства
При обычных условиях водород малоактивен – реагирует только с фтором
Восстановительные свойства
1. Взаимодействует с неметаллами:
2H2 + O2 → 2H2O
3H2 + N2 → 2NH3↑
tо
H2 + F2 → 2HF↑
H2 + S → H2S↑
tо
2. Взаимодействует с оксидами металлов:
3H2 + WO3 → W + 3H2O
tо
H2 + CuO → Cu + H2O
tо
Слайд 16Химические свойства
Окислительные свойства
3. Взаимодействует с металлами:
H2 + 2Na → 2NaOH
H2 +
MeHn – гидриды, легко разлагаются водой
NaH + H2O → NaOH + H2↑
Слайд 17Получение водорода
В лаборатории
1. Взаимодействием цинка с соляной кислотой
2. Взаимодействием щелочных и щелочно-земельных металлов с водой
2 Na + 2H2O = 2NaOH + H2
В промышленности
Конверсией водяных паров с углем
C + H2O = CO + H2
Конверсией водяных паров с метаном
CH4 + H2O → 3H2↑ + CO
Электролизом воды
2H2O → 2H2↑ + O2↑
4. Разложением метана
CH4 → 2H2↑ + C
Слайд 18Вода
Нефть
Природный газ
Вулканические газы
Органические соединения
Земная кора
Атмосфера
Солнце
Нахождение водорода в природе
Слайд 22Физические свойства воды
без цвета, без вкуса, без запаха;
обладает слабой электропроводностью;
t кипения
t плавления – 0oС ;
Агрегатные состояния воды
Твердое (лед)
Газообразное (пар)
Жидкое (вода)
Слайд 24Уникальность чистого вещества – воды
вода расширяется при замерзании и имеет
вода обладает высокими значениями теплоты плавления и теплоты парообразования;
вода имеет высокую удельную теплоемкость, из-за этого на континентах не бывает резкого перепада температур зимой и летом, днем и ночью;
у воды высокое поверхностное натяжение и вязкость;
вода – главный растворитель в живой и неживой природе.
Гидрофильные вещества
– хорошо растворимые в воде вещества (соли, спирты, кислоты, глюкоза и другие).
Гидрофобные вещества
– плохо растворимые в воде вещества (жиры, пластмассы, эфиры, жирные кислоты и другие).
Слайд 251. Реакция фотосинтеза:
6CO2 + 6H2O → C6H12O6 + 6O2↑
Глюкоза
Химические свойства воды
2.
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2
Восстановитель
Окислитель
3. Взаимодействие с основными оксидами:
Na2O + H2O = 2NaOH
4. Взаимодействие с кислотными оксидами:
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4
Слайд 265. Разложение под действием электрического тока:
Эл.ток
Химические свойства воды
Восстановитель
Окислитель
2H2O →
6. Гидролиз бинарных соединений:
AI2S3 + 6H2O = 2AI(OH)3↓ + 3H2S↑
7. Образование кристаллогидратов :
CuSO4 + 5H2O = CuSO4 · 5H2О
белый цвет
синий цвет
Слайд 28Круговорот воды в природе
Осадки
(дождь) (снег)
Лед
Таяние
Просачивание
Грунтовые воды
Водоемы
Испарение
Водяной пар
Облака
Слайд 29Очистка сточных вод
1. Механический этап;
2. Биологический этап;
3. Физико-химический этап;
4. Дезинфекция сточных
Аэрация – процесс обогащения воды кислородом воздуха.
Слайд 30Бытовые фильтры
По конструкции
Проточные;
Кувшинного типа;
Насадки на кран;
Мембранного типа.
По принципу
Электрохимические;
Механические;
Сорбционные;
Слайд 31Вода минеральная
Вода дистиллированная
– столовая вода;
– лечебно-столовая вода;
Слайд 35II F
III Cl
IV Br
V I
VI At
Радиус атома
Электроотрицательность
Окислительные св-ва
Неметаллические
Молекулы галогенов состоят
из двух атомов
F2, Cl2, Br2, I2
Ковалентная неполярная связь
Слайд 36Физические свойства галогенов
Газ,
не сжижается
при обычной to
Газ,
сжижается
при
под давлением
Жидкость
Твердое в-во,
способное
к возгонке
Светло-желтый
Желто-зеленый
Буро-коричневый
Черный с блеском
Резкий,
раздражающий
Резкий,
удушливый
Резкий,
зловонный
Резкий
-220оС
-101оС
-7оС
+114оС
-188оС
-34оС
+58оС
+186оС
Слайд 37Химические свойства галогенов
На примере хлора
с металлами
с водородом
с водой
со щелочами
с галогенидами
Хлор
с простыми веществами
со сложными веществами
Слайд 38Химические свойства галогенов
На примере хлора
1. Хлор реагирует почти со всеми
хлорид меди (II)
хлорид железа (III)
хлорид сурьмы (III)
2. Хлор реагирует с водородом:
цепная реакция
Слайд 39Химические свойства галогенов
3. Хлор реагирует с водой:
На примере хлора
хлорноватистая
кислота
4. Хлор
6KOH + 3Cl2 → KClO3 + 5KCl + 3H2O
2KOH + Cl2 → KClO + KCl + H2O
горячий –
холодный –
4. Хлор вытесняет из солей бром и иод:
Cl2 + 2KI → 2KCl + I2
Cl2 + 2HBr → 2HCl + Br2
Слайд 41Галогеноводороды (НГ) –
бесцветные газы, с резким запахом, токсичны, хорошо растворяются в
HF — HCl — HBr — HI
Фтороводород
Хлороводород
Бромоводород
Иодоводород
HF
HCl
HBr
HI
Фтороводородная или
плавиковая кислота
Хлороводородная или
соляная кислота
Бромоводородная кислота
Иодоводородная кислота
Сила кислот растет
Слайд 42Соляная кислота
НCl
Бесцветная, дымящаяся на воздухе жидкость, несколько тяжелее воды.
Химические свойства
2HCl +
2HCl + MgO → MgCl2 + Н2О
2HCl + Mg(OH)2 = MgCl2 + 2H2О
2HCl + MgCO3 = MgCl2 + H2О + CO2↑
Слайд 43Качественные реакции на галогенид-ионы
HCl + AgNO3 → AgCl↓ + HNO3
Ag+ +
хлорид серебра
– осадок белого цвета
HBr + AgNO3 → AgBr↓+ HNO3
Ag+ + Cl- → AgBr↓
бромид серебра
– осадок светло-желтого цвета
HI + AgNO3 → AgI↓+ HNO3
Ag+ + I- → AgI↓
иодид серебра
– осадок желтого цвета
2NaF + CaCl2 = 2NaCl + CaF2↓
фторид кальция
– осадок белого цвета
Слайд 44Применение соляной кислоты
1 – очистка поверхности металлов;
2 – паяние;
3 – получение
4 – производство пластмасс;
5 – получение лекарственных средств;
6 – производство красок.
Слайд 46Получение галогенов
1. Получение хлора и фтора:
– в промышленности:
– в
2. Бром и йод получают путем вытеснения из соответствующих солей:
2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2
2NaI + Cl2 → 2NaCl + I2
Слайд 47Биологическое значение галогенов
Фтор
Хлор
– участвует в процессе обмена веществ в железах,
– построение зубной эмали, костей.
– стимулирует обмен веществ;
– стимулирует рост волос;
– содержится в плазме крови;
– в составе соляной кислоты входит в состав желудочного сока.
Слайд 48Биологическое значение галогенов
Бром
Иод
– регулирует процессы возбуждения и торможения центральной нервной
– отвечает за выработку гормона щитовидной железы, мускульное возбуждение, биение сердца, аппетит, пищеварение, работу мозга, темперамент человека .
Слайд 49Применение фтора
1 – тефлон;
2 – фреон;
3 – окислитель ракетного топлива;
4 –
5 – заменитель крови;
Слайд 50Применение брома
1 – в фотографии;
2 – в медицине;
3 – в качестве
4 – в хладоновых огнетушителях;
5 – топливные добавки.
Слайд 51Применение иода
1 – в медицине;
2 – в криминалистике;
3 – в галогеновых
4 – в аккумуляторах;
5 – при производстве
жидкокристаллических
дисплеев.
Слайд 52Применение хлора
1 – синтетический каучук;
2 – производство пластмасс;
3 – средства защиты
4 – производство соляной кислоты;
5 – лекарственные средства;
6 – синтетические волокна;
7 – хлорная известь.
Слайд 56Аллотропия кислорода
О2 – кислород
О3 – озон
бесцветный газ;
не имеет
плохо растворим в воде;
температура кипения -182,9оС.
газ бледно-фиолетового цвета;
имеет резкий запах;
растворяется лучше, чем
кислород в 10 раз;
температура кипения -111,9оС;
наиболее бактерициден.
Слайд 58Перегонкой сжиженного воздуха
при t = -1830С под давлением
При фотосинтезе
в
В природе
В промышленности
Разложением перманганата калия
В лаборатории
Получение кислорода
Слайд 59Химические свойства
Сильный окислитель, но не окисляет Au и Pt, окисляет
2Cu + O2 = 2CuO
Взаимодействует со всеми неметаллами, кроме галогенов, за исключением F.
S + O2 = SO2
Горение сложных веществ:
2H2S + 3O2 = 2H2O + 2SO2
О2
Слайд 60Химические свойства
О3
Очень сильный окислитель, более реакционноспособный, чем двухатомный кислород;
Окисляет почти
2Ag + O3 = Ag2O + O2
(комнатная температура)
Окисляет многие неметаллы
С + 2O3 = СO2 + 2O2
Окисление сложных веществ:
2KI + O3 + H2O = 2KOH + I2 + O2
