VI группа периодической системы. VIA-группа - презентация, доклад, проект скачать

Нажмите для полного просмотра!

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №1

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №2

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №3

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №4

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №5

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №6

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №7

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №8

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №9

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №10

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №11

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №12

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №13

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №14

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №15

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №16

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №17

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №18

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №19

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №20

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №21

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №22

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №23

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №24

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №25

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №26

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №27

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №28

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №29

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №30

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №31

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №32

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №33

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №34

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №35

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №36

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №37

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №38

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №39

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №40

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №41

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №42

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №43

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №44

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №45

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №46

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №47

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №48

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №49

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №50

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №51

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №52

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №53

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №54

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №55

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №56

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №57

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №58

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №59

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №60

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №61

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №62

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №63

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №64

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №65

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №66

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №67

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №68

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №69

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №70

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №71

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №72

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №73

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №74

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №75

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №76

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №77

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №78

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №79

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №80

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №81

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №82

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №83

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №84

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №85

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №86

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №87

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №88

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №89

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №90

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №91

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №92

VI группа периодической системы. VIA-группа, слайд №93

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему VI группа периодической системы. VIA-группа. Доклад-сообщение содержит 93 слайдов. Презентации для любого класса можно скачать бесплатно. Если материал и наш сайт презентаций Mypresentation Вам понравились – поделитесь им с друзьями с помощью социальных кнопок и добавьте в закладки в своем браузере.

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1

Описание слайда:

VI группа периодической системы VIA-группа

Слайд 2

Описание слайда:

Общая характеристика Электронная формула валентной оболочки атомов элементов VIA-группы

Слайд 3

Описание слайда:

В зависимости от состояния электронной оболочки проявляются разные степени окисления (СО). В зависимости от состояния электронной оболочки проявляются разные степени окисления (СО). В соединениях с металлами и водородом элементы этой группы проявляют СО = —2. В соединениях же с кислородом и неметаллами сера, селен и теллур могут иметь СО = +4 и СО = +6. В некоторых соединениях они проявляют СО =+2.В

Слайд 4

Описание слайда:

Кислород (ОЭО = 3,5) Кислород (ОЭО = 3,5) Во фтороксиде F2O СО кислорода положительна и равна 4-2. С остальными элементами кислород проявляет обычно в соединениях степень окисления — 2, за исключением водородпероксида Н2О2 и его производных, в которых кислород имеет степень окисления —1. В живых организмах кислород, сера и селен входят в состав биомолекул в степени окисления —2.

Слайд 5

Описание слайда:

Все это приводит к ослаблению неметаллических свойств халькогенов при переходе от кислорода к теллуру. Все это приводит к ослаблению неметаллических свойств халькогенов при переходе от кислорода к теллуру.

Слайд 6

Описание слайда:

В нормальных условиях водородные соединения Н2Э элементов VIA-группы, за исключением воды, — газы с очень неприятным запахом. В нормальных условиях водородные соединения Н2Э элементов VIA-группы, за исключением воды, — газы с очень неприятным запахом. Термодинамическая стабильность этих соединений уменьшается от воды к водородтеллуриду Н2Те. В водных растворах Н2Э проявляют слабокислотные свойства. В H2O — H2S — H2Se — H2Те сила кислот возрастает: Это объясняется увеличением радиусов ионов Э2- и соответствующим ослаблением связей Э—Н. В том же направлении растет восстановительная способность Н2Э.

Слайд 7

Описание слайда:

Сера, селен, теллур образуют два ряда кислотных оксидов: ЭО2 и ЭО3. Сера, селен, теллур образуют два ряда кислотных оксидов: ЭО2 и ЭО3. Им соответствуют кислотные гидроксиды состава Н2ЭОз и Н2ЭО4. Кислоты Н2ЭО3 в свободном состоянии неустойчивы. Соли этих кислот и сами кислоты проявляют окислительно-восстановительную двойственность, так как элементы S, Se и Те имеют в этих соединениях промежуточную степень окисления + 4. Кислоты состава Н2ЭО4 более устойчивы и в реакциях ведут себя как окислители (высшая степень окисления элемента +6

Слайд 8

Описание слайда:

Химические свойства кислорода. Химические свойства кислорода. Кислород — самый распространенный элемент в земной коре (49,4 %) Элемент кислород существует в виде двух простых веществ (аллотропные модификации):) О2 и озона Оз. О3 — имеет более высокие температуры плавления и кипения, обладает резким запахом (отсюда его название). В О2 имеется тройная связь, а сама молекула представляет собой бирадикал с параллельными спинами неспаренных электронов а следовательно обладает парамагнетизмом. Под действием света молекулярный кислород переходит в синглетное состояние, т.е. в синглетный кислород О2/, в котором все электроны спарены: Синглетный кислород неустойчив, период полураспада – 45 минут: ↓↑О:::О +е→О2·¯(супероксидный анион-радикал) Окислительная способность различных активных форм кислорода возрастает в следующей последовательности: О2

Слайд 9

Описание слайда:

Озон — сильнейший окислитель. Окисляет металлы, бурно реагирует с органическими веществами, при низкой температуре окисляет соединения, с которыми кислород не реагирует. Озон — сильнейший окислитель. Окисляет металлы, бурно реагирует с органическими веществами, при низкой температуре окисляет соединения, с которыми кислород не реагирует. 03 + 2Ag = Ag20 + 02 PbS + 4О3 = PbSO4 + 4О2 Широко известна качественная реакция: 2KI + 03 + Н20 = I2 + 2КОН + 02 Окислительное действие озона на органические вещества связано с образованием радикалов. RH + 03 -+ RO2. + ОН. радикалы инициируют радикально-цепные реакции с биоорганическими молекулами — липидами, белками, ДНК. Такие реакции приводят к повреждению и гибели клеток. На этом основано применение озона для стерилизации питьевой воды и воды плавательных бассейнов.

Слайд 10

Описание слайда:

Кислород – один из самых активных неметаллов. Кислород – один из самых активных неметаллов. Он образует соединения со всеми химическими элементами, кроме гелия, неона и аргона. С большинством элементов он взаимодействует непосредственно (кроме галогенов, золота и платины).

Слайд 11

Описание слайда:

Главная химическая функция кислорода в организме – окисление веществ, которое сопровождается выделением энергии. Главная химическая функция кислорода в организме – окисление веществ, которое сопровождается выделением энергии. Для клетки очень важно, чтобы происходила полная утилизация кислорода: О2+4е+4Н+→2Н2О. Если процесс восстановления кислорода нарушается, то образуются различные активные формы кислорода, способствующие свободнорадикальному окислению биосубстратов. Защита от вредного действия активных форм кислорода осуществляется с помощью антиоксидантной системы, в которую входят ферменты супероксиддисмутаза (СОД) и каталаза: 2О2·¯ +2Н+ СОД Н2О2+О2, 2Н2О2 каталаза 2Н2О+О2.

Слайд 12

Описание слайда:

Сера и ее соединения. Сера и ее соединения. Сера входит в состав белков, липидов, также в состав некоторых витаминов и биорегуляторов. Для серы характерна аллотропия –– ромбической, моноклинической и пластической серы. Сера способна образовывать устойчивые гомоцепи, которые имеют зигзагообразную форму. Сера – достаточно активный неметалл. Даже при умеренном нагревании она окисляет многие простые вещества: Cu+S→CuS Zn+S→ZnS H2+S→H2S. Довольно легко окисляется кислородом и галогенами: S+O2→SO2 S+Cl2→SCl2. Сера растворяется в горячих растворах щелочей и в некоторых кислотах: 3S+6NaOH→2Na2S+Na2SO3+3H2O S+2H2SO4(конц.)↔3SO2+2H2O S+6HNO3(конц.)↔H2SO4+6NO2+2H2O.

Слайд 13

Описание слайда:

Сероводород Очень ядовит, т.к. за счет связывания атомов меди в цитохромоксидазе блокирует перенос электронов с этого фермента дыхательной цепи на кислород. и наступает обморочное состояние и даже смерть от паралича дыхания. Сероводород Очень ядовит, т.к. за счет связывания атомов меди в цитохромоксидазе блокирует перенос электронов с этого фермента дыхательной цепи на кислород. и наступает обморочное состояние и даже смерть от паралича дыхания. Сероводород – бесцветный газ с характерным запахом гниющего белка. Сероводород – сильный восстановитель. 2KMnSO4+5H2S+3H2SO4→2MnSO4+5S+K2SO4+8H2O, 2H2S+3O2→2SO2+2H2O, H2S+4Br2+4H2O→H2SO4+8HBr. H2S образует два типа солей: средние – сульфиды (K2S) и кислые – гидросульфиды (KHS), которые в водных растворах легко гидролизуются: Na2S+HOH↔NaHS+NaOH, S2- +HOH↔HS- +OH-.

Слайд 14

Описание слайда:

Для оксида SO2, кислоты H2SO3 и ее солей характерна окислительно-восстановительная двойственность: Для оксида SO2, кислоты H2SO3 и ее солей характерна окислительно-восстановительная двойственность: 2SO2(восстановитель)+O2→2SO3 SO2(окислитель)+2H2S→3S+2H2O H2SO3(восстановитель)+Cl2+H2O→H2SO4+2HCl 2Na2SO3(восстановитель)+O2→2Na2SO4 H2SO3(окислитель)+2H2S→3S+H2O Na2SO3(окислитель)+S→Na2S2O3. Однако восстановительные свойства у соединений серы (IV) преобладают. При нагревании сульфиты диспропорционируют: 4Na2SO3→3Na2SO4+Na2S.

Слайд 15

Описание слайда:

Na2S2O3. Na2S2O3. – соль тиосерной кислоты H2S2O3. Тиосерная кислота неустойчива и при получении распадается: Na2S2O3+2HCl→H2S2O3+2NaCl H2S2O3→H2O+SO2+S. Тиосульфат-ион образует прочные комплексные соединения со многими катионами металлов-токсикантов: кадмия, меди (II), ртути (II), свинца (II), серебра. – т.е. он -Антидот при отравлениях

Слайд 16

Описание слайда:

Диоксид серы может присоединять кислород, переходя в триоксид серы: Диоксид серы может присоединять кислород, переходя в триоксид серы: 2SO2+O2 ( Pt,t) → 2SO3. Растворение его в воде приводит к образованию сильной серной кислоты: SO3+H2O→H2SO4. Оксид серы (VI) является типичным кислотным оксидом. Безводная серная кислота – тяжелая, бесцветная, маслянистая жидкость. Смешивать концентрированную серную кислоту с водой следует осторожно, вливая серную кислоту тонкой струйкой в воду! Концентрированная серная кислота поглощает пары воды, и поэтому ее применяют в качестве осушителя. Она отнимает воду и от органических веществ (углеводов и др.), обугливая их: C12H22O11+H2SO4(конц.)→12C+H2SO4·11H2O.

Слайд 17

Описание слайда:

В разбавленных растворах серная кислота – окислитель за счет катионов водорода, которые восстанавливаются до элементарного водорода: В разбавленных растворах серная кислота – окислитель за счет катионов водорода, которые восстанавливаются до элементарного водорода: Zn+H2SO4(разб.)→ZnSO4+H2. Концентрированная серная кислота является окислителем за счет S+6, окисляя металлы и неметаллы, превращаясь при этом в SO2, S или H2S, в зависимости от условий проведения реакции и свойств веществ: Cu+2H2SO4 t → CuSO4+SO2+2H2O. Чем активнее металл, тем сильнее восстанавливается кислота: 3Zn+4H2SO4 t → 3ZnSO4+S+4H2O, 4Mg+5H2SO4 t → 4MgSO4+H2S+4H2O, C+2H2SO4 t → CO2+2SO2+2H2O, S+2H2SO4 t → 2SO2+2H2O. Концентрированная серная кислота окисляет и сложные вещества: 8HJ+H2SO4 t → 4J2+H2S+4H2O, 2HBr+H2SO4 t → Br2+SO2+2H2O.

Слайд 18

Описание слайда:

Раствор триоксида серы в серной кислоте называется олеумом. В олеуме часть молекул SO3 соединяется с серной кислотой. Раствор триоксида серы в серной кислоте называется олеумом. В олеуме часть молекул SO3 соединяется с серной кислотой. При этом получается дисерная или пиросерная кислота H2S2O7: SO3+H2SO4↔H2S2O7. Пероксодисерная кислота H2S2O8 получается при электролизе серной кислоты или гидросульфатов. При этом на аноде протекает реакция: 2HSO4- - 2e → H2S2O8. Пероксодисерная кислота является производной пероксида водорода: O O │ │ H – O – S – O – O – S – O – H │ │ O О Пероксодисерная кислота и ее соли – пероксосульфаты – являются сильнейшими окислителями: 5(NH4)2S2O8+2MnSO4+8H2O→5(NH4)2SO4+2HMnO4+7H2SO4. Применяют пероксосульфаты в качестве отбеливателей.

Слайд 19

Описание слайда:

. Селен и теллур. . Селен и теллур. По химическим свойствам селен и теллур похожи на серу. С водородом они образуют летучие соединения H2Se и Н2Те. КАК и сероводород, они в сильной степени обладают восстановительными свойствами. При нагревании они разлагаются. Прочность молекул в ряду Н2О – H2S – H2Se – H2Te уменьшается. Их соли – селениды и теллуриды. При сжигании селена и теллура на воздухе образуются оксиды SeO2 и TeO2, являющиеся ангидридами селенистой H2SeO3 и теллуристой H2TeO3 кислот. Соли селенистой и теллуристой кислот – селениты и теллуриты.

Слайд 20

Описание слайда:

Соединения Se+4 и Те+4 проявляют преимущественно окислительные свойства, легко восстанавливаясь до свободных селена и теллура. Например: Соединения Se+4 и Те+4 проявляют преимущественно окислительные свойства, легко восстанавливаясь до свободных селена и теллура. Например: SeO2+2SO2+2H2O→2H2SO4+Se↓ H2SeO3+2SO2+H2O→2H2SO4+Se↓. Сильные окислители переводят соединения Se+4 и Те+4 в производные этих элементов в степени окисления +6: 5H2SeO3+2KMnO4+3H2SO4→5H2SеO4+2MnSO4+K2SO4+3H2O.

Слайд 21

Описание слайда:

SeO3 и ТеО3 – кислотные оксиды. Кислородные кислоты – селеновая H2SeO4 и теллуровая Н2ТеО4 – кристаллические вещества. Их соли – селенаты и теллураты. SeO3 и ТеО3 – кислотные оксиды. Кислородные кислоты – селеновая H2SeO4 и теллуровая Н2ТеО4 – кристаллические вещества. Их соли – селенаты и теллураты. Селеновая кислота принадлежит к сильным кислотам. Она малолетуча, обугливает органические вещества, энергично соединяется с водой. Селеновая кислота – более сильный окислитель, чем серная. Теллуровая кислота, в отличии от селеновой и серной, очень слабая кислота. Все соединения селена и теллура ядовиты.

Слайд 22

Описание слайда:

S -Макроэлемент [0,16%],. S -Макроэлемент [0,16%],. Суточная потребность 4-5 г. Входит в состав +++белков, гормонов, витаминов. +++тиоловых соединений, участвующих в окислительно-восстановительных реакциях. +++ Известны три серусодержащих аминокислоты: цистин, цистеин и метионин. +++ : инсулина, глутатиона, витамина В1, липоевой кислоты 2Н +++Обратимый переход R1—S—S—R2  R1SH + R2SH защищает организм от радиационных поражений. +++Образование дисульфидных мостиков стабилизирует и определяет третичную структуру белка. +++Образующаяся в организме Н2SО4 участвует в обезвреживании ядовитых соединений: фенола вырабатываемых в кишечнике из аминокислот микробами. ++++ В соединении с серной кислотой [в виде конъюгатов] выводятся чужеродные вещества.

Слайд 23

Описание слайда:

++++. Приём серы внутрь способствует рассасыванию нарывов, ++++. Приём серы внутрь способствует рассасыванию нарывов, +++++ сера используется как слабительное средство. +++++В виде мазей и присыпок применяется как антимикробное средство при лечении кожных заболеваний. Na2S2O35H2O — тиосульфат натрия — антитоксическое, противовоспалительное средство. Na2S2O8 — персульфат натрия — антигипоксическое средство. Na2SO410H2O — сульфат натрия — слабительное. MgSO47H2O — сульфат магния — понижает артериальное давление. CaSO42H2O — гипс — используется в хирургической практике. CuSO45H2O — сульфат меди — при анемии. FeSO47H2O — сульфат железа — при анемии.

Слайд 24

Описание слайда:

Слайд 25

Описание слайда:

Кремний Вакантные орбитали способны к образованию дополнительного p-d связей по донорно-акцепторному механизму, если у партнеров есть неподеленные электронные пары. Это приводит к дополнительному упрочнению связей, например, с О2, F2, Cl2 и т.д. Si–O по энергии уступает только Si–F (из всех связей для С и Si) и существенно превосходит все остальные Si–Si – менее прочная, чем С–С Для всей химии Si характерно высокое сродство к кислороду. Для кремния нехарактерно образование гомоатомных связей

Слайд 26

Описание слайда:

Кремний В соответствии с правилом 8-N кристаллизуется в структуре алмаза Энергия связей меньше, чем в алмазе, существенно уменьшаются Тпл, Ткип, ΔЕ. Алмаз ΔЕ = 5,2 эВ – это диэлектрик Si ΔЕ = 1,2 эВ, это полупроводник Расплавленный Si исключительно реакционноспособен – реагирует с графитом, кварцем, металлами, азотом. Не реагирует с Н2

Слайд 27

Описание слайда:

Элементы подгруппы Ge Они полные электронные и слоевые аналоги 2 особенности Валентной конфигурации ns2np2 предшествует полностью завершенной (n-1)d-уровень. Сказывается d-сжатие, особенно заметное у Ge, у него 3d-уровень – кайносимметричный Существует вакантный nd-уровень, к.ч. = 6, sp3d2, [Э(ОН)6]2–

Слайд 28

Описание слайда:

Элементы подгруппы Ge Сверху вниз по группе металличность нарастает, но немонотонно (Ge близок к Si) В этом же направлении увеличивается стабильность степени окисления +2 Sn - промежуточное положение (+2 или +4), но ближе к Ge Pb – эффект 6s2 инертной электронной пары

Слайд 29

Описание слайда:

Простые вещества Ge - структура типа алмаза, известны и фазы высокого давления Sn – тетрагональная решетка, но она близка к ГЦК, только слегка вытянута по оси С. Ниже +13 ºС т/д стабильна α-модификация со структурой типа алмаза и полупроводниковыми свойствами. Кинетически этот переход заторможен Pb – ГЦК решетка, не подчиняются правилу Юм-Розери В ряду стандартных электродных потенциалов Ge – после водорода, Sn и Pb – непосредственно перед

Слайд 30

Описание слайда:

Особенности Итак, атомные радиусы в ряду C – Si – Ge – Sn – Pb увеличиваются Неравномерность их увеличения при переходе от Si к Ge и от Sn к Pb обусловлена влиянием внутренних (3d и 4f) электронных оболочек, электроны которых слабо экранируют заряд ядер атомов. Это приводит к сжатию е- оболочек Ge и Pb из-за повышения эффективного заряда ядра От С к Pb энергии ионизации элементов в целом понижаются, что приводит к усилению их металлических свойств, т.е. к росту основности катионов

Слайд 31

Описание слайда:

Особенности

Слайд 32

Описание слайда:

Особенности В химических соединениях элементы IVA группы проявляют степени окисления –4, 0, +2, +4 Устойчивость соединений с высшей степенью окисления максимальна для Si и постепенно понижается в ряду Ge – Sn – Pb Устойчивость степени окисления +2 в этом ряду возрастает. Поэтому неорганические соединения Pb(IV) сильные окислители, а соединения Si не проявляют окислительных свойств. Соединения же Si(II) Ge(II) и Sn(II) – сильные восстановители, для Pb(II) восстановительные свойства нехарактерны

Слайд 33

Описание слайда:

Особенности При движении сверху вниз по группе происходит последовательный переход от неметаллов к металлам, окислительные свойства соединений с высшей степенью окисления усиливаются Восстановительные свойства соединений с низкой степенью окисления ослабляются

Слайд 34

Описание слайда:

Нахождение в природе и получение Содержание: С (0,048 %) в живых организмах: в организме человека массой 70 кг содержится 16 кг С, т.е. 22,9 мас. % в древесине содержание С достигает 40 %

Слайд 35

Описание слайда:

Нахождение в природе и получение Si самый распространенный после О элемент: 25,7 масc. %

Слайд 36

Описание слайда:

Нахождение в природе и получение Ge и Sn (2,1·10–4 и 1,5·10-4 %) соответственно Pb (1,3·10–4 масс. %)

Слайд 37

Описание слайда:

Получение Кремний SiCl4 + 2Zn (tºC) → Si + 2ZnCl2 а так же при термическом разложении SiН4 Или особочистый: SiCl4 + 2Н2 → Si + НCl Германий GeO2 + 4HCl (tºC) → GeCl4 + 2H2O GeO2 + 2H2 = Ge + 2H2O

Слайд 38

Описание слайда:

Получение Олово SnO2 + 2C (tºC) = Sn + 2CO↑ Свинец – обжиг галенита 2PbS + 3O2 (tºC) = 2PbO + 2SO2↑ PbO + C (tºC) = Pb + CO Полученный металл очищают электролитическим рафинированием

Слайд 39

Описание слайда:

Химические свойства Углерод взаимодействует из галогенов лишь с F2, не вступает в реакцию с N2 и Р – низкая реакционная способность Наиболее инертен алмаз, в атмосфере О2 при температуре выше 730˚С сгорает с образованием CО2, инертен по отношению к щелочам и кислотам Графит – с О2 и F2 при более низких t˚, и также: C + 4HNO3(конц) = CO2↑ + 4NO2↑ + 2H2O (с серной также) H2O(пар) + C(раскал) = H2 + CO

Слайд 40

Описание слайда:

Химические свойства Аморфный уголь – восстановитель: ZnO + C (tºC) = Zn + CO↑ Для фуллеренов характерны реакции восстановления и присоединения C Hal: C60F18, C60F20 и т.д. — до C60F60 — продукты присоединения

Слайд 41

Описание слайда:

Химические свойства Реакционная способность простых веществ в ряду Si – Ge – Sn – Pb возрастает по мере уменьшения энергии связи между атомами При нагревании они взаимодействуют с большинством неметаллов Ge и Sn образуют соединения в высшей степени окисления: ЭО2, а свинец обычно окисляется до +2 Расплавленный свинец окисляется на воздухе до PbO, а при 500ºС в избытке кислорода — до Pb3O4

Слайд 42

Описание слайда:

Химические свойства В ряду стандартных электродных потенциалов – Sn и Pb до водорода, Ge – после, поэтому с кислотами-неокислителями реагируют лишь Sn и Pb. Si в кислой среде пассивируется, Si и Ge растворяются в смеси кислот: 3Si + 4HNO3 + 18HF = 3H2[SiF6] + 4NO + 8H2O 3Ge + 4HNO3 + 18HCl = 3H2[GeCl6] + 4NO + 8H2O Sn + 2HCl = SnCl2 + H2 Sn + 4HNO3(конц) = SnO2·xH2O↓ + 4NO2↑ + (2-x)H2O 3Pb + 8HNO3(разб) = 3Pb(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O

Слайд 43

Описание слайда:

Химические свойства С HCl — при нагревании, PbCl2 малорастворим. В H2SO4 и концентрированной HNO3 пассивируется Мелкодисперсный кремний растворяется в щелочах Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2↑ Ge + 2KOH + 2H2O2 = K2GeO3 + 3H2O – в присутствии окислителей Sn + NaOH + 2H2O = Na[Sn(OH)3] + H2↑ Pb не реагирует со щелочами

Слайд 44

Описание слайда:

Водородные соединения Углеводороды — в курсе органической химии CH4 – карбид водорода: ОЭО (C = 2,6, Н = 2,1) Но у других проблемы: ОЭО Si = 1,9; Ge = 2,0 СН4 при обычных условиях устойчив Получение: Al4C3 + 12H2O → 4Al(OH)3 + 3CH4

Слайд 45

Описание слайда:

Водородные соединения Водородные соединения Si, Ge, Sn, Pb – силаны, германы, станнаны, плюмбаны Силаны и германы ЭnH2n+2 (Э = Si,Ge) напоминают гомологический ряд углеводородов Энергия связей Э–Э и Э–Н в ряду С – Si – Ge – Sn – Pb понижается, поэтому уменьшается количество водородных соединений: Si – 14, Ge – 9, Sn – 2, Pb – 1, понижается их устойчивость Mg2Si + 4HCl → 2MgCl2 + SiH4 SiCl4 + Li[AlH4] = SiH4↑ + LiCl + AlCl3 то же — для Ge, Sn, Pb

Слайд 46

Описание слайда:

Водородные соединения ЭН4 — тетраэдры В ряду СН4 – SiH4 – GeH4 – SnH4 возрастают Tпл. и Tкип. (рост межмолекулярного взаимодействия) С ростом R атома энергия связи Э – Н постепенно убывает, падает термическая устойчивость PbH4 практически не охарактеризован С несет частичный заряд –δ (Н в ряду напряжения — между С и остальными элементами IVА группы), у остальных — +δ

Слайд 47

Описание слайда:

Водородные соединения Возрастание атомного радиуса сверху вниз создает возможность повышения к.ч. и образования промежуточных соединений Реакционная способность существенно выше, чем у алканов Центральный атом в силане, германе и станнане необычайно чувствителен к нуклеофильной атаке

Слайд 48

Описание слайда:

Водородные соединения Хлорирование SiH4 и SnH4 интенсивно протекает и в темноте, метана – на свету SiH4 + HCl = SiH3Cl + H2 СН4 устойчив к гидролизу, а SiH4 и GeH4 взаим. (ускорение гидролиза щелочами) SiH4 + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 4H2 Силан, герман, станнан – сильные восстановители SiH4 + 2AgCl = SiH3Cl + HCl + 2Ag При замещении Н на металл — карбиды, силициды, германиды, станниды и плюмбиды SiH4 + 2H2O → SiO2 + 4H2 SiH4 + 4F2 → SiF4 + 4HF (со взрывом)

Слайд 49

Описание слайда:

Кислородные соединения Элементы IVА группы проявляют степени окисления +2 и +4 CO и СО2, неустойчивый С3О2 (O = C = C = C = O) (дегидратация малоновой кислоты), С5О2 Получен эпоксид фуллерена С60О

Слайд 50

Описание слайда:

Кислородные соединения - CO СО – тройная связь, третья по донорно-акцепторному механизму C O Изоэлектронна N2 но ее энергия связи выше

Слайд 51

Описание слайда:

Кислородные соединения - CO Молекула СО диамагнитна. Сочетает свойства донора и акцептора (наличие е- пары на связывающей 3σ молекулярной орбитали и 2 вакантные 2-орбитали) Карбонилы Ni + 4CO → Ni(CO)4 Fe3O4 + CO → Fe + CO2

Слайд 52

Описание слайда:

Кислородные соединения - CO Это несолеобразующий оксид, формиаты образуются при 100–130ºС, р = 5атм с расплавленными щелочами: СО + NaOH = HCOONa Обладает восстановительными свойствами: CO + PdCl2 + H2O → Pd↓ + 2HCl + CO2 2[Ag(NH3)2]OH + CO = 2Ag↓ + (NH4)2CO3 + 2NH3 В присутствии катализатора – разрыв тройной связи: CO + Cl2 = COCl2

Слайд 53

Описание слайда:

Кислородные соединения – CO2 O = C = O - линейная молекула 2σ – связи С – О образованы sp-гибридизированной орбиталью атома С и 2Рz-орбиталями атомов кислорода. Не участвующие в sp-гибридизации 2Рx- и 2Рy-орбитали С перекрываются с аналогичными орбиталями атомов О. При этом образуются две –орбитали расположенные во взаимно перпендикулярных областях

Слайд 54

Описание слайда:

Кислородные соединения – CO2 Молекула неполярная => мало растворим в H2O Химически инертен, высокая энергия связи С сильными восстановителями – проявляет окислительные свойства при высоких T: C + CO2 (1000ºC)  2CO CO2 + 2Mg = 2MgO + C зажженный на воздухе Mg продолжает гореть и в углекислом газе

Слайд 55

Описание слайда:

Кислородные соединения – CO2 Кислотный оксид: CaO + CO2 → CaCO3 Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O

Слайд 56

Описание слайда:

Кислородные соединения – H2CO3 H2CO3 – слабая и неустойчивая кислота, в свободном виде из водных растворов выделить нельзя. В отсутствие H2O относительно устойчива Соли – карбонаты Устойчивы только карбонаты щелочных металлов, они плавятся без разложения MeCO3 = MeO + CO2

Слайд 57

Описание слайда:

Кислородные соединения – H2CO3 СО32– – правильный треугольник

Слайд 58

Описание слайда:

Кислородосодержащие кислоты и соли Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2 KID = 4·10–7, KIID = 5·10–11 Все карбонаты гидролизируются по аниону КГ = КW/KD СО32– + НОН  НСО3– + ОН– МеIIСO3 = МеО + СО2 СаСО3 – 800 °C, ZnCO3 – 200 °C K2CS3 + 2HCl = 2KCl + H2CS3 KID = 10–3

Слайд 59

Описание слайда:

Кислородосодержащие кислоты и соли Пероксомоноугольная H2CO4 Пероксодиугольная H2C2O6

Слайд 60

Описание слайда:

Кислородосодержащие кислоты и соли Na2C2O6 + 2H2O = 2NaHCO3 + H2O2 Na2C2O6 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O2 Получают пероксокарбонаты анодным окислением карбонатов А: 2CO32– – 2ē = С2О62– Они сильные окислители: К2С2О6 + 2KI = 2K2CO3 + I2 Для пероксомоноугольной: Na2O2 + СО2 = Na2CO4 NaOOH + CO2 = NaHCO4

Слайд 61

Описание слайда:

Кислородные соединения – H2CO3 Донорные свойства СО32– – в реакциях образования комплексов с переходными металлами, когда химическая связь – за счет вакантных d-орбиталей Ме и р-электронов карбонат-иона: Cu2(OH)2CO3 + 3Na2CO3 = 2Na2[Cu(CO3)2] + 2NaOH

Слайд 62

Описание слайда:

Кислородные соединения Si От С к Si уменьшается прочность кратной связи Э – О и увеличивается прочность одинарной σ-связи. Рост ионной составляющей химической связи – кроме этого SiO SiO2 + Si (1300°С) → SiO

Слайд 63

Описание слайда:

Кислородные соединения Si SiO2 – при обычных температурах и давлениях – кварц, тридимит, кристобалит Все построены из тетраэдров SiO4, соединенных с соседними тетраэдрами всеми 4 атомами кислорода в трехмерные решетки Взаимное расположение в кристаллических модификациях различное α- и β-формы отличаются углами поворота тетраэдров относительно друг друга и небольшим смещением атомов

Слайд 64

Описание слайда:

Кислородные соединения Si

Слайд 65

Описание слайда:

Кислородные соединения Si Взаимные переходы между различными модификациями SiO2 требуют разрыва связи Si – O – Si и их перестройки по другому пространственному мотиву и протекают медленно даже при высоких t° SiO2 + 2Mg (tºC) → Si + 2MgO (> 1000ºC) SiO2 + 2H2 (tºC) → Si + 2H2O Избыток восстановителя: Si + 2Mg (tºC) → Mg2Si Газообразный F2: SiO2 + 2F2 → SiF4(г) + O2 SiO2 + 4HCl → SiCl4(г) + H2O

Слайд 66

Описание слайда:

Кислородные соединения Si SiO2 проявляет кислотные свойства с растворами и расплавами щелочей, основными оксидами и карбонатами: SiO2 + CaO (tºC) → CaSiO3 Все формы SiO2 устойчивы к воздействию кислот, но растворяются (кроме стишовита) в HF: SiO2 + 6HF(р-р) → H2[SiF6] + 2H2O SiO2 – ангидрид кремниевых кислот

Слайд 67

Описание слайда:

Кислородные соединения Si H4SiO4 – не выделена, т.к. при концентрировании претерпевает поликонденсацию. Слабая кислота Na2SiO3 + 2HCl → H2SiO3↓ + 2NaCl Na2SiO3 + CO2 + 2H2O → H2SiO3↓ + Na2CO3 В растворах: SiO2·2H2O - орто-, H2SiO3 (SiO2·2H2O) - мета, есть и другие

Слайд 68

Описание слайда:

Кислородные соединения Si В H2O растворимы только силикаты щелочных металлов и аммония, в растворе гидролизируются, формально: Na2SiO3 + H2O  NaOH + H2SiO3 фактически смесь полисиликатов, при подкислении образуются золи. При нагревании или старении переходят в гели поликремниевых кислот переменного состава Метасиликат Na: SiO2 + Na2CO3 = Na2SiO3 + CO2↑

Слайд 69

Описание слайда:

Кислородные соединения Ge, Sn, Pb Сверху вниз с увеличением размера Э+4 их к.ч. в ряду диоксидов и других кислородных соединений возрастают от 4 до 6, понижается прочность связи Э – О, ослабевают кислотные и усиливаются основные свойства SiO2 и СO2 – кислотные, GeO2, SnO2 и PbO2 – амфотерные, для PbO2 преобладают основные свойства PbO2 – сильный окислитель, единственный из диоксидов IV группы не может быть получен при окислении Pb кислородом

Слайд 70

Описание слайда:

Кислородные соединения Ge, Sn, Pb GeO2 – окисление Ge + O2 или обезвоживание гидратов. Много аналогий с SiO2. Амфотерен с преобладанием кислотных свойств. Но существуют соли Ge(SO4)2, Ge(ClO4)4, не имеющие аналогов в химии Si – более выраженный металлический характер SnO2 – структура типа рутила, амфотерен с преобладанием основных свойств, не растворим в H2O и разбавленных растворах кислот и щелочей SnO2 + 2NaOH(расплав) (tºC) = Na2SnO3 + H2O При обработке водой станната Na – Na2[Sn(OH)6]

Слайд 71

Описание слайда:

Кислородные соединения Ge, Sn, Pb Диоксиды GeO2, SnO2 обладают слабыми окислительными свойствами ЭO2 + 2C (tºC) = Э + 2CO PbO2 – электролиз или окисление растворимых солей Pb(II) сильными окислителями Pb(CH3COO)2 + CaOCl2 + H2O = PbO2 + 2CH3COOH + CaCl2

Слайд 72

Описание слайда:

Кислородные соединения Ge, Sn, Pb В H2O, разбавленных кислотах HCl, HNO3, H2SO4 и щелочах не растворяются. С концентрированными кислотами – сильный окислитель: PbO2 + 4HCl = PbCl2 + Сl2 + 2H2O Способен окислять воду до кислорода. С концентрированными растворами щелочей может образовывать [Pb(OH)6]2– гексагидроксоплюмбат-ионы

Слайд 73

Описание слайда:

Кислородные соединения Ge, Sn, Pb Еще известны смешанные оксиды Sn3O4, Pb3O4 3PbO2 (300-500 °С) = Pb3O4 + O2 В нем присутствуют Pb+2 и Pb+4, это можно доказать Pb3O4 + 8CH3COOH(ледяная) = Pb(CH3COO)4 + 4H2O + 2Pb(CH3COO)2

Слайд 74

Описание слайда:

Кислородные соединения Ge, Sn, Pb Состав высших гидрооксидов не соответствует H2ЭO3 или Э(OH)4. Это ЭО2∙xH2O Свойства определяются количеством присоединенной H2O Для Ge и Sn амфотерны, образуют анионные: Me2+1Э+4O3, Me2+1[Э+4(OH)6] и катионные Э+4(SO4)2, Э+4(CH3COO)4 формы Анионные: Na2GeO3, K4GeO4 – германаты, Na2SnO3, Ca2PbO4 – cтаннаты и плюмбаты Катионные: Sn(SO4)2, Sn(NO3)4, Pb(CH3COO)4

Слайд 75

Описание слайда:

Кислородные соединения Ge, Sn, Pb Получают сплавлением Na2CO3 + GeO2 = Na2GeO3 + CO2 2CaO + PbO2 = Ca2PbO4 Ca2PbO4 + 4HNO3 = PbO2 + 2Ca(NO3)2 + 2H2O

Слайд 76

Описание слайда:

Кислородные соединения Ge, Sn, Pb При гидролизе SnCl4 в присутствии NH3 образуется гидрат SnO2∙nH2O. Свежеполученный осадок (α-оловянная кислота) раст-ся в кислотах и щелочах После стояния или слабого нагрева – образуется β-оловянная кислота, растворимая только в расплавленных щелочах. Пониженная реакционная способность β-кислоты объясняется процессами поликонденсации, уменьшением числа активных OH-групп и образованием прочных связей Sn – O – Sn

Слайд 77

Описание слайда:

Соединения Э(II) Все элементы в степени окисления +2 обладают неподеленной электронной парой, которая обуславливает их стереохимию и донорные свойства Э(II) являются восстановителями, от Si к Pb восстановительная способность убывает. Растет термическая устойчивость и основные свойства

Слайд 78

Описание слайда:

Оксиды (II) GeO2 + Ge = 2GeO Склонен к диспропорционированию, на воздухе медленно окисляется до GeO2 Sn(II) и Pb(II) – термическое разложение солей или гидратированных оксидов (II) без воздуха Pb(NO3)2 (t °C) = PbO + 2NO2 + O2 SnC2H4 (t °C) = SnO + CO + CO2 2SnO (t °C) = SnO2 + Sn

Слайд 79

Описание слайда:

Оксиды (II) SnO имеет несколько кристаллических модификаций. Это типичное амфотерное соединение. В к-тах – соли и комплексы Sn(II), в щелочах – [Sn(OH)3]– Гидроксостаннаты (II) диспропорционируют 2Na[Sn(OH)3] (t °C) = Sn + Na2[Sn(OH)6] поэтому при растворении Ме горячей щелочи образуются производные (IV) Sn + 2NaOH + 4H2O = Na2[Sn(OH)6] + 2H2

Слайд 80

Описание слайда:

Оксиды (II) Для PbO – кристаллические формы: красная тетрагональная (глет) и желтая ромбическая (массикот) PbO + 2HNO3 = Pb(NO3)2 + 2H2O Проявляет основные свойства, однако, в концентрированных растворах щелочей растворяется – [Pb(OH)6]4– Водные растворы солей Pb более устойчивы к гидролизу и окислению, чем растворы аналогичных солей Sn(II)

Слайд 81

Описание слайда:

Оксиды (II) Восстановительные свойства соединений слабеют в рядах Ge(II) – Sn(II) – Pb(II) Ge(II) и Sn(II) в растворах – сильные восстановители 3Na[Sn(OH)3] + 2Bi(NO3)3 + 9NaOH = 2Bi + 3Na2[Sn(OH)6] + 6NaNO3 Соединения Pb(II) – только в присутствии сильных окислителей проявляют восстановительные свойства: 2Pb(CH3COO)2 + Ca(OCl)2 + 4NaOH = 2PbO2 + 2CaCl2 + 4CH3COONa + 2H2O

Слайд 82

Описание слайда:

Галогениды Типа СHal4 – для всех галогенов, неполярные соединения, тетраэдрические молекулы ССl4 – не смешивается с водой и не реагирует с ней при обычных условиях – валентная и координационная ненасыщенность CS2 + 3Cl2 = CCl4 + S2Cl2 Al2O3 + 3CCl4 (t °C) = 2AlCl3 + 3COCl2 Si + 2Hal2 = SiHal4 SiHal4 – координационное ненасыщенные, поэтому гидролизируются (кроме SiF4) с выделением SiO2∙nH2O

Слайд 83

Описание слайда:

Галогениды SiF4 + (n+2)H2O = H2SiF6 + SiO2∙nH2O + 2HF Частично гидролизируется, а частично реагирует с выделением HF Si + 3HCl (350 °C) = SiHCl3 + H2O SiHCl3 + 2H2O = SiO2 + 3HCl + H2↑ При взаимдействии с Hal – GeHal4, SnHal4, но PbHal2 ЭHal2 – для Ge и Sn. PbHal2 (кроме PbBr4 и PbI4) PbO2 + 4HCl = PbCl4 + 2H2O PbCl4 = PbCl2 + Cl2

Слайд 84

Описание слайда:

Галогениды Дигалогениды диспропорционируют 2GеHal2  Ge + GeHal4 SnCl2 – не диспропорционирует, но является сильным восстановителем 2BiCl3 + 3SnCl2 = 2Bi + 3SnCl4 Дигалогениды Pb – типичные соли

Слайд 85

Описание слайда:

Галогениды Изменение стабильности 2-х степеней окисления: Si – диспропорционируют и SiO, и SiHal2 Ge – GeO не диспропорционирует, а GeHal2 диспропорционирует Sn – SnO и SnHal2 не диспропорционируют, но восстановители Pb – PbO и PbHal2 устойчивы

Слайд 86

Описание слайда:

Галогениды Э+4 – основные свойства выражены слабо, ЭHal4 склонны к глубокому гидролизу ЭHal4 + 6H2O = 4HF + H2[Э(OH)6] Их только формально можно рассматривать как соли слабого основания и сильной кислоты, а вообще, они координационно ненасыщенны, льюисовы кислоты, склонны к комплексообразованию 2НHal + ЭHal2 = H2[ЭHal6] Для Ge – фторокомплексы, Sn и Pb со всеми Hal, в том числе и H2[PbI6]

Слайд 87

Описание слайда:

Соединения с другими неМе CS2 CS2 + 3O2 = CO2 + 2SO2 О = С = О S = C = S Проявляет кислотные свойства: СaO + CO2 = CaCO3 H2O + CO2  H2CO3 CaS + CS2 = CaCS3 H2S + CS2 = H2CS3 COS – тиооксид О = С = S – молекула полярна

Слайд 88

Описание слайда:

Соединения с другими неМе SiC – карборунд

Слайд 89

Описание слайда:

Соединения с азотом электрическая дуга – (CN)2 Здесь нечетное число вал. электронов •C ≡ N мономер (СN)2 дициан Делокализованные -связи между атомами в линейной молекуле N = C – C = N По хим. свойствам напоминают Hal2 Hal2 + Н2О  НF + HOHal (СN)2 + H2O  HCN + HOCN

Слайд 90

Описание слайда:

Соединения с азотом Существуют смешанные галогенцианы ClCN + 2NaOH  NaCl + NaCNO + H2O H – C ≡ N  H – N C Таутомерия (динамическое равновесие между всеми изомерами) HCN  CN–  HNC H+

Слайд 91

Описание слайда:

Соединения с азотом CN– – изоэлектронен N2 (прочность, донорная активность) 2CH4 + 2NH3 + 3O2 (Pt) → 2HCN + 6H2O CO + NH3 → H2O + HCN Формальная степень окисления C+2, легко окисляется: 2КСN + O2 = 2KCNO KCN + S = KCNS

Слайд 92

Описание слайда:

Соединения с азотом H–O–C≡N H–N=C=O H–O–N C HOCN  OCN–  HNCO H+ 3-я форма содержит 4-х ковалентный азот и 3-х ковалентный углерод. Ни в одной из форм Н не связан с С! Соли гремучей кислоты – фульминаты. Это вещества, взрывающиеся от удара (детонаторы) Нg(ONC)2 = Hg(г) + 2СО + N2

Слайд 93

Описание слайда:

Роданиды MeICNS – производные тиоциановой (родановой) кислоты HCNS KCNS + KHSO4 = HCNS + K2SO4 (в воздухе или Н2, без О2 и Н2О) H–N=C=S  NCS–  H–S–C≡N H+ Ни в одном из них Н не связан с С! Водный р-р – родановодородная – сильная к-та: 2КСNS + I2 = 2KI + (CNS)2 N≡C–S–S–C≡N  S=C=N–N=C=S