Главная подгруппа II группы - презентация, доклад, проект скачать

Нажмите для полного просмотра!

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Главная подгруппа II группы. Доклад-сообщение содержит 44 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:

Слайд 2

Описание слайда:

Слайд 3

Описание слайда:

Характеристика металлов главной подгруппы II группы

Слайд 4

Описание слайда:

Общая характеристика элементов главной подгруппы II группы

Слайд 5

Описание слайда:

Общая характеристика элементов главной подгруппы II группы Одинаковое строение внешнего электронного слоя Элементы проявляют С.О. +2 Атомы элементов являются сильными восстановителями, т.к содержат 2 электрона на внешнем энергетическом уровне, которые отдают при взаимодействиями с другими элементами. С увеличением № элементов увеличивается атомный радиус, увеличивается число электронных слоев, следовательно возрастает легкость отдачи электронов. Восстановительные свойства увеличиваются в группе сверху вниз.

Слайд 6

Описание слайда:

Ве - амфотерный металл, Ве - амфотерный металл, Mg – металл, Сa, Sr,Ba - щёлочноземельные металлы Ra –радиоактивный элемент

Слайд 7

Описание слайда:

Слайд 8

Описание слайда:

Получение щелочноземельных металлов Термическое восстановление их соединений: Be Cl2 + Mg = Be + MgCl2 MgO + C = Mg + CO 3CaO + 2Al = 2Ca + Al2O3

Слайд 9

Описание слайда:

Электролиз расплавов и рстворов галогенидов CuSO4 ⇄ Cu2+ + SO42- K(-): Cu2+ + 2e → Cu0 A(+): 2H2O - 4e → O2 + 4H+ Вывод: 2CuSO4 + 2H2O → 2Cu + 2H2SO4 + O2 Электролиз

Слайд 10

Описание слайда:

Химические свойства Щелочноземельные элементы - химически активные металлы. Они являются сильными восстановителями. Из металлов этой подгруппы несколько менее активен бериллий, что обусловлено образованием на поверхности этого металла защитной оксидной пленки.

Слайд 11

Описание слайда:

Все легко взаимодействуют с кислородом и серой: Все легко взаимодействуют с кислородом и серой: 2Be + O2 = 2BeO Ca + S = CaS Бериллий и магний реагируют с кислородом и серой при нагревании, остальные металлы - при обычных условиях. Все металлы этой группы легко реагируют с галогенами: Mg + Cl2 = MgCl2 При нагревании все реагируют с водородом, азотом, углеродом, кремнием и другими неметаллами: Ca + H2 = CaH2 (гидрид кальция) 3Mg + N2 = Mg3N2 (нитрид магния) Ca + 2C = CaC2 (карбид кальция)

Слайд 12

Описание слайда:

Химические свойства элементов II группы главной подгруппы

Слайд 13

Описание слайда:

Слайд 14

Описание слайда:

Взаимодействие кальция с водой кальция с водой

Слайд 15

Описание слайда:

Все взаимодействуют с хлороводородной и разбавленной серной кислотами с выделением водорода: Все взаимодействуют с хлороводородной и разбавленной серной кислотами с выделением водорода: Be + 2HCl = BeCl2 + H2 Взаимодействуют с разбавленной азотной кислотой: 3Be + 8HNO3(разб., гор.) → 3Be(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O В концентрированных азотной и серной кислотах (без нагревания) бериллий пассивируется, остальные металлы этой группы реагируют с этими кислотами.

Слайд 16

Описание слайда:

Бериллий взаимодействует с водными растворами щелочей с образованием комплексной соли и выделением водорода: Бериллий взаимодействует с водными растворами щелочей с образованием комплексной соли и выделением водорода: Be + 2NaOH + 2H2O = Na2[Be(OH)4] + H2 При проведении реакции с расплавом щелочи при 400—500 °C образуются бериллаты: Be + 2NaOH → Na2BeO2 + H2 ↑ Остальные металлы II группы с щелочами не реагируют.

Слайд 17

Описание слайда:

Соединения бериллия, магния и щелочноземельных металлов

Слайд 18

Описание слайда:

Кислородные соединения - оксиды BeO – амфотерный оксид MgO CaO SrO Основные оксиды BaO

Слайд 19

Описание слайда:

ВеО В природе оксид бериллия встречается в виде минерала бромеллита. Получают оксид бериллия термическим разложение гидроксида бериллия и некоторых его солей (нитрата, карбоната и др.) при температуре от 500 до 1000°С.

Слайд 20

Описание слайда:

Химические свойства ВеО Реакционная способность оксида бериллия зависит от способа его получения. Прокаленный при температуре не выше 500 °С, оксид бериллия растворяется в водных растворах кислот и щелочей (даже разбавленных) 1. B e O + 2 N a O H ⟶ N a 2 [ B e ( O H ) 4 ] гидроксобериллаты. B e O + 2 H C l ⟶ B e C l 2 + H 2 O

Слайд 21

Описание слайда:

MgO белые кристаллы, нерастворимые в воде, На этом свойстве основано его применение в спортивной гимнастике, нанесенный на ладони спортсмена, порошок предохраняет его от опасности сорваться с гимнастического снаряда.

Слайд 22

Описание слайда:

Химические свойства Реагирует с разбавленными кислотами с образованием солей MgO + 2HCl → MgCl2 + H2O с холодной водой реагирует плохо , образуя Mg(OH)2: MgO + H2O → Mg(OH)2 С горячей водой реагирует лучше, реакция идет быстрее.

Слайд 23

Описание слайда:

Взаимодействие оксида кальция с водой ( гашение извести) CaO + H2O → Ca(OH)2 + Q

Слайд 24

Описание слайда:

Взаимодействие основных оксидов с водой Взаимодействие оксидов металлов с кислотами

Слайд 25

Описание слайда:

Химические свойства гидроксидов Ве(ОН)2 – амфотерный гидроксид Mg(OH)2 – нерастворимое основание Ca(OH)2 Sr(OH)2 Ba(OH)2

Слайд 26

Описание слайда:

Химические свойства Be(OH)2 Взаимодействие с щелочами с образованием соли: Be(OH)2 + 2NaOH ⟶ Na2Be(OH)4 Взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды: Be(OH)2 + H2SO4 ⟶ BeSO4 + 2H2O Разложение на оксид бериллия и воду при нагревании до 400 °C: Be(OH)2 ⟶ BeO + H2O

Слайд 27

Описание слайда:

Взаимодействие гидроксидов с кислотами Ca(OH)2+2HCl=CaCl2+2H2O Mg(OH)2+2HCl=MgCl2+2H2O

Слайд 28

Описание слайда:

Окраска пламени солями металлов

Слайд 29

Описание слайда:

Жесткость воды Карбонатная, или временная Некарбонатная, или постоянная Общая жесткость

Слайд 30

Описание слайда:

Карбонатная, или временная жесткость Обусловлена присутствием гидрокарбонатов кальция и магния. Её можно устранить: 1. Кипячением Ca(HCO3)2 → CaCO3↓ +H2O + CO2↑ Mg(HCO3)2 → MgCO3↓ +H2O + CO2↑ 2. Действием известкового молока или соды: Ca(OH)2 + Ca(HCO3)2 →2CaCO3 ↓ +2 H2O Na2CO3 + Ca(HCO3)2 →2CaCO3 ↓ +2NaHCO3

Слайд 31

Описание слайда:

Некарбонатная, или постоянная жесткость Обусловлена присутствием сульфатов и хлоридов кальция и магния. Её можно устранить действием соды: CaSO4 + Na2CO3 → CaCO3↓ + Na2SO4 MgSO4 + Na2CO3 → MgCO3↓ + Na2SO4

Слайд 32

Описание слайда:

Вредные воздействие высокого уровня общей жесткости воды: Накопление солей в организме Заболевание суставов Образованию камней в почках, желчном и мочевом пузырях. Образование накипи на нагревательных элементах в бытовой технике. Засорение трубопроводов

Слайд 33

Описание слайда:

Способы снижения общей жесткости воды.

Слайд 34

Описание слайда:

Кипячение

Слайд 35

Описание слайда:

Вымораживание

Слайд 36

Описание слайда:

Фильтрование Фильтрование воды бытовым фильтром «Барьер-6» снижает общую жесткость до 80%.

Слайд 37

Описание слайда:

Слайд 38

Описание слайда:

Слайд 39

Описание слайда:

Слайд 40

Описание слайда:

Практическое значение соединений магния

Слайд 41

Описание слайда:

Слайд 42

Описание слайда:

Слайд 43

Описание слайда:

Ca→CaH2→Ca(OH)2→ CaCO3→CaO→CaCl2→ Ca3(PO4)2

Слайд 44

Описание слайда:

1. Активные металлы 1. Активные металлы 2. Металлы средней активности 3. Благородные металлы А) Au, Ag, Pt Б) Zn, Fe, Cu В) Na, K, Ca Ca→CaH2→Ca(OH)2→ CaCO3→CaO→CaCl2→ Ca3(PO4)2