🗊Презентация Р-элементы VI A группы. Свойства их соединений

Категория: Химия
Нажмите для полного просмотра!
Р-элементы VI A группы. Свойства их соединений, слайд №1Р-элементы VI A группы. Свойства их соединений, слайд №2Р-элементы VI A группы. Свойства их соединений, слайд №3Р-элементы VI A группы. Свойства их соединений, слайд №4Р-элементы VI A группы. Свойства их соединений, слайд №5Р-элементы VI A группы. Свойства их соединений, слайд №6Р-элементы VI A группы. Свойства их соединений, слайд №7Р-элементы VI A группы. Свойства их соединений, слайд №8Р-элементы VI A группы. Свойства их соединений, слайд №9Р-элементы VI A группы. Свойства их соединений, слайд №10Р-элементы VI A группы. Свойства их соединений, слайд №11Р-элементы VI A группы. Свойства их соединений, слайд №12Р-элементы VI A группы. Свойства их соединений, слайд №13Р-элементы VI A группы. Свойства их соединений, слайд №14Р-элементы VI A группы. Свойства их соединений, слайд №15Р-элементы VI A группы. Свойства их соединений, слайд №16Р-элементы VI A группы. Свойства их соединений, слайд №17Р-элементы VI A группы. Свойства их соединений, слайд №18Р-элементы VI A группы. Свойства их соединений, слайд №19Р-элементы VI A группы. Свойства их соединений, слайд №20Р-элементы VI A группы. Свойства их соединений, слайд №21Р-элементы VI A группы. Свойства их соединений, слайд №22Р-элементы VI A группы. Свойства их соединений, слайд №23Р-элементы VI A группы. Свойства их соединений, слайд №24Р-элементы VI A группы. Свойства их соединений, слайд №25Р-элементы VI A группы. Свойства их соединений, слайд №26Р-элементы VI A группы. Свойства их соединений, слайд №27
Скачать

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Р-элементы VI A группы. Свойства их соединений. Доклад-сообщение содержит 27 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


Химия общая и неорганическая. Лекция. Р-элементы VI A группы и свойства их соединений.
Описание слайда:
Химия общая и неорганическая. Лекция. Р-элементы VI A группы и свойства их соединений.

Слайд 2


Р-элементы VI A группы. Свойства их соединений, слайд №2
Описание слайда:

Слайд 3


Элементы VIА-группы (халькогены)
Описание слайда:
Элементы VIА-группы (халькогены)

Слайд 4


Элементы VIА-группы (халькогены) Общая электронная формула: […] ns 2 (n–1)d 10np 4 Степени окисления: O: –II, –I, 0, +I, +II H2O; H2O2; O2; O2F2; OF2 S, Se, Te (Po): –II, 0, (+II), +IV, +VI H2Э; Эх; ЭО2; ЭО3
Описание слайда:
Элементы VIА-группы (халькогены) Общая электронная формула: […] ns 2 (n–1)d 10np 4 Степени окисления: O: –II, –I, 0, +I, +II H2O; H2O2; O2; O2F2; OF2 S, Se, Te (Po): –II, 0, (+II), +IV, +VI H2Э; Эх; ЭО2; ЭО3

Слайд 5


Простые вещества Аллотропия: O2, O3 (озон) S8(ромбич.), S8 (монокл.), S6, S4, Sx (пластич.), S2 Se красн.  Se серый
Описание слайда:
Простые вещества Аллотропия: O2, O3 (озон) S8(ромбич.), S8 (монокл.), S6, S4, Sx (пластич.), S2 Se красн.  Se серый

Слайд 6


Взаимодействие с водой, кислотами и щелочами O2, S(т), Se(т), Te(т) + H2O(ж)  3S + 2H2O  2H2S + SO2 (t) (диспр-вание) Te + 2H2O  TeO2 + 2H2 Po + 2HCl = PoCl2 + 2H2 3S + 6NaOH = Na2SO3 + 2Na2S + 3H2O (Se,Te) (диспр-вание) Э + 6OH– – 4e  = ЭO32– + 3H2O Э + 2e  = Э2
Описание слайда:
Взаимодействие с водой, кислотами и щелочами O2, S(т), Se(т), Te(т) + H2O(ж)  3S + 2H2O  2H2S + SO2 (t) (диспр-вание) Te + 2H2O  TeO2 + 2H2 Po + 2HCl = PoCl2 + 2H2 3S + 6NaOH = Na2SO3 + 2Na2S + 3H2O (Se,Te) (диспр-вание) Э + 6OH– – 4e  = ЭO32– + 3H2O Э + 2e  = Э2

Слайд 7


Соединения Э–II H2O H2S H2Se H2Te G °, кДж/моль –229 –34 +16 +85 Kк (H2Э/HЭ–, водн. р-р) – 10–7 10–4 10–3 Kк (HЭ–/Э2–, водн. р-р) – 10–13 10–11 10–12
Описание слайда:
Соединения Э–II H2O H2S H2Se H2Te G °, кДж/моль –229 –34 +16 +85 Kк (H2Э/HЭ–, водн. р-р) – 10–7 10–4 10–3 Kк (HЭ–/Э2–, водн. р-р) – 10–13 10–11 10–12

Слайд 8


Кислородные кислоты
Описание слайда:
Кислородные кислоты

Слайд 9


Соединения Э+IV SO2 SeO2 TeO2
Описание слайда:
Соединения Э+IV SO2 SeO2 TeO2

Слайд 10


Соединения Э+VI SeO42– + 4H+ + 2e  = H2SeO3 + H2O Е = +1,15 В SO42– + 4H+ + (n -2)H2O + 2e  = SO2·n H2O Е = +0,18 В
Описание слайда:
Соединения Э+VI SeO42– + 4H+ + 2e  = H2SeO3 + H2O Е = +1,15 В SO42– + 4H+ + (n -2)H2O + 2e  = SO2·n H2O Е = +0,18 В

Слайд 11


В природе 1. O 49,5 % (масс.) 15. S 0,048 % 60. Se 8·10–5 % 74. Te 1·10–6 % 87. Po 2·10–14 %
Описание слайда:
В природе 1. O 49,5 % (масс.) 15. S 0,048 % 60. Se 8·10–5 % 74. Te 1·10–6 % 87. Po 2·10–14 %

Слайд 12


История открытия кислорода
Описание слайда:
История открытия кислорода

Слайд 13


История открытия Se, Te, Po
Описание слайда:
История открытия Se, Te, Po

Слайд 14


Кислород Кислород – самый распространенный элемент на Земле (49,5% масс.). Кислород существует в самородном виде (воздух) и входит в состав воды, горных пород и живых организмов. В атмосфере содержание кислорода – 23,13% масс. (20,94% по объему), в литосфере – 46,60%, около 85% в гидросфере (85,8% кислорода в океанах и 88,81% в чистой воде).
Описание слайда:
Кислород Кислород – самый распространенный элемент на Земле (49,5% масс.). Кислород существует в самородном виде (воздух) и входит в состав воды, горных пород и живых организмов. В атмосфере содержание кислорода – 23,13% масс. (20,94% по объему), в литосфере – 46,60%, около 85% в гидросфере (85,8% кислорода в океанах и 88,81% в чистой воде).

Слайд 15


Шкала степеней окисления кислорода
Описание слайда:
Шкала степеней окисления кислорода

Слайд 16


Физические и химические свойства O2 O2 – газ без цвета, запаха и вкуса, т.пл. –218,7 С, т.кип. –182,96 С, парамагнитен Жидкий O2 голубого, твердый – синего цвета. O2 растворим в воде (лучше, чем азот и водород). O2 растворим в металлах, с которыми непосредственно не реагирует (при 450С 1 см3 золота и платины растворяют соответственно 77 и 48 см3 кислорода).
Описание слайда:
Физические и химические свойства O2 O2 – газ без цвета, запаха и вкуса, т.пл. –218,7 С, т.кип. –182,96 С, парамагнитен Жидкий O2 голубого, твердый – синего цвета. O2 растворим в воде (лучше, чем азот и водород). O2 растворим в металлах, с которыми непосредственно не реагирует (при 450С 1 см3 золота и платины растворяют соответственно 77 и 48 см3 кислорода).

Слайд 17


Озон O3 O3 – светло-синий газ, т.пл. –192,7 С, т.кип. –111,9 С, взрывоопасен и ядовит. В жидком состоянии – темно-голубой, в твердом – темно-фиолетовый. Получение: электр. разряд 3 O2  2 O3
Описание слайда:
Озон O3 O3 – светло-синий газ, т.пл. –192,7 С, т.кип. –111,9 С, взрывоопасен и ядовит. В жидком состоянии – темно-голубой, в твердом – темно-фиолетовый. Получение: электр. разряд 3 O2  2 O3

Слайд 18


Молекула O3 полярна и диамагнитна Обнаружение озона: 2KI + O3 + H2O = = I2 + 2KOH + O2 Применение: санитарная обработка питьевой воды (озонирование), отбеливание, дезинфекция и т.п.
Описание слайда:
Молекула O3 полярна и диамагнитна Обнаружение озона: 2KI + O3 + H2O = = I2 + 2KOH + O2 Применение: санитарная обработка питьевой воды (озонирование), отбеливание, дезинфекция и т.п.

Слайд 19


Пероксид водорода H2O2 Молекула H2O2 полярна и диамагнитна H2O2 – бесцветная вязкая жидкость (в толстом слое – светло-голубая).
Описание слайда:
Пероксид водорода H2O2 Молекула H2O2 полярна и диамагнитна H2O2 – бесцветная вязкая жидкость (в толстом слое – светло-голубая).

Слайд 20


Физические свойства H2O и H2O2
Описание слайда:
Физические свойства H2O и H2O2

Слайд 21


Пероксид водорода H2O2 Диспроп-вание в присутствии катализаторов (например MnO2): 2H2O2–I = 2H2O–II + O20
Описание слайда:
Пероксид водорода H2O2 Диспроп-вание в присутствии катализаторов (например MnO2): 2H2O2–I = 2H2O–II + O20

Слайд 22


Протолиз в водном растворе Пероксид водорода – очень слабая двухосновная кислота: H2O2 + H2O  HO2 + H3O+; Kк = 2,4·10–12 (при рН  7 в растворе существуют молекулы H2O2, а при рН  7 – гидропероксид-ионы HO2) Гидролиз Na2O2 (суммарное ур-ние) Na2O2 + H2O  2Na+ + HO2– + OH–
Описание слайда:
Протолиз в водном растворе Пероксид водорода – очень слабая двухосновная кислота: H2O2 + H2O  HO2 + H3O+; Kк = 2,4·10–12 (при рН  7 в растворе существуют молекулы H2O2, а при рН  7 – гидропероксид-ионы HO2) Гидролиз Na2O2 (суммарное ур-ние) Na2O2 + H2O  2Na+ + HO2– + OH–

Слайд 23


Окислительно-восстановительные св-ва Окислительные свойства В кислотной среде: H2O2 + 2H+ + 2e  = 2H2O; Е = +1,76 В В щелочной среде: HO2 + H2O + 2e  = 3OH ; Е = +0,88 В Восстановительные свойства В кислотной среде: H2O2 – 2e  = O2 + 2H+ ; Е = +0,69 В В щелочной среде: HO2 + OH – 2e  = O2 + H2O ; Е = –0,076 В
Описание слайда:
Окислительно-восстановительные св-ва Окислительные свойства В кислотной среде: H2O2 + 2H+ + 2e  = 2H2O; Е = +1,76 В В щелочной среде: HO2 + H2O + 2e  = 3OH ; Е = +0,88 В Восстановительные свойства В кислотной среде: H2O2 – 2e  = O2 + 2H+ ; Е = +0,69 В В щелочной среде: HO2 + OH – 2e  = O2 + H2O ; Е = –0,076 В

Слайд 24


Получение H2O2
Описание слайда:
Получение H2O2

Слайд 25


Сера
Описание слайда:
Сера

Слайд 26


Шкала степеней окисления серы
Описание слайда:
Шкала степеней окисления серы

Слайд 27


Сера: химические свойства
Описание слайда:
Сера: химические свойства

Скачать

Похожие презентации
Mypresentation.ru
Загрузить презентацию