Какие свойства характерны для гидроксидов неметаллов
I. Элементы. Неметаллы образуют p-элементы, а также водород и гелий, являющиеся s-элементами. В длиннопериодной таблице p-элементы, образующие неметаллы, располагаются правее и выше условной границы B – At.
II. Атомы. Атомы неметаллов маленькие (орбитальный радиус меньше 0,1 нм). У большинства из них от четырех до восьми валентных электронов (они же внешние), но у атома водорода – один, у атома гелия – два, а у атома бора – три валентных электрона. Атомы неметаллов сравнительно легко присоединяют чужие электроны (но не более трех). Склонностью отдавать электроны атомы неметаллов не обладают.
У атомов элементов-неметаллов в периоде с увеличением порядкового номера
- заряд ядра увеличивается;
- радиусы атомов уменьшаются;
- число электронов на внешнем слое увеличивается;
- число валентных электронов увеличивается;
- электроотрицательность увеличивается;
- окислительные (неметаллические) свойства усиливаются (кроме элементов VIIIA группы).
У атомов элементов-неметаллов в подгруппе (в длиннопериодной таблице – в группе) с увеличением порядкового номера
- заряд ядра увеличивается;
- радиус атома увеличивается;
- электроотрицательность уменьшается;
- число валентных электронов не изменяется;
- число внешних электронов не изменяется (за исключением водорода и гелия);
- окислительные (неметаллические) свойства ослабевают (кроме элементов VIIIA группы).
III. Простые вещества. Большинство неметаллов – простые вещества, в которых атомы связаны ковалентными связями; в благородных газах химических связей нет. Среди неметаллов есть как молекулярные, так и немолекулярные вещества. Все это приводит к тому, что физических свойств, характерных для всех неметаллов, нет.
Молекулярные неметаллы: H2, N2, P4 (белый фосфор), As4, O2, O3, S8, F2, Cl2, Br2, I2. К ним же можно отнести и благородные газы (He, Ne, Ar, Kr, Kx, Rn), атомы которых являются как бы “одноатомными молекулами”.
При комнатной температуре водород, азот, кислород, озон, фтор и хлор – газы; бром – жидкость; фосфор, мышьяк, сера и йод – твердые вещества.
Немолекулярные неметаллы: B (несколько аллотропных модификаций), C(графит), C(алмаз), Si, Ge, P(красный), P(черный), As, Se, Te. Все они твердые вещества, кремний, германий, селен и некоторые другие обладают полупроводниковыми свойствами.
IV. Химические свойства. Характерными для большинства неметаллов являются окислительные свойства. Как окислители они реагируют с металлами:
| Ca + Cl2 = CaCl2 | 4Li + O2 = 2Li2O | 2Na + S = Na2S |
с менее электротрицательными неметаллами:
| H2 + S = H2S | P4 + 5O2 = 2P2O5 | 2P + 5Cl2 = 2PCl5 |
со сложными веществами:
| 2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3 | CH4 + Br2 = CH3Br + HBr |
Менее характерны для неметаллов восстановительные свойства. Как восстановители они реагируют с более электротрицательными неметаллами:
| Si + 2F2 = SiF4 | C + O2 = CO2 | C + 2S = CS2 |
со сложными веществами:
| H2 + HCHO = CH3OH | 6P + 5KClO3 = 5KCl + 3P2O5 |
V. Водородные соединения. Все неметаллы (кроме элементов благородных газов) образуют молекулярные водородные соединения, причем углерод и бор – очень много. Простейшие водородные соединения:
| B2H6 диборан | CH4 метан | NH3 аммиак | H2O вода | HF фтороводород |
| SiH4 силан | PH3 фосфин | H2S сероводород | HCl хлороводород | |
| GeH4 герман | AsH3 арсин | H2Se селеноводород | HBr бромоводород | |
| H2Te теллуроводород | HI йодоводород | |||
Все он газы за исключением воды. Вещества, выделенные жирным шрифтом, в водном растворе – сильные кислоты.
В группе с увеличением порядкового номера их устойчивость снижается, а восстановительная активность возрастает.
В периоде с увеличением порядкового номера усиливаются кислотные свойства их растворов, в группе эти свойства ослабевают.
VI. Оксиды и гидроксиды. Все оксиды неметаллов относятся к кислотным или несолеобразующим. Несолеобразующие оксиды: CO, SiO, N2O, NO.
Высшим оксидам неметаллов соответствуют следующие кислоты (сильные кислоты выделены жирным шрифтом)
| H3BO3 борная кислота | H2CO3 угольная кислота | HNO3 азотная кислота | – | – |
| H2SiO3 кремниевая кислота | H3PO4 ортофосфорная кислота | H2SO4 серная кислота | HClO4 хлорная кислота | |
| H3AsO4 мышьяковая кислота | H2SeO4 селеновая кислота | HBrO4 бромная кислота | ||
| H6TeO6 ортотеллуровая кислота | HIO4 йодная кислота | |||
В периоде с возрастанием порядкового номера сила высших кислот увеличивается. В группах выраженной зависимости нет.
Задачи и тесты по теме “Тема 13. “Неметаллы”.”
Источник
Прежде чем рассуждать о химических свойствах оснований и амфотерных гидроксидов, давайте четко определим, что же это такое?
1) К основаниями или основным гидроксидам относят гидроксиды металлов в степени окисления +1 либо +2, т.е. формулы которых записываются либо как MeOH , либо как Me(OH)2. Однако существуют исключения. Так, гидроксиды Zn(OH)2, Be(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2 к основаниям не относятся.
2) К амфотерным гидроксидам относят гидроксиды металлов в степени окисления +3,+4, а также в качестве исключений гидроксиды Zn(OH)2, Be(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2. Гидроксиды металлов в степени окисления +4, в заданиях ЕГЭ не встречаются, поэтому рассмотрены не будут.
Химические свойства оснований
Все основания подразделяют на:
Напомним, что бериллий и магний к щелочноземельным металлам не относятся.
Помимо того, что щелочи растворимы в воде, они также очень хорошо диссоциируют в водных растворах, в то время как нерастворимые основания имеют низкую степень диссоциации.
Такое отличие в растворимости и способности к диссоциации у щелочей и нерастворимых гидроксидов приводит, в свою очередь, к заметным отличиям в их химических свойствах. Так, в частности, щелочи являются более химически активными соединениями и нередко способны вступать в те реакции, в которые не вступают нерастворимые основания.
Взаимодействие оснований с кислотами
Щелочи реагируют абсолютно со всеми кислотами, даже очень слабыми и нерастворимыми. Например:
Нерастворимые основания реагируют практически со всеми растворимыми кислотами, не реагируют с нерастворимой кремниевой кислотой:
Следует отметить, что как сильные, так и слабые основания с общей формулой вида Me(OH)2 могут образовывать основные соли при недостатке кислоты, например:
Взаимодействие с кислотными оксидами
Щелочи реагируют со всеми кислотными оксидами, при этом образуются соли и часто вода:
Нерастворимые основания способны реагировать со всеми высшими кислотными оксидами, соответствующими устойчивым кислотам, например, P2O5, SO3, N2O5, с образованием средних солей:
<.p>
Нерастворимые основания вида Me(OH)2 реагируют в присутствии воды с углекислым газом исключительно с образованием основных солей. Например:
Cu(OH)2 + CO2 = (CuOH)2CO3 + H2O
С диоксидом кремния, ввиду его исключительной инертности, реагируют только самые сильные основания — щелочи. При этом образуются нормальные соли. С нерастворимыми основаниями реакция не идет. Например:
Взаимодействие оснований с амфотерными оксидами и гидроксидами
Все щелочи реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами. Если реакцию проводят, сплавляя амфотерный оксид либо гидроксид с твердой щелочью, такая реакция приводит к образованию безводородных солей:
Если же используют водные растворы щелочей, то образуются гидроксокомплексные соли:
В случае алюминия при действии избытка концентрированной щелочи вместо соли Na[Al(OH)4] образуется соль Na3[Al(OH)6]:
Взаимодействие оснований с солями
Какое-либо основание реагирует с какой-либо солью только при соблюдении одновременно двух условий:
1) растворимость исходных соединений;
2) наличие осадка или газа среди продуктов реакции
Например:
Термическая устойчивость оснований
Все щелочи, кроме Ca(OH)2, устойчивы к нагреванию и плавятся без разложения.
Все нерастворимые основания, а также малорастворимый Ca(OH)2 при нагревании разлагаются. Наиболее высокая температура разложения у гидроксида кальция – около 1000oC:
Нерастворимые гидроксиды имеют намного более низкие температуры разложения. Так, например, гидроксид меди (II) разлагается уже при температуре выше 70 oC:
Химические свойства амфотерных гидроксидов
Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотами
Амфотерные гидроксиды реагируют с кислотами:
Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH)3, не реагируют с такими кислотами, как H2S, H2SO3 и H2СO3 ввиду того, что соли, которые могли бы образоваться в результате таких реакций, подвержены необратимому гидролизу до исходного амфотерного гидроксида и соответствующей кислоты:
Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотными оксидами
Амфотерные гидроксиды реагируют с высшими оксидами, которым соответствуют устойчивые кислоты (SO3, P2O5, N2O5):
Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH)3, не реагируют с кислотными оксидами SO2 и СO2.
Взаимодействие амфотерных гидроксидов с основаниями
Из оснований амфотерные гидроксиды реагируют только с щелочами. При этом, если используется водный раствор щелочи, то образуются гидроксокомплексные соли:
А при сплавлении амфотерных гидроксидов с твердыми щелочами получаются их безводные аналоги:
Взаимодействие амфотерных гидроксидов с основными оксидами
Амфотерные гидроксиды реагируют при сплавлении с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:
Термическое разложение амфотерных гидроксидов
Все амфотерные гидроксиды не растворимы в воде и, как любые нерастворимые гидроксиды, разлагаются при нагревании на соответствующий оксид и воду:
Источник
В химических реакциях неметаллы могут проявить себя и как восстановители, и как окислители. Из общих химических свойств неметаллов отметим их способность взаимодействовать с металлами, с водородом и кислородом.
Взаимодействие неметаллов с металлами
В реакциях с металлами неметаллы проявляют себя как окислители.
А. Особенно активно с металлами взаимодействуют галогены. В результате реакций соединения образуются соли — галогениды.
Например, при взаимодействии алюминия с иодом образуется иодид алюминия AlI3 :
2Al0+3I20⟶H2O2Al+3I3−1.
Вода в этой химической реакции является катализатором.
Видеофрагмент:
Взаимодействие алюминия с иодом
Железо активно реагирует с хлором, образуя хлорид железа((III)) FeCl3:
2Fe0+3Cl20⟶to2Fe+3Cl3−1.
Видеофрагмент:
Взаимодействие железа с хлором
Б. Металлы реагируют с серой, образуя сульфиды.
Реакция соединения алюминия с серой начинается после того, как смесь веществ нагрели. Продуктом реакции является сульфид алюминия AlS32:
2Al0+3S0⟶toAl2+3S3−2.
Видеофрагмент:
Взаимодействие алюминия с серой
Химическое взаимодействие между натрием и серой протекает при простом механическом смешивании. В результате образуется сульфид натрия NaS2:
2Na0+S0→Na2+1S−2.
Видеофрагмент:
Взаимодействие натрия с серой
Взаимодействие неметаллов с водородом
По сравнению с другими неметаллами водород имеет невысокую электроотрицательность. В силу этой причины в реакциях с другими неметаллами, как правило, данный химический элемент будет восстановителем, а другие неметаллы — окислителями.
В таких реакциях образуются летучие водородные соединения, состав молекул которых отвечает общей формуле RHx, где (R) — неметалл, а (х) — индекс, указывающий число атомов водорода в молекуле образовавшегося вещества. Этот индекс численно совпадает с валентностью неметалла, с которым водород соединяется.
Например, в реакции соединения водорода с хлором образуется газ хлороводород (HCl):
H20+Cl20⟶to2H+1Cl−1.
Видеофрагмент:
Взаимодействие водорода с хлором
Взаимодействие водорода с азотом происходит при выcокой температуре и давлении. В промышленности для ускорения данного процесса используют катализатор. Продуктом взаимодействия этих двух неметаллических веществ является газ аммиак NH3:
N20+3H20⇄to,p2N−3H3+1.
Взаимодействие неметаллов с кислородом
Кислород имеет высокую электроотрицательность, поэтому в реакциях с другими неметаллами он является окислителем, а другие неметаллы — восстановителями.
В результате соединения кислорода с другими неметаллами образуются оксиды.
Например, сера сгорает в кислороде, образуя сернистый газ или оксид серы((IV)) SO2:
S0+O20→S+4O2−2.
Фосфор энергично cгорает в кислороде ярким пламенем. В ходе реакции образуются белые клубы оксида фосфора((V)) PO52:
4P0+5O20→2P2+5O5−2.
Видеофрагмент:
Горение фосфора в кислороде
В то же самое время взаимодействие кислорода с химически малоактивным азотом протекает медленно и начинается только при очень высокой температуре. Продуктом реакции является газообразный оксид азота((II)) NO:
N20+O20⟶to2N+2O−2.
Такая химическая реакция протекает в атмосфере при разряде молнии, а также в цилиндрах двигателей при сгорании топлива.
Источник
- Скачать презентацию (0.2 Мб)
- 114 загрузок
- 5.0 оценка
Ваша оценка презентации
Оцените презентацию по шкале от 1 до 5 баллов
Рецензии
Добавить свою рецензию
Аннотация к презентации
Презентация для школьников на тему “Гидроксиды неметаллов” по химии. pptCloud.ru — удобный каталог с возможностью скачать powerpoint презентацию бесплатно.
Формат
pptx (powerpoint)
Количество слайдов
30
Слова
Конспект
Отсутствует
Содержание
Слайд 1
Гидроксиды неметаллов
Назаров Б.К. представляет
Слайд 2
При растворении в воде кислотных оксидов образуются гидроксиды, которые являются кислородсодержащими кислотами. Кислоты и кислотные оксиды в результате химических реакций образуют соли, в которых неметалл сохраняет присущую ему степень окисления.
Оксиды и соответствующие им гидроксиды — кислоты, в которых неметалл проявляет степень окисления, равную номеру группы
(т. е. высшее ее значение), так и называют высшими.Слайд 3
В пределах одного периода с ростом номера группы происходит усиление кислотных свойств оксидов и соответствующих им гидроксидов:
Si+4O2P2+5O5S+6O3Cl2+7O7
H2Si+4O3H3P+5O4H2S+6O4HCl+7O4
Усиление кислотных свойств оксидов и гидроксидовСлайд 4
Кислородсодержащие кислоты хлора
Хлор образует четыре кислородсодержащие кислоты: хлорноватистую НСЮ, хлористую НСЮ2, хлорноватую НС1О3 и хлорную НСЮ4.
Сила кислородных хлорсодержащих кислот увеличивается в ряду:
HClOHClO2HClO3HClO4
поскольку растет значение степени окисления кислотообразователя — хлора.Слайд 5
Каждой из этих одноосновных кислот соответствует ряд солей: НСlO — гипохлориты, НСlО2 — хлориты, НСlО3 — хлораты, НСlО4 — перхлораты. Наибольшее практическое значение имеют растворы гипохлоритов калия и натрия (жавелевая вода), гипохлорит кальция (хлорная, или белильная, известь), хлорат калия (бертолетова соль). Последняя широко используется при изготовлении спичек, фейерверков, бенгальских огней, а в лаборатории — для получения кислорода и хлора. При нагревании до температуры 400 °С без катализатора из хлоратов образуются перхлораты:
4 KClO3 = 3KClO4 + KCl
Аналогично при нагревании гипохлорита без катализатора образуется хлорат:
3 KClO = KClO3 + 2KClСлайд 6
Кислородсодержащие кислоты серы
Среди всех кислородсодержащих кислот серы наиболее известны две: сернистая Н2SО3 и серная Н2SО4.
Сернистая кислота. Существует только в растворах, так как легко разлагается на воду и сернистый газ. Как двухосновная сернистая кислота образует два ряда солей: средние — сульфиты и кислые — гидросульфиты. О значении этих солей уже упоминалось при рассмотрении соответствующего сернистой кислоте оксида — сернистого газа.Слайд 7
Получение серной кислоты.
Серная кислота. Получение серной кислоты. Осуществляют в три стадии.
Получение SО2. В качестве сырья применяют серный колчедан, серу или сероводород.
Получение SО3. Этот процесс вам уже известен — окисление SО2 кислородом проводят с помощью катализатора.
Получение Н2SО4. В отличие от известной вам реакции, описываемой уравнением SО3 + Н2О = Н2SО4, процесс растворения оксида серы(VI) проводят не в воде, а в концентрированной серной кислоте, при этом получают раствор, называемый олеумом.Слайд 8
Химические процессы производства серной кислоты
Химические процессы производства серной кислоты можно представить в виде следующей схемы:
O2O2H2O
(S, FeS2,H2S) SO2SO3H2SO4
Первую стадию проводят в печи для обжига в кипящем слое, так как обжиг колчедана — процесс гетерогенный. Перед обжигом колчедан размалывают и подают в печь ленточными транспортерами. В обжиговой печи через измельченный колчедан пропускают сильную струю воздуха. Частицы колчедана оказываются во взвешенном состоянии, создавая иллюзию кипящей жидкости, что и дало название — метод кипящего слоя.Слайд 9
Слайд 10
Полученный оксид серы(IV) направляют на очистку от крупной пыли в циклон, от мелкой пыли — в электрофильтр, затем осушают в сушильной башне, промывая его серной кислотой.
После этого очищенный и осушенный газ подогревают в теплообменнике.
Вторую стадию — получение SО3 — проводят в контактном аппарате. В нем на специальных полочках-ре щетках размещают слоями катализатор, созданный на основе оксида ванадия(V) V2О5. Между слоями катализатора располагают трубки теплообменника, по которым подают обжиговый газ для подогрева. При этом одновременно решают проблему нагревания SО2 и охлаждения до необходимой температуры SО3. Такой принцип — принцип теплообмена — широко применяют на химическом производстве. Выходящий из контактного аппарата газ направляют в трубки теплообменника для дальнейшего охлаждения и передачи теплоты очищенному и осушенному SО2.Слайд 11
Для третьей стадии — поглощения SО3 — воду не применяют, так как из-за выделяющейся теплоты вода превращается в пар, и серная кислота образуется в виде капелек тумана. Поэтому SО3 в поглотительной башне растворяют в концентрированной серной кислоте.
Поглощение SО3 серной кислотой — процесс гетерогенный, и для создания большей поверхности соприкосновения поглотительную башню заполняют кольцами из огнеупорной керамики. Кислота, стекая сверху, омывает большое число колец (принцип противотока), создавая тем самым большую площадь соприкосновения с SО3. Полученный олеум направляют на склад готовой продукции.
Производство серной кислоты создает немало экологических проблем. Выбросы и отходы сернокислотных заводов вызывают крайне негативное воздействие на окружающую среду: увеличение числа заболеваний дыхательной системы у человека и животных, гибель растительности и подавление ее роста, повышение коррозионного износа материалов, разрушение сооружений из известняка и мрамора, закисление почв и др. Поэтому основную массу серной кислоты получают не из серного колчедана, а из серы, а также как побочный продукт при получении цветных металлов.Слайд 12
Свойства серной кислоты.
Свойства серной кислоты. Химически чистая серная кислота — тяжелая бесцветная маслянистая жидкость. Обладает сильными гигроскопическими свойствами, поэтому применяется для осушения газов. Она хорошо растворяет оксид серы(VI) и, как вы уже знаете, этот раствор называют олеумом.
Вы также знаете правило разбавления концентрированной серной кислоты: нельзя приливать воду к кислоте, а следует осторожно, тоненькой струйкой вливать кислоту в воду, непрерывно помешивая раствор.Слайд 13
Химические свойства серной кислоты
в значительной степени зависят от ее концентрации.
Разбавленная серная кислота проявляет все характерные свойства кислот: взаимодействует с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода, с оксидами металлов (основными и амфотерными), с основаниями и солями.
Поскольку серная кислота двухосновная, она образует два ряда солей: средние (сульфаты) и кислые (гидросульфаты).
Реактивом на серную кислоту и сульфаты является хлорид бария: сульфат-ионыSО42- с ионами Ва2+ образуют белый нерастворимый сульфат бария:
Ва2+ + SО42- = ВаSО4Слайд 14
Концентрированная серная кислота по свойствам сильно отличается от разбавленной. Так, при взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами водород не выделяется, поскольку окислителем выступают уже не катионы водорода, а сульфат-анионы. Например, разбавленная серная кислота окисляет железо до сульфата железа(II) и не взаимодействует с металлами, расположенными в ряду напряжений после водорода. Концентрированная серная кислота окисляет металлы вне зависимости от их положения в ряду напряжений, но не реагирует с железом, золотом, и металлами платиновой группы:
Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2H2O
Zn + 2H2SO4 = ZnSO4 + SO2 + 2H2OСлайд 15
Применение серной кислоты
А вот железо пассивируется концентрированной серной кислотой, также как алюминий и хром, поэтому по железной дороге сильноконцентрированную серную кислоту перевозят в алюминиевых и стальных цистернах.
Применение серной кислоты Её используют при производстве удобрений, минеральных кислот, солей, синтетических моющих средств, изооктана, капролактама, дымящих и взрывчатых веществ, простых и сложных эфиров, как компонент нитрующих смесей, сульфирующий компонент многих красителей и лекарств, при очистки нефтепродуктов, травлении металлов, в гидрометаллургии, как электролит в аккумуляторахСлайд 16
Слайд 17
Кислородсодержащие кислоты азота
Из кислородсодержащих кислот азота наиболее известны азотистая НNО2 и азотная НNО3 кислоты.
Азотистая кислота. Получается при растворении оксида азота (III) в воде:
N2O3 + H2O = 2HNO2 Азотистая кислота неустойчива и легко разлагается:
3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O
А вот ее соли — нитриты — более устойчивы. Нитриты щелочных металлов плавятся без разложения. В небольших дозах их используют при изготовлении колбас, однако большие дозы их ядовиты.Слайд 18
Азотная кислота.
Получение азотной кислоты. В промышленности азотную кислоту получают в три стадии.
Контактное окисление аммиака до оксида азота (II):
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6 H2O катализатором является платина.
2.Окисление оксида азота(II) до оксида азота(IV) кислородом воздуха:
2NO + O2 = 2NO2
Взаимодействие оксида азота(IV) с водой в избытке кислорода:
4NO2+ 2H2O+O2 = 4HNO3Слайд 19
Свойства азотной кислоты.
В разбавленных растворах азотная кислота полностью диссоциирует:
4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3
HNO3 = H+ +NO3-
Азотная кислота проявляет все типичные свойства кислот: взаимодействует с оксидами металлов, основаниями, солями:
2HNO3 +CuO = Cu(NO3)2 + H2O
Ba(OH)2 + 2HNO3 = Ba(NO3)2 + 2H2O
2HNO3 + CaCO3 = Ca(NO3)2 + CO2 + H2O
2HNO3 + Na2SiO3 = H2SiO3 + 2 NaNO3Слайд 20
Азотная кислота — очень сильный окислитель, так как содержит атом азота в максимальной степени окисления (+5). Поэтому она взаимодействует со многими простыми и сложными веществами, восстанавливаясь до степеней окисления от +4 до -3 в зависимости от условий реакции, концентрации кислоты и восстановительных свойств сореагента, например:
Cu + 4HNO3(к) = Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2H2O
3Cu + 8HNO3(р) = 3Cu(NO3)2 + 2 NO + 4H2OСлайд 21
Концентрированная азотная кислота пассивирует железо, хром, алюминий, поэтому ее перевозят по железной дороге в стальных и алюминиевых цистернах.
Реагируя с неметаллами, концентрированная азотная кислота восстанавливается, как правило, до NO2
5HNO3(к) + P = H3PO4 + 5NO2 + H2OСлайд 22
Применение азотной кислоты.
Азотную кислоту используют для производства азотных и комплексных удобрений, серной и фосфорной кислот, взрывчатых веществ, красителей, лекарств, пластмасс, пленок, нитролаков и нитроэмалей, искусственных волокон, как компонент нитрующей смеси, для травления и растворения металлов в металлургии.
Слайд 23
Кислородсодержащие кислоты фосфора
Наибольшее значение имеет трехосновнаяортофосфорная, или просто фосфорная, кислота Н3РО4. Это твердое кристаллическое вещество, которое смешивается с водой в любых соотношениях, Вотличие от азотной кислоты фосфорная не является сильным окислителем и не разлагается при нагревании.
Получение фосфорной кислоты. Получают эту кислоту двумя способами: термическим и экстракционным. 1. Термический способ применяют для получения чистой фосфорной кислоты по следующей цепочке превращений:
Ca3(PO4)2 P P2O5H3PO4
Экстракционный способ заключается в обработке природного измельченного фосфорита серной кислотой:
Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 = 3CaSO4 + 2 H3PO4Слайд 24
Свойства фосфорной кислоты.
Как трехосновная ортофосфорная кислота образует три ряда солей: кислые (дигидрофосфаты и гидрофосфаты) и средние (фосфаты), равно как и соответствующий ей оксид фосфора(V).
Все фосфаты кроме фосфатов щелочных металлов в воде нерастворимы. Нерастворим также и фосфат лития. Все дигидрофосфаты в воде хорошо растворимы, а гидрофосфаты по растворимости занимают промежуточное положение между фосфатами и дигидрофосфатами.Слайд 25
Применение фосфорной кислоты.
Фосфорную кислоту используют для производства удобрений, кормовых добавок, различных фосфатов. Она является ценным катализатором в органическом синтезе и компонентом антикоррозионных покрытий на металлах. Очищенную (пищевую) фосфорную кислоту применяют для придания кислого вкуса безалкогольным напиткам и для осветления сахара.
Слайд 26
Кремниевая кислота и ее соли
Для более простого восприятия многочисленных кремниевых кислот удобно пользоваться формулой метакремниевой H2SiO3 кислоты, которую часто называют просто кремниевой.
Получение кремниевой кислоты. Эту нерастворимую кислоту получают по реакции обмена между солью кремниевой кислоты и другой более сильной кислотой:
Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3 + 2NaCl
K2SiO3 + H2O + CO2 = H2SiO3 + K2CO3Слайд 27
Свойства кремниевой кислоты.
Кремниевая кислота разлагается при нагревании, при этом получают дисперсный аморфный SiO2, удельной поверхностью около 50 м2/г, так называемую белую сажу, которую используют в качестве наполнителя при производстве резины и вкачестве адсорбента в хроматографии.
Кремниевая кислота образует соли — силикаты, из которых в воде растворимы только силикаты щелочных металлов. При растворении эти силикаты образуют коллоидные растворы, которые называют жидким стеклом. Такие растворы используют для огнеупорной пропитки театральных декораций и в качестве всем знакомого силикатного клея. Растворы таких солей имеют ярко выраженную щелочную реакцию, поскольку хорошо гидролизуются по катиону.Слайд 28
Применение.
Соединения кремния служат основой для производства керамики, стекла, цемента, фарфора, силикатного кирпича, т.е. всех тех материалов, которые составляют основу силикатной промышленности.
Стекло. Различают кварцевое, оконное, термостойкое, оптическое, тарное и другие виды стекла.
Кварцевое стекло, как уже говорилось, изготавливают переплавкой диоксида кремния. Оконное и тарное стекло варят в особых стекловаренных печах из смеси песка, известняка и соды. Состав его можно выразить формулой Nа2О СаО 6SiO2. Термостойкое стекло благодаря наличию в нем около 12 % оксида бора B2О3 имеет очень малый коэффициент теплового расширения. Название следующего вида стекла — оптическое — говорит само за себя. Свинцовое оптическое стекло содержит около 50 % РbО, баритовое — около 42% ВаО и 3 % РbО. Большой популярностью пользуется особое хрустальное стекло, которое обладает большой лучепреломляемостью. Его готовят сплавлением диоксида кремния с поташом и оксидом свинца(II).Слайд 29
Цемент.
Дополнительные качества стеклу придают различные добавки. Так, оксид хрома(III) окрашивает стекло в зеленый цвет, оксид кобальта(III) — в синий, оксид железа(III) — вкоричневый. Незначительная добавка к стеклу коллоидного золота превращает его в рубиновое стекло.
Цемент. Получают спеканием глины и известняка в специальных вращающихся печах. Если смешать порошок цемента с водой, то образуется цементное тесто, или, как его называют строители, «раствор», который постепенно затвердевает. При добавлении к цементу песка или щебня в качестве наполнителя получают бетон. Прочность бетона возрастает, если в него вводят железный каркас, — получают железобетон, из которого готовят панели для зданий, блоки перекрытий, фермы мостов и т.д.Слайд 30
Керамика.
Для производства фарфора, фаянса и гончарных 3 изделий готовят исходное сырье — шихту из глинистых веществ, кварца и полевого шпата, которую с помощью воды переводят в пластическое состояние, формуют изделия, высушивают их и обжигают при высокой температуре. Фарфор обжигают дважды: сначала при температуре 900—1000 С, затем — при 1320—1350 С.
Посмотреть все слайды
Предложить улучшение Сообщить об ошибке
Спасибо, что оценили презентацию.
Мы будем благодарны если вы поможете сделать сайт лучше и оставите отзыв или предложение по улучшению.
Добавить отзыв о сайте
Источник