Тема : Неметаллы Выполнили: Викулов В, Цырготи Ю. Научный руководитель –Арзамасцева И.В. Тема : Неметаллы Выполнили: Викулов В, Цырготи Ю. Научный руководитель. - презентация

1 Тема : Неметаллы Выполнили: Викулов В, Цырготи Ю. Научный руководитель –Арзамасцева И.В. Тема : Неметаллы Выполнили: Викулов В, Цырготи Ю. Научный руководитель –Арзамасцева И.В. Презентация по химии 9 класса

2 Неметаллы – химические элементы, которые образуют в свободном виде простые вещества, не обладающие физическими свойствами металлов.

3 Положение металлов в Периодической системе химических элементов Если провести воображаемую диагональ от бериллия Be к астату At, то неметаллы расположатся в главных подгруппах выше диагонали (т. е. в верхнем правом углу). К неметаллам относятся также водород Н и инертные газы.

4 Из 109 химических элементов 22 неметаллы, расположены в правом верхнем углу ПСХЭ. Неметаллы характеризуются маленькими радиусами атомов и большим числом электронов на последнем энергетическом уровне ( валентных электронов). Они с трудом отдают эти электроны и легко принимают чужие.

5

6 Химическая связь –ковалентная неполярная Ковалентная неполярная связь - осуществляется посредством образования общих электронных пар между атомами одного и того же химического элемента. Cl - Cl Cl - Cl H - H H - H O = O O = O

7 Физические свойства Агрегатное состояние Газообразное Кислород, водород Жидкое Бром Твердое Углерод кремний Аморфное Кремний сера

8 Наличие кристаллической решетки: Атомные Молекулярные Атомные Молекулярные бор сера бор сера алмаз йод алмаз йод графит белый фосфор графит белый фосфор

9 Физические свойства Многие не проводят электрический ток (кроме графита и кремния). Не проводят тепло. В твердом состоянии- хрупкие Не имеют металлического блеска ( кроме иода-I2, графита-C и кремния Si) Цвет охватывает все цвета спектра(красный-красный фосфор, желтый –сера, зеленый-хлор, фиолетовый – пары иода). Температура плавления изменяется в огромном интервале апл (N2)= -210C, а t пл (Алмаз) =3730С Температура плавления изменяется в огромном интервале апл (N2)= -210C, а t пл (Алмаз) =3730С

10 Аллотропия Способность элемента образовывать несколько простых веществ Причина – различие в строении кристаллической решетки, различный состав малекул. Примеры: Алмаз – графит ( крист. Решетка) Красный фосфор – белый фосфор (строение малекулы Р2 и Р4)

11 Кислород О 2 и Озон О 3 Состав малекулы О2О3 Физическ ие св-ва Газ без цвета и запаха, плохо растворим в воде, в жидком состоянии – светло – голубой, в твердом – синий, t плавления = t плавления = t кипения = t кипения = Светло – синий газ, темно – голубая жидкость, в твердом – темно = фиолетовый, имеет запах, в 10 раз лучше растворим, t плавления = -193 t плавления = -193 t кипения = t кипения = Химическ ие свойства Сильный окислитель, степень окисления -2 С Ag и KI не реагирует Еще более сильный окислитель

12 Аллотропные формы кислорода Кислород образует две аллотропные модификации (причина- строение малекулы) Кислород O2 Газ без цвета и запаха Входит в состав воздуха Не ядовит! Озон O3 Газ бледно-фиолетового цвета с резким запахом свежести. Обладает бактерицидными свойствами, Способен удерживать ультрафиолетовые лучи

13 Аллотропия кислорода. Кислород и озон

14 Аллотропные модификации углерода Углерод образует две аллотропные формы (причина – строение кристаллической решётки ) Алмаз Тетраэдрическая кристаллическая решетка Бесцветные кристаллы Самое твердое вещество в природе апл=37300C Графит Кристаллическая решетка напоминает соты Слоистое кристаллическое вещество Жирное на ощупь непрозрачное,серого цвета

15 Аллотропия углерода ГРАФИТ ГРАФИТ АЛМАЗ

16 Аллотропные модификации фосфора Фосфор образует семь аллотропных модификаций, причиной является строение кристаллической решётки. Наиболее известны две аллотропные модификации Фосфор белый ( малек.кр решётка ) P4 Мягкое, бесцветное вещество В темноте светится Ядовит,! Фосфор красный ( атомная кр.решётка) Pn аморфное полимерное вещество(порошок) в темноте не светится не ядовит

17 Аллотропия фосфора. Красный и белый фосфор

18 Аллотропия серы. Кристаллическая, пластическая и моноклинная

19 Химические свойства неметаллов Окислители: взаимодействуют с металлами Восстановители ( кроме фтора, гелия, неона) взаимодействуют друг с другом Примечание : см. РЯД ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТИ НЕМЕТАЛЛОВ

20 Проявляют сильные окислительные свойства, но многие могут выступать и как восстановители ( исключение -F2). Неметаллы образуют кислотные оксиды, кислоты и входят в состав солей в виде кислотных остатков.

21 НЕМЕТАЛЛЫ В ПРИРОДЕ В природе встречаются самородные неметаллы N 2 и O 2 (в воздухе), сера (в земной коре), но чаще неметаллы в природе находятся в химически связанном виде. В первую очередь это вода и растворённые в ней соли, затем минералы и горные породы (например различные силикаты, алюмосиликаты, фосфаты, бораты, сульфаты и карбонаты). По распространенности в земной коре неметаллы занимают самые различные места: от трех самых распространенных элементов (O, Si, H) до весьма редких (As, Se, I, Te).

22 Красный фосфор Сера Алмаз Кислород

23

24 Воздух - смесь неметаллов и их соединений В конце ХYlll века А.Л.Лавуазье установил, что воздух не простое вещество, а смесь газообразных неметаллов

25 Состав воздуха Постоянная составная часть воздуха: по объёму по массе Азот N2 78,2% 75,50% Кислород O2 20,9% 23,20% Благородные газы (в основном аргон) 0,94% 1,30%

26 Переменные составные части воздуха - это CO2, H2O и О3 Случайные составные части воздуха – пыль, микроорганизмы, пыльца растений. некоторые газы, в том числе и те, которые образуют кислотные дожди(SO2,SO3,N2O5 ).

27 Воздух, свободный от переменных и случайных составных частей, прозрачен, лишён цвета, вкуса и запаха, Мвоздуха= 29 г/см 3

28 Получение водорода В промышленности из углеводородов СН4 = С + 2Н2 Взаимодействием угля с водой С + Н2О = СО + Н2 Метана с водой СН4 + Н2О = СО + Н2 Электролизом воды 2Н2О = 2Н2 + О2 в лабораториях при взаимодействии цинка с кислотой

29 Химические свойства водорода С металлами, образуя гидриды С неметаллами восстанавливает металлы из оксидов В смеси с фтором, кислородом, хлором – взрывоопасен Допишите уравнения реакций: H2 + S H2+ O2 H2+ Cl2 H2+ N2

30