Металлы II А группы

Содержание

Слайд 2

Металлы IIA группы периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева Перечислите химические

Металлы IIA группы периодической
системы химических элементов Д.И. Менделеева

Перечислите химические элементы

II A группы,
дайте им краткую характеристику: выпишите
символы и названия.
Объясните характер изменений с ростом порядкового номера:
1. заряд ядра (Z);
2. количество электронов на внешнем энергетическом уровне;
3. радиус атома, нм;
4. прочность связи валентных электронов
с ядром;
5. электроотрицательность;
6. металлические свойства;
7. восстановительные свойства;

период

группа

2

3

4

5

6

7

II A группа

Be

бериллий

Sr

Ва

Ra

Ca

Mg

магний

кальций

стронций

барий

радий

4

12

20

38

55

87

9,012

24,305

40,08

87,62

137,33

[226]

увеличивается

не изменяется

увеличивается

уменьшается

уменьшается

увеличиваются

усиливаются

Слайд 3

Общая характеристика элементов главной подгруппы II группы

Общая характеристика элементов главной подгруппы II группы

Слайд 4

Бериллий История открытия бериллия Бериллий – химический элемент 1. Положение в

Бериллий

История открытия бериллия

Бериллий – химический элемент

1. Положение в периодической системе

химических элементов Д.И.Менделеева.
2. Строение атома бериллия.

3. Нахождение в природе.

Бериллий – простое вещество.

1. Состав. Строение. Физические свойства.

3. Химические свойства.

2. Получение

Соединения бериллия

4

3

2

1

Слайд 5

Бериллий относится к редким элементам, его содержание в земной коре 2,6·10–4

Бериллий относится к редким элементам, его содержание в земной коре

2,6·10–4 % по массе. В морской воде содержится до 6·10–7 мг/л бериллия. Основные природные минералы, содержащие бериллий: берилл Be3Al2(SiO3)6, фенакит Be2SiO4, бертрандит Be4Si2O8·H2O и гельвин (Mn,Fe,Zn)4[BeSiO4]3S. Окрашенные примесями катионов других металлов прозрачные разновидности берилла — драгоценные камни, например, зеленый изумруд, голубой аквамарин, гелиодер, воробьевит. Их научились синтезировать искусственно.

Нахождение бериллия в природе

Слайд 6

Бериллий — относительно твердый, но хрупкий металл серебристо-белого цвета. На воздухе

Бериллий — относительно твердый, но хрупкий металл серебристо-белого цвета. На воздухе

активно покрывается стойкой оксидной плёнкой BeO.

Бериллий

Ве

Химическая связь

металлическая

температура плавления 1278°C
температура кипения около 2470°C
плотность 1,816 кг/м3

Слайд 7

1) В виде простого вещества в XIX веке бериллий получали действием

1) В виде простого вещества в XIX веке бериллий получали действием

калия на безводный хлорид бериллия:
BeCl2 + 2K = Be + 2KCl
2) В настоящее время бериллий получают, восстанавливая его фторид магнием:
BeF2 + Mg = Be + MgF2
3) Электролизом расплава смеси хлоридов бериллия и натрия. Исходные соли бериллия выделяют при переработке бериллиевой руды.

Получение бериллия

BeCl2 Be + Cl2

электролиз расплава

на катоде

на аноде

Слайд 8

Металлический бериллий относительно мало реакционноспособен при комнатной температуре. В компактном виде

Металлический бериллий относительно мало реакционноспособен при комнатной температуре. В компактном виде

он не реагирует с водой и водяным паром даже при температуре красного каления и не окисляется воздухом. Порошок бериллия при поджигании горит ярким пламенем, при этом образуются оксид и нитрид. Галогены реагируют с бериллием при температуре выше 600° С, а халькогены требуют еще более высокой температуры. Аммиак взаимодействует с бериллием при температуре выше 1200° С с образованием нитрида Be3N2, а углерод дает карбид ВеС2 при 1700° С.
С водородом бериллий непосредственно не реагирует.
Бериллий легко растворяется в разбавленных водных растворах кислот (соляной, серной, азотной), однако холодная концентрированная азотная кислота пассивирует металл. Реакция бериллия с водными растворами щелочей сопровождается выделением водорода и образованием гидроксобериллатов.
При проведении реакции с расплавом щелочи при 400—500° С образуются диоксобериллаты.

Химические свойства

Слайд 9

Химические свойства Составьте уравнения реакций бериллия с кислородом, серой, хлором. Be0

Химические свойства

Составьте уравнения реакций
бериллия с кислородом, серой,
хлором.

Be0 +

O20 = Be+2O–2

2

2

Be0 — 2e → Be+2 2 2
O20 + 4e → 2O–2 4 4

Be0 + S0 = Be+2S–2

Be0 — 2e → Be+2 2 1
S0 + 2e → S─2 2 1

Be0 + Cl20 = Be+2Cl2¯

Be0 — 2e → Be+2 2 1
Cl20 + 2e → 2Cl‾ 2 1

Be –восстановитель; O2, S, Cl2 - окислители

Слайд 10

Составьте уравнения реакции бериллия с раствором соляной кислоты. Рассмотрите с точки

Составьте уравнения реакции бериллия с раствором
соляной кислоты.
Рассмотрите

с точки зрения теории электролитической диссоциации.

Be + 2ÈCl = BeCl2 + H2

Be0 + 2H+ = Be2+ + H20

Составьте уравнения реакции бериллия с раствором гидроксида натрия.
Рассмотрите с точки зрения теории электролитической диссоциации.

Be + 2NaOH + 2H2O = Na2[Be(OH)4] + H2

Be + 2Na+ + 2OH‾ + 2H2O = 2Na++[Be(OH)4]2– + H2

Be + 2OH‾ + 2H2O = [Be(OH)4]2– + H2

Слайд 11

Соединения бериллия Оксид бериллия ВеО характер оксида амфотерный Составьте уравнения реакций,

Соединения бериллия

Оксид бериллия

ВеО

характер оксида

амфотерный

Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно доказать

амфотерный характер оксида бериллия.

BeO + 2HCl = BeCl2 + H2O

BeO + 2NaOH Na2BeO2 + H2O

BeO + 2NaOH + H2O = Na2[Be(OH)4]

сплавление

Слайд 12

гидроксид бериллия Ве(ОН)2 характер гидрооксида амфотерный К раствору хлорида бериллия по

гидроксид бериллия

Ве(ОН)2

характер гидрооксида

амфотерный

К раствору хлорида бериллия по каплям добавляют раствор


гидроксида натрия. Что происходит? Напишите уравнение реакции

BeCl2 + 2NaOH = ↓Be(OH)2 + 2NaCl

Для осаждения гидроксида бериллия из растворов солей бериллия
вместо щелочи следует использовать аммиак. Почему?
Ответ проиллюстрируйте уравнением реакции.

BeCl2 + 2(NH3·H2O) = ↓Be(OH)2 + 2NH4Cl

Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно доказать
амфотерный характер гидроксида бериллия.

Be(OH)2 + 2HCl = BeCl2 + 2H2O

Be(OH)2 + 2NaOH = Na2[Be(OH)4]

Слайд 13

магний История открытия Магний – химический элемент Положение в периодической системе

магний

История открытия

Магний – химический элемент

Положение в периодической системе химических

элементов
2) Строение атома

1

2

3) Нахождение в природе

3

Магний – простое вещество

1) Состав. Строение. Свойства.

2) Получение

3) Химические свойства

Применение магния и его соединений.
Биологическая роль магния.

4

Соединения магния

5

Слайд 14

Магний — металл серебристо-белого цвета. При обычных условиях поверхность магния покрыта

Магний — металл серебристо-белого цвета.
При обычных условиях поверхность магния покрыта прочной

защитной плёнкой оксида магния MgO, которая разрушается при нагреве на воздухе примерно до 600 °C, после чего металл сгорает ослепительно белым пламенем с образованием оксида магния MgO и нитрида магния Mg3N2.
Плотность магния при 20 °C — 1,74 г/см³
Температура плавления металла — 650 °C
Температура кипения — 1105 °C
Теплопроводность при 20 °C — 156 Вт/(м·К).
Магний высокой чистоты пластичен, хорошо прессуется, прокатывается и поддается обработке резанием.

Mg

Химическая связь

металлическая

Слайд 15

Обычный промышленный метод получения металлического магния — это электролиз расплава. В

Обычный промышленный метод получения металлического магния — это электролиз расплава. В расплаве

электрохимическому восстановлению подвергается хлорид магния:
MgCl2 Mg + Cl2
на катоде на аноде
Разработан и другой способ получения магния — термический. В этом случае для восстановления оксида магния при высокой температуре используют кремний или кокс:
MgO + C = Mg + CO
Применение кремния позволяет получать магний из такого сырья, как доломит CaCO3·MgCO3, не проводя предварительного разделения магния и кальция. С участием доломита протекают реакции:
CaCO3·MgCO3 = CaO + MgO + 2CO2
2MgO + CaO + Si = CaSiO3 + 2Mg
Преимущество термического способа состоит в том, что он позволяет получать магний более высокой чистоты. Для получения магния используют не только минеральное сырьё, но и морскую воду.

электролиз

Получение магния

Слайд 16

Химические свойства Li,K,Ba,Ca,Na, Al,Mn,Zn,Cr,Fe,Co,Sn,Pb, H2,CuHg,Ag,Au Mg Mg + O2 + неметаллы

Химические свойства

Li,K,Ba,Ca,Na, Al,Mn,Zn,Cr,Fe,Co,Sn,Pb, H2,CuHg,Ag,Au

Mg

Mg

+

O2

+

неметаллы

+

+

Н2О

+

+

кислоты

оксиды металлов

оксиды неметаллов

Слайд 17

Напишите уравнение реакции горения магния. 2Mg + O2 = 2MgO Напишите

Напишите уравнение реакции горения магния.

2Mg + O2 = 2MgO

Напишите уравнение реакции

взаимодействия магния с серой,
кремнием, хлором.
Определите окислитель, восстановитель.

Mg + S = MgS

2Mg + Si = Mg2Si

Mg + Cl2 = MgCl2

Магний – восстановитель
Сера, кремний, хлор, – окислители.

опыт

Слайд 18

Соединения металлов с кремнием называются силицидами. Силицид магния - порошок черного

Соединения металлов с кремнием называются силицидами. Силицид магния - порошок

черного цвета. При взаимодействии силицида магния с соляной кислотой образуется силан Силан загорается на воздухе. Продуктами сгорания силана являются оксид кремния и вода.

Mg2Si + 4HCl = 2MgCl2 + SiH4↑

SiH4 + 2O2 = SiO2 + 2H2O

опыт

Слайд 19

Напишите уравнение реакции взаимодействия магния с водой. Mg + 2Н2О =

Напишите уравнение реакции взаимодействия магния с водой.

Mg + 2Н2О = Mg(OН)2

+ Н2

В металлургии магний используют в качестве восстановителя.
Напишите уравнение реакции восстановления магнием бериллия
из оксида бериллия
Рассмотрите реакцию как окислительно-восстановительную

Напишите уравнение реакции восстановления магнием кремния
из оксида кремния (IV), углерода из оксида углерода (IV).
Рассмотрите реакцию как окислительно-восстановительную

2Mg + SiО2 = Si + 2MgO

Mg + ВеО = Ве + MgО

2Mg + CО2 = C + 2MgO

опыт

Слайд 20

Mg0 ― 2e → Mg+2 2 1 Be+2 + 2e →

Mg0 ― 2e → Mg+2 2 1
Be+2 + 2e → Be0

2 1

Магний – восстановитель
BeO (за счет Be+2)– окислитель.

Mg0 ― 2e → Mg+2 2 2
Si+4 + 4e → Si0 4 1

Магний – восстановитель
SiO2 (за счет Si+4)– окислитель.

Mg0 ― 2e → Mg+2 2 2
C+4 + 4e → C0 4 1

Магний – восстановитель
CO2 (за счет C+4)– окислитель.

Слайд 21

Напишите уравнения реакций взаимодействия магния с соляной и разбавленной серной кислотами.

Напишите уравнения реакций взаимодействия магния с соляной
и разбавленной серной кислотами.
Рассмотрите с

точки зрения ОВР и ТЭД

Mg + H2SO4 = MgSO4 + Н2

Mg0 + 2H+Cl = Mg+2Cl2 + Н20

Mg0 ― 2e → Mg+2 2 1
2Н+ + 2e → Н20 2 1

Mg0– восстановитель
HCl (за счет Н+)– окислитель.

Mg0 + 2H+ + SO42– = Mg2+ + SO42– + Н20

Mg0 + 2H+ = Mg2+ + Н20

Li,K,Ba,Ca,Na, Al,Mn,Zn,Cr,Fe,Co,Sn,Pb, H2,CuHg,Ag,Au

Mg

опыт

Слайд 22

Соединения магния 1. Оксид магния Оксид магния (жжёная магнезия) бесцветные кристаллы,

Соединения магния

1. Оксид магния

Оксид магния (жжёная магнезия)
бесцветные кристаллы, нерастворимые в воде,

пожаро- и взрывобезопасен. Основная форма — минерал периклаз

Химическая связь

ионная

Кристаллическая решетка

ионная

Слайд 23

Физические свойства Легкий, рыхлый порошок белого цвета, легко впитывает воду. На

Физические свойства
Легкий, рыхлый порошок белого цвета, легко впитывает воду.
На

этом свойстве основано его применение в спортивной гимнастике. Нанесенный на ладони спортсмена порошок предохраняет его от опасности сорваться с гимнастического снаряда.
температура плавления—2825°С
температура кипения—3600 °C.
плотность—3,58 г/см3.
Слайд 24

Оксид магния MgО Оксид магния солеобразующий, основный Перечислите свойства характерные для

Оксид магния

MgО

Оксид магния

солеобразующий, основный

Перечислите свойства характерные для основных оксидов.

Составьте уравнения

реакций оксида магния с оксидом
углерода (IV), соляной кислотой.

MgO + CO2 = MgCO3

MgO + 2HCl = MgCl2 + H2О

MgO + 2H+ = Mg2+ + H2О

Оксид магния поглощает из воздуха водяной пар и углекислый газ,
превращаясь в основной карбонат магния.

2MgO + H2O + CO2 = (MgOH)2CO3

Восстанавливается углеродом, кремнием, кальцием.

MgO + C = Mg + CO

Слайд 25

Mg(ОН)2 Гидроксид магния При стандартных условиях гидроксид магния представляет собой бесцветные

Mg(ОН)2

Гидроксид магния

При стандартных условиях гидроксид магния представляет собой бесцветные кристаллы. Встречается

в природе в виде минерала брусита.
Слайд 26

MgCl2 + 2NaOH = Mg(OH)2 + 2NaCl Mg(NO3)2 + 2NaOH =

MgCl2 + 2NaOH = Mg(OH)2 + 2NaCl
Mg(NO3)2 + 2NaOH = Mg(OH)2

+ 2NaNO3
Mg2+ + 2OH─ = Mg(OH)2

1. Взаимодействие растворимых солей магния с щелочами:

2. Взаимодействие раствора хлорида магния с обожжённым
доломитом:

3. Взаимодействие металлического магния с парами воды:

MgCl2 + CaO·MgO + 2H2O = 2Mg(OH)2 + CaCl2

Mg + 2H2O = Mg(OH)2 + H2

Получение гидроксида магния

Слайд 27

Химические свойства При температуре выше 350°C разлагается на оксид магния и

Химические свойства

При температуре выше 350°C разлагается на оксид магния и воду.


Mg(OH)2 = MgO + H2O

Перечислите свойства характерные для нерастворимых оснований
Составьте уравнения реакций.

Взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды
(реакция нейтрализации):

Mg(OH)2 + 2HCl = MgCl2 + 2H2O
Mg(OH)2 + 2H+ = Mg2+ + 2H2O

Взаимодействие с кислотными оксидами с образованием соли и воды:

Mg(OH)2 + SO3 = MgSO4 + H2O

Поглощает углекислый газ и воду из воздуха с образованием
основного карбоната магния.

2Mg(OН)2 + CO2 = (MgOH)2CO3 + Н2О

Слайд 28

В жестких условиях образует гидроксокомплексы. Взаимодействие с горячими концентрированными растворами щелочей

В жестких условиях образует гидроксокомплексы.
Взаимодействие с горячими концентрированными растворами щелочей с

образованием гидроксомагнезатов:

Mg(OH)2 + NaOH = Na2[Mg(OH)4]
Mg(OH)2 + Sr(OH)2 = Sr[Mg(OH)4]

Гидроксид магния нельзя полностью осадить в присутствии солей
аммония, это свойство используется в химическом анализе, чтобы
отделить его от гидроксидов алюминия и цинка.
Солями аммония гидроксид магния переводится в раствор:

Mg(OH)2 + 2NH4Cl = MgCl2 + 2NH3 + 2H2О

Слайд 29

на основе магния являются важным конструкционным материалом в авиационной и автомобильной

на основе магния являются важным конструкционным материалом в авиационной и

автомобильной промышленности благодаря их лёгкости и прочности.
Магний в виде чистого металла, а также его химические соединения (бромид, перхлорат) применяются для производства очень мощных резервных электрических батарей и сухих элементов и др.).
Свойство магния гореть белым ослепительным пламенем широко используется в военной технике для изготовления осветительных и сигнальных ракет, трассирующих пуль и снарядов, зажигательных бомб.
Магниевый порошок с окисляющими добавками применялся (и применяется сейчас в редких случаях) в фотоделе в химических фотовспышках (магниевая фотовспышка).

2. Химические источники тока

3. Военное дело.

1.Сплавы

5. Медицина.

4. Фотография.

6. Биологическая роль.

Применение магния и его соединений

Слайд 30

Биологическая роль: магний — биогенный элемент, постоянно присутствующий в тканях всех

Биологическая роль: магний — биогенный элемент, постоянно присутствующий в тканях всех

организмов. Он входит в состав молекулы зеленого пигмента растений — хлорофилла, участвует в минеральном обмене, активирует ферментные процессы в организме, повышает засухоустойчивость растений. С участием ионов Mg+2 осуществляется биолюминесценция и ряд других биологических процессов. Широкое практическое применение находят магниевые удобрения — доломитовая мука, жженая магнезия и др.
В организм животных и человека магний поступает с пищей. Суточная потребность человека в магнии — 0,3-0,5 г. В организме среднего человека (масса тела 70 кг) содержится около 19 г магния. Нарушения обмена магния приводят к различным заболеваниям. В медицине применяют препараты магния — его сульфат, карбонат, жженую магнезию
Слайд 31

В промышленности применяется для производства огнеупоров, цементов, очистки нефтепродуктов, как наполнитель

В промышленности применяется для производства огнеупоров, цементов, очистки нефтепродуктов, как

наполнитель при производстве резины.
В медицине применяют при повышенной кислотности желудочного сока, так как она обусловливается избыточным содержанием соляной кислоты.
Жжёную магнезию принимают также при случайном попадании в желудок кислот.
В пищевой промышленности зарегистрирован в качестве пищевой добавки E530.

Применение оксида магния

Слайд 32

Гидроксид магния используется в качестве пищевой добавки, для связывания диоксида серы,

Гидроксид магния используется в качестве пищевой добавки, для связывания диоксида серы,

как флокулянт для очистки сточных вод, в качестве огнезащитного средства в термопластических полимерах (полиолефины, ПВХ), как добавка в моющие средства, для получения оксида магния, рафинирования сахара, в качестве компонента зубных паст.
В медицине его применяют в качестве лекарства для нейтрализации кислоты в желудке, а также как очень сильное слабительное.
В Европейском союзе гидроксид магния зарегистрирован в качестве пищевой добавки E528

Применение гидроксида магния

Слайд 33

кальций История открытия Кальций – химический элемент 1) Положение в периодической

кальций

История
открытия

Кальций – химический элемент

1) Положение в периодической системе

химических
элементов
2) Строение атома

1

2

3) Нахождение в природе

3

Кальций – простое вещество

1) Состав. Строение. Свойства.

2) Получение.

3) Химические свойства.

Применение кальция и его соединений.

4

Соединения кальция

6

5

Жесткость воды

Слайд 34

Нахождение в природе Кальций — один из наиболее распространенных на Земле

Нахождение в природе Кальций — один из наиболее распространенных на

Земле элементов. На его долю приходится 3,38% массы земной коры (5-е место по распространенности после кислорода, кремния, алюминия и железа). Из-за высокой химической активности кальций в свободном виде в природе не встречается. Большая часть кальция содержится в составе силикатов и алюмосиликатов различных горных пород (граниты, гнейсы). В виде осадочных пород соединения кальция представлены мелом и известняками, состоящими в основном из минерала кальцита CaCO3. Кристаллическая форма кальцита — мрамор. Довольно широко распространены такие минералы кальция, как известняк СaCO3, ангидрит CaSO4 и гипс CaSO4·2H2O, флюорит CaF2, апатиты Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), доломит MgCO3·СaCO3. Присутствием солей кальция и магния в природной воде определяется ее жесткость. Значительное количество кальция входит в состав живых организмов. Так, гидроксилапатит 3Ca3(PO4)2 ·Са(OH)2 — основа костной ткани позвоночных, в том числе и человека; из карбоната кальция CaCO3 состоят раковины и панцири многих беспозвоночных, яичная скорлупа и др.
Слайд 35

Температура плавления кальция 839 °C, температура кипения 1484 °C, плотность 1,55

Температура плавления кальция 839 °C, температура кипения 1484 °C, плотность

1,55 г/см3. Химическая активность кальция высока, но ниже, чем всех других щелочноземельных металлов. Он легко взаимодействует с кислородом, углекислым газом и влагой воздуха, из-за чего поверхность металлического кальция обычно тускло серая, поэтому в лаборатории кальций обычно хранят, как и другие щелочноземельные металлы, в плотно закрытой банке под слоем керосина.

Са

Химическая связь

металлическая

Кристаллическая решетка

металлическая

Слайд 36

Получение кальция 1. Кальций получают электролизом расплава хлорида кальция CaCl2 →

Получение кальция

1. Кальций получают электролизом расплава хлорида кальция

CaCl2 → Сa2+

+ 2Cl–

Ca2+ +2e → Ca0 1
2Cl– – 2e → Cl20 1

Ca2+ + 2Cl– = Ca0 + Cl20

CaCl2 = Ca0 + Cl20

На катоде

На аноде

2. Кальций можно получить методом алюмотермии

3CaO + 2Al = Al2O3 + 3Ca

Слайд 37

Химические свойства Li,K,Ba Na, Mg, Al,Mn,Zn,Cr,Fe,Co,Sn,Pb, H2,CuHg,Ag,Au Ca Ca + O2

Химические свойства

Li,K,Ba Na, Mg, Al,Mn,Zn,Cr,Fe,Co,Sn,Pb, H2,CuHg,Ag,Au

Ca

Ca

+

O2

+

неметаллы

+

Н2О

+

кислоты

Слайд 38

Химические свойства 2Ca + О2 = 2СаО Составьте уравнение реакции горения

Химические свойства

2Ca + О2 = 2СаО

Составьте уравнение реакции
горения кальция

Составьте

уравнение реакции
взаимодействия кальция с
хлором, серой, фосфором, водородом

Ca + Cl2 = СаCl2

Ca + S = СаS

3Ca + 2Р = Са3Р2

Ca + Н2 = СаН2

CaН2 + 2Н2О = Са(ОН)2 + Н2

опыт

Гидрид кальция взаимодействует с водой

Сa0 ─2e →Ca+2 2 3
Р0 + 3e → Р–3 3 2

Сa0 ─2e →Ca+2 2 1
H20 + 2e → 2Н+ 2 1

Кальций – восстановитель; S, Cl2, N2, H2 - окислители

опыт

опыт

Слайд 39

Фосфид кальция взаимодействует с водой. Выделяется газ фосфин с примесями дифосфина

Фосфид кальция взаимодействует с водой. Выделяется газ фосфин с примесями

дифосфина (Р2Н4).
Происходит самовозгорание дифосфина.
Фосфин также сгорает на воздухе с образованием фосфорного ангидрида (оксид фосфора (V))
Над водой вспыхивают небольшие огоньки горящего фосфина. Фосфин образуется при разложении некоторых органических соединений, содержащих фосфор. Этим объясняется появление «Блуждающих огней» на болотах.

Са3Р2 + 6Н2О = 2РН3 + 3Са(ОН)2

2РН3 + 4О2 = Р2О5 + 3Н2О

опыт

Слайд 40

Оксид кальция CaO - белое тугоплавкое вещество, называется негашеной или жженой

Оксид кальция CaO - белое тугоплавкое вещество, называется негашеной или

жженой известью.

Соединения кальция

1. Оксид кальция

СаО

Оксид кальция

солеобразующий основный

Перечислите свойства характерные для основных оксидов.

Составьте уравнения реакций оксида кальция с водой, оксидом
фосфора (V), соляной кислотой

CaO + H2O = Ca(OH)2

3CaO + P2O5 = Ca3(PO4)2

CaO + 2HCl = CaCl2 + H2О

CaO + 2H+ = Ca2+ + H2О

опыт

Слайд 41

Гидроксид кальция Са(ОН)2 Перечислите свойства характерные для растворимых оснований. Составьте уравнения

Гидроксид кальция

Са(ОН)2

Перечислите свойства характерные для растворимых оснований.

Составьте уравнения реакций гидроксида кальция

с оксидом
углерода(IV), соляной кислотой

Ca(OH)2 + CO2 = ↓CaCO3 + H2O

Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O

Ca(HCO3)2 = CaCO3 + CO2 + H2O

опыт

CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2

опыт

Слайд 42

Главное применение кальция - это использование его как восстановителя при получении

Главное применение кальция - это использование его как восстановителя при

получении металлов, особенно никеля, меди и нержавеющей стали. Кальций и его гидрид используются также для получения трудновосстанавливаемых металлов, таких, как хром, торий и уран.
Сплавы кальция со свинцом находят применение в аккумуляторных батареях и подшипниковых сплавах.
Кальциевые гранулы используются также для удаления следов воздуха из электровакуумных приборов.

Применение кальция и его соединений

Слайд 43

Оксид кальция - наиболее важный промышленный продукт, служащий исходным сырьем для

Оксид кальция - наиболее важный промышленный продукт, служащий исходным сырьем для

производства других полезных соединений кальция. CaO имеет несколько коммерческих названий: известь, жженая известь, негашеная известь

Жженую известь широко используют в строительстве для приготовления кладочных и штукатурных растворов, для получения хлорной извести, при выделке кожи, медицинских препаратов и кормов.

Гидроксид кальция используется в медицине (в основном для понижения кислотности), в производстве штукатурки, кладочных строительных растворов, цемента, клеевых красок и удаления волоса со шкур при выделке кожи. Известковый кладочный раствор готовят смешением гашеной извести с песком при добавлении воды до получения пластичной массы. Раствор служит вяжущим веществом при возведении стен, так как на воздухе происходит реакция гашеной извести с углекислым газом воздуха с образованием карбоната кальция и выделением воды, поэтому раствор твердеет.

Слайд 44

Сульфат кальция CaSO4 существует в природе в виде минерала ангидрита. Дигидрат

Сульфат кальция CaSO4 существует в природе в виде минерала ангидрита.

Дигидрат CaSO4·2H2O является важным промышленным минералом, известным под названиями гипс, алебастр, селенит и шелковистый шпат. Гипс добавляют в цемент для уменьшения скорости схватывания, его используют для изготовления пишущих мелков, сельскохозяйственной побелки, в качестве наполнителя красок, полировального порошка и для глянцевания бумаги. При 165-200° C гипс теряет 75% гидратной воды и образует штукатурный гипс. При увлажнении происходит поглощение воды и схватывание массы. Поскольку при затвердевании гипс слегка расширяется, он воспроизводит все тонкие детали любого объекта, на который нанесен, образуя слепок, и поэтому широко используется в изготовлении скульптур, хирургических и зубных слепков, производстве штукатурки и стеновых покрытий. Гипс, прокаленный до полного удаления гидратной воды, используется как высокотвердый поделочный материал. Специально приготовленный безводный сульфат кальция применяется для осушки газов и органических жидкостей.
Слайд 45

Галогениды. Хлорид кальция CaCl2 получают из природных насыщенных соляных вод (рапы).

Галогениды. Хлорид кальция CaCl2 получают из природных насыщенных соляных вод

(рапы). Его можно получить также по реакции оксида или карбоната кальция с соляной кислотой. При комнатной температуре из раствора кристаллизуется бесцветный расплывающийся на воздухе гексагидрат CaCl2·6H2O. При прокаливании гексагидрат теряет воду и переходит последовательно в дигидрат, моногидрат и безводную соль. Эти соединения легко поглощают влагу и поэтому используются как осушители, а также в качестве соляной добавки для плавления снега и льда или для рассеяния тумана. Раствор хлорида кальция используют как антифриз для опрыскивания дорог и в шахтах, как хладагент в холодильных установках, при изготовлении цемента, огнестойких тканей и в огнетушителях. Фармакопейный хлорид кальция широко применяется в медицине, например для остановки кровотечения и увеличения свертываемости крови. Бромид CaBr2 и иодид CaI2 по химическим свойствам похожи на хлорид и применяются в фотографии и медицине. Фторид кальция, встречающийся в природе в виде минерала флюорита, или плавикового шпата, является основным сырьем для получения фтора.
Слайд 46

Хлорная (белильная) известь. Состав этого вещества в основном соответствует формуле CaOCl2

Хлорная (белильная) известь. Состав этого вещества в основном соответствует формуле

CaOCl2 (сложная смесь хлорида и гипохлорита кальция). Хлорная известь - беловатый порошок с сильным запахом хлора. При выдерживании на воздухе он поглощает влагу и углекислый газ и выделяет хлор. Обычный коммерческий продукт содержит около 35% активного хлора (количество хлора, выделяющееся при взаимодействии с соляной кислотой). Хлорная известь используется для отбеливания тканей и древесной массы, для дезинфекции питьевой воды и обезвреживания сточных вод. Еще недавно ее применяли вместо хлора и гипохлорита кальция для отбеливания тканей. Гипохлорит кальция Ca(ClO)2, часто называемый просто гипохлоритом, - белый негигроскопичный порошок с запахом хлора, содержит около 99% активного хлора и поэтому вдвое эффективнее хлорной извести. Он прост в употреблении и хорошо сохраняется. Применяется так же, как и хлорная известь
- Предыдущая
Безопасное путешествие в Интернете
Следующая -
Море это моя жизнь Иван Айвазовский и Крым

Похожие презентации

Термодинамика химического равновесия. Уравнения изотермы, изобары, изохоры Вант-Гоффа
Ферроцен. Свойства, получение и применение
Правила поведения зимой на воде
Методическая разработка урока МНОГОАТОМНЫЕ СПИРТЫ
Кинетика ферментативного катализа. (Лекция 5)
Камень, скользящий на льду
Химия
Олигомеризация олефинов
Презентация по Химии "Строение периодической таблицы Д.И. Менделеева" - скачать смотреть
История возникновения химии
Пластмассы. Классификация
Примеры методов разделения белков (фракционирования)
Разделение и концентрирование методом осаждения и соосаждения. Различие осаждения и соосаждения. (Лекция 6)
Учебно-познавательный проект на тему: «Физико-химические процессы, происходящие при выпечке и хранении хлеба и хлебобулочных изде
Углеводы
Каталитический риформинг
Природний газ
Химиялық қару
Ферменты. Часть I
Соединения азота. Оксиды азота
Органическая химия. Алифатические углеводороды
Нуклеиновые кислоты Выполнил : Росовский Алексей
Технология пластических масс на основе поликонденсационных смол
Синтез и исследование метилольных и хлорметильных производных аллантоина
Нанохимия, как наука
Устойчивость и коагуляция золей
Производство серной кислоты
Основания. Простые и сложные ионы
Вы можете прислать нам Вашу презентацию и мы опубликуем ее на сайте.
Обратная связь
Для правообладателей
Email: Нажмите что бы посмотреть