Nemetale. Prezentare de chimie „Nemetale și compușii lor” Prezentare nemetale în natură

Obiectivele lecției:

• Faceți-vă o idee despre substanțele simple - nemetale;
• Familiarizați-vă cu proprietățile fizice generale ale nemetalelor și fenomenul de alotropie;
• Învață să stabilești dacă substanțele sunt nemetale;

Verificarea temelor.

1. Unde se află în tabelul periodic elementele corespunzătoare substanțelor și metalelor simple?

4. Care dintre substanțele numite în poezia de mai jos nu este un metal?

Șapte metale au fost create de Lumină

După numărul de șapte planete:

Cupru, fier, argint...

El ne-a dat Cosmosul definitiv.

Aur, staniu, plumb...

Fiul meu, Sera este tatăl lor.

Și ar trebui să știi și:

Mercur este mama lor pentru toți.

Studierea unui subiect nou.

„Substanțele simple sunt nemetale. alotropie"

• nemetale - Acestea sunt elemente chimice care formează sub formă liberă substanțe simple care nu au proprietățile fizice ale metalelor.

Tabelul periodic al elementelor chimice D.I. Mendeleev

Grupuri de elemente

Oxigen

Beriliu

Aluminiu

Mangan

germaniu

Tehnețiu

Stronţiu

Paladiu

Molibden

zirconiu

Tungsten

Seaborgium

Rutherfordium

Meitnerium

Nemetale

Gazos

Lichid

Solid

Substanțe gazoase nemetale:

• DESPRE 2 -
• N 2 -
• H 2 -
• Cl 2 -
• F 2 -

gaze nobile:

• Gaze nobile
• Fiecare moleculă a unui gaz inert constă dintr-un atom.
• Arată cum sunt distribuiți electronii în atomii de heliu și neon.

El -

Ne -

Ar -

Kr -

Xe -

Rn -

• El - Ne - Ar - Kr - Xe - Rn -
• El - Ne - Ar - Kr - Xe - Rn -
• El - Ne - Ar - Kr - Xe - Rn -
• El - Ne - Ar - Kr - Xe - Rn -

Structura stratului exterior de electroni al atomilor de heliu și neon

Solide:

• eu 2 –

alotropie– capacitatea atomilor unuia element chimic formează mai multe substanțe simple.

Cauzele alotropiei:

• Număr diferit de atomi într-o moleculă;
• Formarea diferitelor forme cristaline.

Modificări ale oxigenului.

• O 2 - oxigen;
• gaz incolor;
• nu are miros;
• slab solubil în apă;
• punctul de fierbere - 182,9 C;
• moleculă stabilă.

• О 3 – ozon;
• gaz albastru;
• are un miros înțepător;
• se dizolvă de 10 ori mai bine decât oxigenul;
• punctul de fierbere -111,9 C;
• nu este o moleculă stabilă.

Alotropia fosforului. Fosfor roșu și alb

R 4

(fosfor roșu)

• (fosfor alb)

Alotropia carbonului.

• Grafit

• Diamant

Poziția limită între metale și nemetale.

• Tablou alb
• metal

• tablă gri
• metaloid

Finalizați sarcina.

• 1 opțiune
• DESPRE 2 – oxigen, gaz;
• R 4 –
• eu 2 –
• betta Sn –
• H 2 –
• F 2 -

• Opțiunea 2
• DESPRE 3 – ozon, gaz;
• alfa Sn –
• N 2 –
• Cl 2 –
• Br 2 –

Verificați răspunsurile.

• 1 opțiune
• DESPRE 2 – oxigen, gaz;
• P 4 – fosfor alb, solid;
• I 2 – iod, solid
• Si – siliciu, dur
• betta Sn – tablă albă, metal, tare;
• El – heliu, un gaz nobil;
• H2 – hidrogen, gaz;
• F 2 – fluor, gaz.

• Opțiunea 2
• DESPRE 3 – ozon, gaz;
• P – fosfor roșu, solid;
• C – carbon, solid;
• alfa Sn – staniu gri, nemetal, pulbere;
• Ne – neon, gaz nobil;
• N 2 – azot, gaz;
• Cl 2 – clor, gaz;
• Br 2 – brom, lichid.

Criterii de evaluare

• 8 răspunsuri corecte – „5”;
• 7.6 răspunsuri corecte – „4”;
• 5.4 răspunsuri corecte – „3”;
• Mai puțin de 4 răspunsuri corecte – „2”;

În aer, fosforul alb strălucește de fapt în întuneric. O mică frecare este suficientă pentru ca fosforul să se aprindă, eliberând o cantitate mare de căldură. Aceasta înseamnă că, dacă fosforul acoperă blana câinelui, acesta ar fi ars și ar muri înainte de a ataca o persoană.

În atomii elementelor nemetalice, într-o perioadă cu creșterea numărului atomic, sarcina nucleului crește; razele atomice scad; numărul de electroni de pe stratul exterior crește; numărul de electroni de valență crește; electronegativitatea crește; proprietățile oxidante (nemetalice) sunt îmbunătățite (cu excepția elementelor din grupa VIIIA).

Pentru atomii elementelor nemetalice dintr-un subgrup (în tabelul cu perioade lungi - într-un grup), sarcina nucleului crește odată cu creșterea numărului atomic; raza atomului crește; electronegativitatea scade; numărul de electroni de valență nu se modifică; numărul de electroni externi nu se modifică (cu excepția hidrogenului și a heliului); proprietățile oxidante (nemetalice) slăbesc (cu excepția elementelor din grupa VIIIA).

Substanțe simple. Majoritatea nemetalelor sunt substanțe simple în care atomii sunt legați prin legături covalente; Nu există legături chimice în gazele nobile. Nemetalele includ atât substanțe moleculare, cât și nemoleculare. Toate acestea duc la faptul că nu există proprietăți fizice caracteristice tuturor nemetalelor.

Nemetale în natură Nemetalele native N2 și O2 (în aer), sulful (în scoarța terestră) se găsesc în natură, dar mai des nemetalele din natură se găsesc într-o formă legată chimic. În primul rând, este apă și săruri dizolvate în ea, apoi minerale și roci (de exemplu, diverși silicați, aluminosilicați, fosfați, borați, sulfați și carbonați). În ceea ce privește prevalența în scoarța terestră, nemetalele ocupă o varietate de locuri: de la cele trei elemente cele mai comune (O, Si, H) la cele foarte rare (As, Se, I, Te).

Oxigenul este un gaz incolor, în timp ce ozonul are o culoare violet pal. Ozonul este mai bactericid (latina icdao „a ucide”) decât oxigenul. Prin urmare, ozonul este folosit pentru dezinfectarea apei de băut. Ozonul este capabil să rețină razele ultraviolete din spectrul solar, care sunt distructive pentru toată viața de pe Pământ și, prin urmare, ecranul de ozon, care este situat la o altitudine de 2035 km, protejează viața de pe planeta noastră Oxigen.

Descrierea prezentării prin diapozitive individuale:

1 tobogan

Descrierea diapozitivei:

2 tobogan

Descrierea diapozitivei:

Proprietățile nemetalice ale elementelor sunt determinate de capacitatea atomilor de a „accepta” electroni, adică prezintă proprietăți oxidante atunci când interacționează cu atomii altor elemente. Dintre toate elementele, 22 de elemente au proprietăți nemetalice, elementele rămase sunt caracterizate prin proprietăți metalice. Un număr de elemente prezintă proprietăți amfotere.

3 slide

Descrierea diapozitivei:

METALE ȘI NEMETALE În chimie, se obișnuiește să se împartă elementele în metale și nemetale în funcție de proprietățile chimice și fizice ale substanțelor simple (adică, de modul în care atomii individuali dintr-o substanță simplă sunt legați). Dacă legătura este metalică, atunci substanța simplă este un metal cu un set de proprietăți. Nemetalele sunt mult mai greu de definit din cauza diversității lor. Criteriul poate fi absența TOATE (fără excepție) proprietăților metalelor. Astfel, nemetalele pot fi: – substanţe nesolide (în condiţii standard - cu excepţia Hg); – nu este strălucitor; – nu plastic (acesta este principalul criteriu pentru substanțele simple) (ceea ce înseamnă că legătura nu este metalică)

4 slide

Descrierea diapozitivei:

Cel mai puternic agent oxidant este fluorul! Oxidează chiar și apa și unele gaze nobile: 2F2 + 2H2O = 4HF + O2 2F2 + Xe = XeF4 Proprietățile oxidante ale nemetalelor cresc în următoarea ordine: Si, B, H, P, C, S, I, Br, N, CI, O, F

5 slide

Descrierea diapozitivei:

Același model de modificări ale proprietăților oxidative este, de asemenea, caracteristic substanțelor simple ale elementelor corespunzătoare. Se poate observa în reacții cu hidrogen: 3H2 + N2 = 2NH3 (t, catalizator) H2 + Cl2 = 2HCl (la iluminare - hϑ) H2 + F2 = 2HF (în întuneric - explozie) Proprietățile reducătoare ale atomilor nemetalici sunt destul de slab exprimate și cresc de la oxigen la siliciu: Si, B, H, P, C, S, I, Br, N, Cl, O

6 diapozitiv

Descrierea diapozitivei:

Cl2 + O2 ≠ N2 + O2 = 2NO (numai la t mare) S + O2 = SO2 (la zero) Gazele nobile sub formă de substanțe simple sunt monoatomice He, Ne, Ar etc. Halogenii, azotul, oxigenul, hidrogenul ca substanțe simple există sub formă de molecule diatomice F2, Cl2, Br2, I2, N2, O2, H2 Alte nemetale pot exista în condiții normale, atât în ​​stare cristalină, cât și în stare amorfă. Nemetalele, spre deosebire de metale, conduc slab căldura și curent electric.

7 slide

Descrierea diapozitivei:

Substante simple nemetale Structura nemoleculara C, B, Si Aceste nemetale au retele cristaline atomice, deci au duritate mare si foarte temperaturi ridicate topire Structura moleculară F2, O2, Cl2, N2, S8 Aceste nemetale în stare solidă sunt caracterizate prin rețele cristaline moleculare. În condiții normale, acestea sunt gaze, lichide sau solide cu puncte de topire scăzute.

8 slide

Descrierea diapozitivei:

Slide 9

Descrierea diapozitivei:

10 diapozitive

Descrierea diapozitivei:

11 diapozitiv

Descrierea diapozitivei:

12 slide

Descrierea diapozitivei:

Metode de obținere a nemetalelor Din punct de vedere istoric, au fost dezvoltate un număr destul de mare de metode pentru izolarea nemetalelor din mediu. Unele nemetale (substanțe simple) sunt prezente în mediu și pot fi pur și simplu extrase. Acestea sunt în primul rând gazele nobile, oxigenul și azotul. Depozitele de carbon (grafit) și sulf pot fi găsite ca substanțe simple. Nemetalele rămase trebuie extrase din compuși complecși - trebuie efectuate reacții chimice.

Slide 13

Descrierea diapozitivei:

Metode chimice pentru producerea nemetalelor Cum să alegi reactivii potriviți pentru o reacție chimică? Există reguli simple - pentru elementul țintă 1. Dacă un nemetal se află într-un compus în stare de oxidare negativă, atunci pentru a obține o substanță simplă este necesar să se utilizeze agenți oxidanți: H2S + O2 → S + H2O 2KBr + Cl2 → Br2 + 2KCl HCl + KMnO4 → Cl2 + KCl + MnCl2 + H2O

Slide 14

Descrierea diapozitivei:

2. Dacă un nemetal se află într-un compus în stare de oxidare pozitivă, atunci pentru a obține o substanță simplă este necesar să se utilizeze agenți reducători: SiO2 + 2Mg → Si + 2MgO Ca3(PO4)2 + 5C + 3SiO2 → 2P + + 3CaSiO3 + 5CO TeO2 + SO2 + H2O → Te + H2SO4

15 slide

Descrierea diapozitivei:

Metode electrochimice Schimbarea starii de oxidare in directia dorita se poate realiza si prin utilizarea curentului electric (electroliza): oxidare anodica (A+, anod) 2H2O - 2e- → O2 + 4H+ 2F- - 2e- → F2 (topire) catodica reducerea (K -, catod) 2H2O + 2e- → H2 + 2OH-

16 slide

Descrierea diapozitivei:

Descompunerea compușilor În cele din urmă, unele nemetale se formează prin descompunerea compușilor. Pentru a face acest lucru, substanța de pornire trebuie să conțină simultan atât un agent oxidant, cât și un agent reducător: C12H22O11 (zahăr) → C + H2O (piroliză) KClO3 → KCl + O2 (cu catalizator MnO2) AsH3 → As + H2 (reacția Marsh)

Slide 17

Descrierea diapozitivei:

Proprietăți chimice Nemetale Nemetalele pot prezenta atât proprietăți oxidante, cât și reducătoare, în funcție de transformarea chimică la care participă. Atomii elementului cel mai electronegativ - fluorul - nu sunt capabili să doneze electroni, prezintă întotdeauna numai proprietăți oxidante și alte elemente pot prezenta proprietăți reducătoare, deși într-o măsură mult mai mică decât metalele; Cei mai puternici agenți oxidanți sunt F2, O2 și Cl2, H2, B, C, Si, P, As și Te prezintă predominant proprietăți reducătoare; N2, S, I2 au proprietăți redox intermediare.

18 slide

Descrierea diapozitivei:

Interacțiunea cu substanțe simple 1. Interacțiunea cu metalele: 2Na + Cl2 = 2NaCl, Fe + S = FeS, 6Li + N2 = 2Li3N, 2Ca + O2 = 2CaO În aceste cazuri, nemetalele prezintă proprietăți oxidante

Slide 19

Descrierea diapozitivei:

2. Interacțiunea cu alte nemetale: interacționând cu hidrogenul, majoritatea nemetalelor prezintă proprietăți oxidante, formând compuși hidrogen volatili - hidruri covalente: 3H2 + N2 = 2NH3 H2 + Br2 = 2HBr În condiții normale, acestea sunt gaze sau lichide volatile. Soluțiile apoase de compuși cu hidrogen ai nemetalelor pot prezenta atât proprietăți bazice (NH3, PH3), cât și proprietăți acide (HF, HCl, H2S).

20 de diapozitive

Descrierea diapozitivei:

Pe măsură ce sarcina nucleară crește, proprietățile acide ale compușilor hidrogen ai nemetalicilor în soluții apoase cresc. SiH4 – PH3 – H2S - HCl Acidul de hidrogen sulfurat este un acid slab, acidul clorhidric este un acid puternic. Sărurile acidului hidrosulfurat sunt supuse hidrolizei, sărurile acidului clorhidric nu sunt supuse hidrolizei: Na2S + H2O ↔ NaHS + NaOH (pH > 7) NaCl + H2O ≠ (pH = 7)

21 de diapozitive

Descrierea diapozitivei:

În grupul cu sarcină nucleară în creștere, proprietățile acide și reducătoare ale compușilor hidrogen ai nemetalelor cresc: HCl + H2SO4 (conc.)≠ 2HBr + H2SO4 (conc.)= Br2 + SO2 + 2H2O 8HI + H2SO4 (conc. )= 4I2 + H2S + 4H2O

22 slide

Descrierea diapozitivei:

interacționând cu oxigenul, toate nemetalele, cu excepția fluorului, prezintă proprietăți reducătoare: S + O2 = SO2 4P + 5O2 = 2P2O5 în reacțiile cu fluor, fluorul este un agent oxidant, iar oxigenul este un agent reducător: 2F2 + O2 = 2OF2 non -metale interacționează între ele, cu cât metalul mai electronegativ joacă rolul de agent oxidant, cu atât cel mai puțin electronegativ joacă rolul de agent reducător: S + 3F2 = SF6 C + 2Cl2 = CCl4

Slide 23

Descrierea diapozitivei:

Oxizii și hidroxizii nemetalicilor Toți oxizii nemetalicilor sunt acizi sau nu formează sare. Oxizi care nu formează sare: CO, SiO, N2O, NO Proprietățile acide ale oxizilor și hidroxizilor cresc în perioadă și scad în grupa: SiO2 – P2O5 – SO3 – Cl2O7 H2SiO3 – H3PO4 – H2SO4 – HClO4 Proprietățile acidului cresc НNO3 H3PO4 H3АsO4 Proprietățile acidului scad

24 slide

Slide 1

Prezentare despre chimie de către un elev de clasa 9b la gimnaziul nr. 24 numit după. I.A. Krylova Sergeeva Irina pe tema „Non-metale. Arsenic"

Slide 2

Arsenic Caracteristicile elementului Arsenicul (Arsenicum) este un element chimic cu număr atomic 33 în tabelul periodic al lui D.I Mendeleev, este desemnat prin simbolul As. Număr ordinal - 33 Sarcină nucleară = +33 Număr de electroni = 33 Masă atomică relativă = 74,92 (≈ 75) Număr de perioadă - IV Număr de niveluri electronice = 4 Număr grup - V, subgrup principal Număr de electroni la ultimul nivel = 5 Electronic pașaport - 1s²2s²2p63s²3p63d104s²4p³ Electronegativitate - 2,18 (Scara Pauling) Posibile stări de oxidare = -3, 0, +3, +5

Slide 3

Fapte din istorie cu care este cunoscut arsenul timpuri străvechi: 1. în lucrările lui Dioscoride (sec. I d.Hr.) se menţionează calcinarea unei substanţe care se numeşte acum sulfură de arsenic; 2. în secolele III-IV. în înregistrările fragmentare atribuite lui Zozimos (un alchimist egiptean sau grec), se menționează arsenul metalic; 3. Scriitorul grec Olympiodorus (sec. V d.Hr.) a descris producerea de arsenic alb prin arderea sulfurei; 4. în secolul al VIII-lea. alchimistul arab Geber a obţinut trioxid de arsenic; 5. în Evul Mediu, oamenii au început să întâlnească trioxid de arsen la prelucrarea minereurilor care conțin arsen, iar fumul alb al As2O3 gazos a fost numit fum de minereu; Dioscoride Geber

Slide 4

6. producția de arsen metalic liber este atribuită alchimistului german Albert von Bolstedt și datează de aproximativ 1250, deși alchimiștii greci și arabi obțin fără îndoială arsenul (prin încălzirea trioxidului său cu substanțe organice) mai devreme decât Bolstedt; 7. în 1733 s-a dovedit că arsenul alb este „pământ”, oxidul arsenicului metalic; 8. în 1760, francezul Louis Claude Cadet a obținut primul compus organic de arsenic, cunoscut sub numele de lichid Cadet sau oxid de cacodil; formula acestei substanțe este [(CH3)2Аs]2O; 9. în 1775, Karl Wilhelm Scheele a obţinut acid arsenos şi hidrogen arsenos; 10. în 1789, Antoine Laurent Lavoisier a recunoscut arsenicul ca element chimic independent. Albert von Bolstedt K.V. Sheele A.L. Lavoisier

Slide 5

Arsenul este o substanță simplă. Dar în aer se estompează rapid. Este un semimetal fragil, de culoarea oțelului (situat în tabelul periodic la limita dintre metale și nemetale, motiv pentru care este numit „semimetal”). Arsenicul, ca și alte semimetale, se caracterizează prin formarea unei rețele cristaline covalente și prezența conductibilității metalice. Dar totuși, arsenul este un non-metal. Proprietăți fizice: 1. Cand este incalzit peste 600°C, arsenul se sublimeaza fara sa se topeasca, dar sub o presiune de 37 atm. Se topește la 818°C. 2. Densitate (la zero) - 5,73 g/cm³ (arsenic gri) 3. Punct de fierbere = 876 K (Kelvin) Aspect substanță simplă

Slide 6

Modificări alotropice ale arsenului În ciuda faptului că arsenul este un nemetal, are 4 modificări alotropice - arsen alb, galben, negru și metalic (sau gri). Ultimele 2 au proprietățile metalelor. 1. Arsenicul cenușiu este o masă cristalină fragilă de culoare gri oțel, cu un luciu metalic, care dispare rapid în aer datorită oxidării stratului de suprafață. 2. Arsenicul negru - forma sa cea mai stabilă - o pulbere neagră, ca majoritatea metalelor, în stare fină (foarte fină, care poate trece printr-o sită.) (rețineți niello argintiu). Spre deosebire de forma gri, este stabilă în aer, dar la 2859 °C se transformă în uniformă gri. Arsenic negru Arsenic gri (metalic)

Slide 7

Apariția în natură Arsenicul este un oligoelement. Conținutul din scoarța terestră este de 1,7 × 10−4% din masă. În apa de mare 0,003 mg/l. Această substanță poate apărea în stare nativă și are aspectul unor scoici gri metalice lucioase sau mase dense formate din boabe mici. Sunt cunoscute aproximativ 200 de minerale care conțin arsenic. Se găsește adesea în concentrații mici în minereurile de plumb, cupru și argint. Doi compuși naturali de arsen și sulf sunt destul de obișnuiți: AsS realgar transparent roșu portocaliu și orpiment galben-lămâie As2S3. Un mineral de importanță industrială este arsenopirita (pirită de arsenic) FeAsS sau FeS2 FeAs2 (46% As), se extrage și pirita de arsen - löllingita (FeAs2) (72,8% As), scorodita FeAsO4 (27 - 36% As). Majoritatea arsenului este extras ca produs secundar din prelucrarea aurului, plumb-zinc, pirita de cupru și a altor minereuri care conțin arsenic. Skorodite Lollingita

Slide 8

Arsenopirită Realgar Orpiment Crusta cristalină subțire (2 mm grosime) de arsen nativ la contactul unei filoane dolomitice cu gneisul gazdă (rocă). Arsenic nativ. Zăcământul de minereu de aur Vorontsovskoye. Uralii de Nord. Muguri de arsenic nativ pe peretele unui filon de carbonat într-un skarn de minereu.

Slide 9

Prepararea arsenului Arsenicul se obţine industrial prin încălzirea piritei de arsenic: FeAsS = FeS + As sau (mai rar) prin reducerea As2O3 cu cărbune. Ambele procese sunt realizate în retorte din argilă refractară conectate la un receptor pentru condensarea vaporilor de arsen. Anhidrida de arsen este obținută prin prăjirea oxidativă a minereurilor de arsen sau ca produs secundar al prăjirii minereurilor polimetalice, care conțin aproape întotdeauna arsen. În timpul prăjirii oxidative se formează vapori de As2O3, care se condensează în camerele de colectare. As2O3 brut este purificat prin sublimare la 500-600 °C. As2O3 purificat este utilizat pentru producerea arsenului și a preparatelor acestuia. În prezent, pentru a obține arsenic metal, arsenopiritul este cel mai adesea încălzit în cuptoare cu mufă fără acces la aer. În același timp, se eliberează arsenul, ai cărui vapori se condensează și se transformă în arsen solid în tuburile de fier provenite din cuptoare și în recipiente ceramice speciale. Reziduul din cuptoare este apoi încălzit cu acces la aer, iar apoi arsenul se transformă în As2O3. Arsenicul metalic se obține în cantități destul de mici și parte principală Minereurile care conțin arsen sunt procesate în arsen alb, adică în trioxid de arsen - anhidridă de arsen As2O3. Cuptor cu mufă Diagrama unei retorte din lut refractar

Slide 10

Proprietățile chimice ale arsenului Arsenicul se combină direct cu halogenii; în condiții normale, AsF5 este un gaz; AsF3, AsCl3, AsBr3 - lichide incolore, foarte volatile; AsI3 și As2I4 sunt cristale roșii. Când arsenul este încălzit cu sulf, se obțin sulfuri: roșu portocaliu As4S4 și galben-lămâie As2S3. Sulfura galben pal As2S5 este precipitată prin trecerea H2S într-o soluție răcită cu gheață de acid arsenic (sau sărurile sale) în acid clorhidric fumos: 2H3AsO4 + 5H2S = As2S5 + 8H2O; La aproximativ 500 °C se descompune în As2S3 și sulf. Toate sulfurile de arsenic sunt insolubile în apă și acizi diluați. Agenții oxidanți puternici (amestecurile de HNO3 + HCl, HCl + KClO3) îi transformă într-un amestec de H3AsO4 și H2SO4. Sulfura de As2S3 se dizolvă ușor în sulfuri și polisulfuri de amoniu și metale alcaline, formând săruri ale acizilor - tioarsenic H3AsS3 și tioarsenic H3AsS4. sulf (pulbere)

Slide 11

Arsenic-Otravă În mintea multora, cuvintele „otravă” și „arsenic” sunt identice. Acest lucru s-a întâmplat deja din punct de vedere istoric. Există povești despre otrăvurile Cleopatrei. Otrăvurile Locustei erau celebre la Roma. Otrava a fost, de asemenea, o armă comună pentru eliminarea oponenților politici și de altă natură în republicile medievale italiene. La Veneția, de exemplu, otrăvitorii specialiști erau ținuți la tribunal. Și componenta principală a aproape tuturor otrăvurilor a fost arsenicul. În Rusia, în timpul domniei Annei Ioannovna, în ianuarie 1733, a fost emisă o lege care interzice vânzarea către persoane fizice a „ulei de vitriol și chihlimbar, vodcă puternică, arsen și cilibucha” - în ianuarie 1733. Legea era extrem de strictă și scria: „Cine va de acum înainte folosiți arsenic și altele menționate mai sus. Vor începe să vândă materiale și sunt prinși cu asta, sau oricine este raportat va fi supus unei pedepse crude și trimis în exil fără nicio milă, și la fel se va face și cu cei care cumpără de la cineva. trecute farmacii și primării. Și dacă cineva, după ce a cumpărat astfel de materiale otrăvitoare, provoacă un rău oamenilor, cei care sunt căutați nu vor fi doar torturați, ci vor fi și executați cu moartea, în funcție de importanța problemei.” Arsenic-Otrava (Otrava „Arsenioasa”) imparateasa Anna Ioannovna

Slide 12

Timp de secole, compușii de arsenic au atras (și continuă să atragă) atenția farmaciștilor, toxicologilor și experti criminalisti. Criminologii au învățat să recunoască cu exactitate otrăvirea cu arsenic. Dacă în stomacul oamenilor otrăviți se găsesc boabe albe asemănătoare porțelanului, atunci prima suspiciune este anhidrida de arsen As2O3. Aceste boabe, împreună cu bucățile de cărbune, sunt plasate într-un tub de sticlă, sigilate și încălzite. Dacă există As2O3 în tub, atunci pe părțile reci ale tubului apare un inel strălucitor gri-negru de arsenic metalic. Odată răcit, capătul tubului este rupt, carbonul este îndepărtat și inelul gri-negru este încălzit. În acest caz, inelul este distilat la capătul liber al tubului, dând o acoperire albă de anhidridă de arsen. Reacțiile de aici sunt: ​​As2O3 + 3C → As2 + 3CO sau 2Аs2О3 + 3С → 2As2 + 3CO2; 2Аs2 + 3O2 → 2Аs2O3. Învelișul alb rezultat este plasat la microscop: chiar și la o mărire mică, sunt vizibile cristale strălucitoare caracteristice sub formă de octaedre (cristal poliedric). Tip de octaedru

Slide 13

Simptomele otrăvirii Simptomele intoxicației cu arsen sunt un gust metalic în gură, vărsături, dureri abdominale severe. Mai târziu, convulsii, paralizie, moarte. Cel mai cunoscut și larg disponibil antidot pentru otrăvirea cu arsen este laptele, sau mai exact principala proteină a laptelui, cazeina, care formează un compus insolubil cu arsenul care nu este absorbit în sânge. Arsenicul sub formă de preparate anorganice este letal în doze de 0,05-0,1 g, și totuși arsenul este prezent în toate organismele vegetale și animale. (Acest lucru a fost dovedit de omul de știință francez Orfila încă din 1838.) Organismele marine și vegetale conțin în medie o sută de miimi, iar cele de apă dulce și terestre – milioane de procente de arsenic. Microparticulele de arsen sunt, de asemenea, absorbite de celule corpul uman, elementul nr. 33 se găsește în sânge, țesuturi și organe; există mai ales mult în ficat - de la 2 la 12 mg la 1 kg de greutate. Oamenii de știință sugerează că microdozele de arsenic cresc rezistența organismului la microbii dăunători. Mathieu Joseph Orfila Laptele este unul dintre antidoturile pentru otrăvirea cu arsenic (!)

Slide 14

Medicamentul arsenicului Arsenul este utilizat în stomatologie pentru a trata pulpa (țesut care conține nervi, vase de sânge și vase limfatice). Renumit în lume a dobândit salvarsan, al 606-lea medicament al lui Paul Ehrlich, un medic german care a descoperit la începutul secolului al XX-lea. primul remediu eficient lupta împotriva lues (Sifilis - veneric boala infectioasa). Acesta a fost într-adevăr al 606-lea medicament cu arsenic testat de Ehrlich. Abia în anii 50, când salvarsanul încetase deja să fie folosit ca remediu împotriva luesului, a malariei și a febrei recidivante, savantul sovietic M.Ya. Kraft și-a stabilit adevărata formulă (a dovedit că are o structură polimerică). Salvarsanul a fost înlocuit cu alte medicamente cu arsenic, mai eficiente și mai puțin toxice, în special derivații săi: novarsenol, miarsenol etc. Unii compuși anorganici de arsenic sunt folosiți și în practica medicală. Anhidrida de arsen As2O3, arsenitul de potasiu KAsO2, hidroarseniatul de sodiu Na2HAsO4 · 7H2O (în doze minime) inhibă procesele oxidative din organism și intensifică hematopoieza. Aceleași substanțe – ca și cele externe – sunt prescrise pentru unele boli de piele. Este arsenicul și compușii săi care sunt creditați cu efectul de vindecare al unora ape minerale. Formula Paul Ehrlich Salvarsan

Slide 15

Alte utilizări ale arsenicului Cea mai promițătoare zonă de aplicare a arsenului este, fără îndoială, tehnologia semiconductoarelor. Arsenaidele de galiu GaAs și indiu InAs au căpătat o importanță deosebită în el. Arsenaniura de galiu este, de asemenea, importantă pentru noua direcție a tehnologiei electronice - optoelectronica, care a apărut în 1963-1965 la intersecția fizicii stării solide, optică și electronică. Acest material a ajutat la crearea de noi lasere semiconductoare. Arsenicul este, de asemenea, folosit ca dopant, care conferă semiconductorilor „clasici” - Si, Ge - un anumit tip de conductivitate. În acest caz, în semiconductor se creează un așa-numit „strat de tranziție” și, în funcție de scopul cristalului, acesta este dopat astfel încât să se obțină acest strat la adâncimi diferite (de exemplu, pentru fabricarea de diode, acesta este „ascuns” mai adânc și dacă sunt fabricate din baterii solare cu cristale semiconductoare, atunci adâncimea „stratului de tranziție” nu este mai mare de un micron.) Arsenicul este, de asemenea, utilizat ca aditiv valoros în metalurgia neferoasă. Astfel, adăugarea a 0,15-0,45% arsenic la cupru crește rezistența la tracțiune, duritatea și rezistența la coroziune atunci când se lucrează în mediu gazos. În plus, arsenul crește fluiditatea cuprului în timpul turnării și facilitează procesul de trefilare a sârmei. De asemenea, arsenul este adăugat la plumb, unele tipuri de bronz, alamă și aliaje de imprimare. Și, în același timp, arsenul dăunează foarte des metalurgiștilor prezența lui în minereu face producția dăunătoare. Dăunător de două ori: în primul rând, pentru sănătatea umană, și în al doilea rând, pentru metal - impuritățile semnificative de arsenic afectează proprietățile aproape tuturor metalelor și aliajelor. pentru îndepărtarea părului de pe piele. În pirotehnică, realgar este folosit pentru a produce foc „grec” sau „indian”, care apare atunci când arde un amestec de realgar cu sulf și salpetru (o flacără albă strălucitoare). Mulți dintre compușii de arsenic în doze foarte mici sunt utilizați ca medicamente pentru combaterea anemiei și a unui număr de boli grave, deoarece au un efect stimulator semnificativ clinic asupra unui număr de funcții ale corpului, în special, hematopoieza. Dioda laser Vopsele Pirotehnica

Slide 16

Arsenicul în organism Ca oligoelement, arsenul este omniprezent în natura vie. Conținutul mediu de arsenic în sol este de 4·10-4%, în cenușă de plante - 3·10-5%. Conținutul de arsenic în organismele marine este mai mare decât în ​​cele terestre (la pești 0,6-4,7 mg la 1 kg de materie primă, se acumulează în ficat). Conținutul mediu de arsenic din corpul uman este de 0,08-0,2 mg/kg. În sânge, arsenul este concentrat în celulele roșii din sânge, unde se leagă de molecula de hemoglobină. Cea mai mare cantitate acesta (la 1 g de tesut) se gaseste in rinichi si ficat. O mulțime de arsenic se găsește în plămâni și splină, piele și păr; relativ puțin - în lichidul cefalorahidian, creier (în principal glanda pituitară), gonade și altele. Arsenicul este implicat în reacțiile redox: descompunerea oxidativă a carbohidraților complecși, fermentație, glicoliză etc. Compușii arsenului sunt utilizați în biochimie ca inhibitori specifici ai enzimelor pentru studiul reacțiilor metabolice. Deteriorări ale arsenicului în palme (1), brațe și picioare (2) Imagini cu persoane afectate de arsenic

Slide 17

Fapte interesante despre arsenic Știați că... 1. În țările occidentale, arsenul era cunoscut în primul rând ca o otravă puternică, în timp ce în medicina tradițională chineză a fost folosit timp de aproape două mii de ani pentru a trata sifilisul și psoriazisul. Acum medicii au dovedit că arsenul are un efect pozitiv în lupta împotriva leucemiei. Oamenii de știință chinezi au descoperit că arsenul atacă proteinele care sunt responsabile de creșterea celulelor canceroase. 2. Chiar și sticlarii antici știau că trioxidul de arsen face sticla „tertă”, adică. opac. Cu toate acestea, mici adaosuri ale acestei substanțe, dimpotrivă, luminează sticla. Arsenicul este încă inclus în formulările unor pahare, de exemplu, sticla „Viena” pentru termometre și semi-cristale. 3. În muntele înalt Lacul Mono la est stat american California găzduiește cianobacteriile uimitoare. În timpul fotosintezei, ei nu folosesc oxigen, ci arsen, care este otrăvitor pentru aproape toate celelalte forme de viață. Poate că cu ei a început procesul de fotosinteză pe planeta noastră, iar fotosinteza care ne furnizează tuturor cu oxigen și energie a apărut mai târziu. Arsenic Mono Lake Colectarea unei mostre dintr-una dintre bălți, în fundul căreia trăiesc cianobacterii fotosintetice care folosesc arsenic

Slide 18

Literatură folosită WikipediA Bibliotecă populară de elemente chimice Ziar Farmaceutical Bulletin

1 tobogan

2 tobogan

3 slide

Din cele 109 elemente chimice, 22 sunt nemetale, situate în colțul din dreapta sus al PSHE. Nemetalele se caracterizează prin raze atomice mici și un număr mare de electroni în ultimul nivel de energie (electroni de valență). Ei renunță la acești electroni cu dificultate și îi acceptă cu ușurință pe alții.

4 slide

Legătura chimică - nepolară covalentă Legătura nepolară covalentă - se realizează prin formarea de perechi de electroni comuni între atomii aceluiași element chimic. Cl - ClH - HO = O

5 slide

Gazele inerte sau nobile nu formează molecule și există în stare atomică Multe nemetale formează o moleculă formată din doi atomi (H2, O2, N2, F2, Cl2, Br2, I2) și un cristal molecular nepolar foarte fragil. se formează rețeaua He - heliu, Ne-neon, Ar-argon, Kr-krypton, Xe-xenon, Rn-radon Există nemetale care formează cele mai puternice rețele cristaline atomice - diamant (C) și siliciu (Si)

6 diapozitiv

La temperaturi obișnuite, nemetalele pot fi în diferite stări de agregare: lichid - Br - brom, solid - S - sulf, P - fosfor, I2 - iod, C - diamant și grafit, gazos - O2 - oxigen, H2 - hidrogen , N2 - azot, Cl2 -clor, F2-fluor.

7 slide

Mulți nu conduc electricitatea (cu excepția grafitului și siliciului). Nu conduc căldura. În stare solidă - fragilă Nu au un luciu metalic (cu excepția iodului-I2, grafit-C și siliciu Si) Culoarea acoperă toate culorile spectrului (roșu - roșu fosfor, galben - sulf, verde - clor, violet - vapori de iod). Punctul de topire variază pe o gamă largă de topitură (N2) = -210C și topitură (Diamant) = 3730C

8 slide

Capacitatea atomilor unui element chimic de a forma mai multe substanțe simple se numește alotropie, iar aceste substanțe simple se numesc modificări alotropice, sau modificări.

Slide 9

1. exemplu de structură moleculară: O2 și O3 2. exemplu de structură a rețelei cristaline: diamant și grafit

10 diapozitive

Forme alotropice ale oxigenului Oxigenul formează două modificări alotrope (motivul este structura moleculei) Oxigen O2 Un gaz incolor și inodor. Ozon O3 Un gaz violet pal cu un miros înțepător, proaspăt. Are proprietăți bactericide, capabile să rețină razele ultraviolete

11 diapozitiv

Modificări alotropice ale carbonului Carbonul formează două forme alotrope (motivul este structura rețelei cristaline) Cristal tetraedric de diamant. rețea Cristale incolore Cea mai dură substanță din natură tmp=37300C Grafit Rețeaua cristalină seamănă cu un fagure Substanță cristalină stratificată Gras la atingere opac, de culoare gri

12 slide

Modificări alotropice ale fosforului Fosforul formează șapte modificări alotropice, motivul este structura rețelei cristaline. Cele mai cunoscute sunt două modificări alotropice Fosfor alb (rețea cristalină moleculară) P4 Substanță moale, incoloră Strălucește în întuneric Otrăvitoare! Fosfor roșu (rețea cristalină atomică) Pn substanță polimerică amorfă (pulbere) nu strălucește în întuneric netoxic

Slide 13

Metalele au alotropie? Trebuie remarcat faptul că formele alotrope sunt formate nu numai de nemetale, ci și de metale. De exemplu, staniul Sn formează două modificări: alb-staniu (cunoscutul alb este un metal foarte ductil și moale din care este făcut). soldații de tablă) La o temperatură de -330C, staniul alb se transformă în gri (pulbere fin-cristalină cu proprietățile unui nemetal), această tranziție se numește ciuma staniului.

Slide 14

Proprietățile chimice ale nemetalelor Ele prezintă proprietăți oxidante puternice, dar mulți pot acționa și ca agenți reducători (excepția -F2). Nemetalele formează oxizi acizi, acizi și sunt incluse în săruri sub formă de reziduuri acide.

15 slide