Презентация на тему "Кислородные соединения"

Содержание

• 
  Слайд 1
  

  1 V группа периодической системы pptcloud.ru

• 
  Слайд 2

  Распространенность и минералы

  2 N – 33 место, N2, NaNO3 (селитра) P – 13место; Ca3(PO4)3 (фосфорит), Ca3(PO4)2.Ca(OH,F)2 (апатит) As – 51 место, FeAsS (арсенопирит) Sb – 59 место, Sb2S3 (антимонит) Bi – 60 место, Bi2S3 (висмутит)

• 
  Слайд 3

  Открытие элементов

  3 N – 1772 г., англ. Кавендиш, Резерфорд + Пристли, швед Шееле, француз Лавуазье; от греч. «отрицающий жизнь» P – 1669 г., немец Бранд, от греч. «несущий огонь» As - известен давно, от греч. «принадлежность к муж. роду» Sb – известен давно, от греч. «противник уединения» Bi– известен давно, от древнегерманского слова «Wismuth» (белый металл)

• 
  Слайд 4

  Диазот N2

  4 Ткип = -196оС, плохо растворим в воде NH4Cl + NaNO2 = N2 + NaCl + 2H2O (T,в р-ре) NH4NO2 = 2 H2O + N2 + 334 кДж Тройная связь Е = 940 кДж/моль, оч. короткая, низкая поляризуемость N2 = 2N K298 = 10-120 (!!!) (K4000ºC = 1.3·10-12)

• 
  Слайд 5

  Связывание диазота N2

  5 N2 + Li = Li3N при комнатной Т, нитриды N2 + 3Mg = Mg3N2 при нагревании N2 + 3Ca = Ca3N2 при нагревании N2 + O2 = 2NO большие затраты энергии Превращение атмосферного азота в аммиак осуществляется микроорганизмами почвы, содержащими фермент нитрогеназу. При этом ежегодно на поверхности земли связывается около 150 млн. т азота в аммиак.

• 
  Слайд 6

  Водородные соединения N

  6 -3: NH3–аммиак -2: N2H4 – гидразин -1: NH2OH – гидроксиламин -1/3: HN3 – азотоводородная к-та

• 
  Слайд 7

  Получение

  Промышленное получение аммиака осуществляется по реакции: N2 + 3H2 = 2NH3процесс Габера;rH

• 
  Слайд 8
  

  ГАБЕР (Haber), Фриц 9 декабря 1868 г. – 29 января 1934 г.Нобелевская премия по химии, 1918 г. 8

• 
  Слайд 9
  

  Нобелевская премия по химии в 1918 г. была зарезервирована, но в следующем году эта премия была вручена Габеру «за синтез аммиака из составляющих его элементов». «Открытия Габера, сказал в своей речи при презентации А.Г. Экстранд, член Шведской королевской академии наук, – представляются чрезвычайно важными для сельского хозяйства и процветания человечества». Вручение награды вызвало резкую критику со стороны ученых стран Антанты, которые рассматривали Габера как военного преступника, участвовавшего в создании химического оружия. 9

• 
  Слайд 10

  Получение

  10 Лабораторные способы: NH4Clконц + NaOHтв = NH3↑ + NaCl + H2O Для получения безводного NH3 перегоняют над щелочью 2NH3 + NaClO= N2H4 + NaCl + H2O (в щелочном растворе желатина)

• 
  Слайд 11

  Свойства

  11

• 
  Слайд 12

  Кислотно-основные св-ва в воде

  12 NH3 + H2O = NH4+ + OH-Kb = 1,8·10-5 N2H4 + H2O = N2H5+ + OH-Kb = 10-6 N2H5+ + H2O = N2H62+ +OH-Kb = 10-15 NH4Cl – хлорид аммония N2H5Cl – хлорид гидразиния N2H6Cl2 – дихлорид гидразиния

• 
  Слайд 13

  Самоионизация

  13 2NH3 ж = NH4+ + NH2-K = 10-33 2N2H4 ж = N2H5+ + N2H3-K = 10-25 Naтв + NH3 ж = NaNH2 + ½H2 (катализатор Fe) Соли NaNH2(амид), NaN2H3(гидразинид)вводе полностью гидролизуются.Аналогично для Li2NH (имид), Li3N (нитрид).

• 
  Слайд 14

  Нитриды

  14 Ионные Li3N, Mg3N2, Cu3N, Zn3N2 Полностью гидролизуются водой Li3N + 3H2O = 3LiOH + NH3 КовалентныеSi3N4, Ge3N4, в том числе со структурой алмаза AlN, GaN Инертные (нет гидролиза), термически стабильные Металлоподобные TiNx, CrN, Cr2N, Fe4N Инертные, тугоплавкие, твердые Катализаторы, полупроводники, конструкц. материалы

• 
  Слайд 15

  Ox-red реакции

  15 NH3– слабый восстановитель 8NH3(aq) + 3Br2 = 6NH4Br + N2 3CuOтв + 2NH3 г = 3Cu + N2 + 3H2O (при T) 4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O (без катализатора) 4NH3 + 5O2= 4NO + 6H2O (с катализатором)

• 
  Слайд 16
  

  16 N2H4- fG0 >0, стабилен, т.к. кинетически инертен; хороший восстановитель: pH=0: N2 + 5H+ + 4e- = N2H5+E = -0,23 B pH=14: N2 + 4H2O +2e- = N2H4 +4OH-E = -1,16 B N2H4 + 2J2 = N2 + 4HJ N2H5+ + 4Fe3+ = N2 + 4Fe2+ + 5H+ N2H4 + O2 = N2 + 2H2O (алкилгидразины - ракетное топливо)

• 
  Слайд 17

  Термолиз солей аммония

  17 Соли кислот не окислителей HX (X = Cl, Br, I), H2CO3, H3PO4 (NH4)2CO3 = 2NH3 + CO2 +2H2O NH4H2PO4 = NH3 + H3PO4 Соли кислот окислителей (NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4H2O NH4NO3 = N2O+ 2H2O (NH4)2SO4 = NH3 + NH4HSO4 3NH4HSO4 = N2 + NH3 + 3SO2 + 6H2O

• 
  Слайд 18

  Комплексы

  18 Fe3+, Al3+, Sn4+, Sn2+большее сродство к O, чем к N Fe3+ + 3NH3 + 3H2O = Fe(OH)3 + 3NH4+ Cu2+,Ni2+, Co2+, Pd2+, Pt2+, Pt4+большее сродство к N, чем к O Cu2+ + 2NH3 + 2H2O = Cu(OH)2 + 2NH4+ Cu(OH)2 + 4NH3 = [Cu(NH3)4]2+ + 2OH-

• 
  Слайд 19

  Кислородные соединения N(все оксиды азота эндотермичны!!!)

  19

• 
  Слайд 20

  Кислородные соединения N+1

  20 N2O – б/ц газ, мало реакц. способен, н/р в воде NH4NO3расплав = N2O + 2H2O (иногда взрыв!) N2O + 2H+ +2e- = N2 + H2O E0 = +1,77B, pH = 0 N2O + H2O + 2e- = N2 + 2OH-E0 = +0,94B, pH = 14 Должен быть сильным окислителем (поддерживает горение), но инертен (кинетика)

• 
  Слайд 21

  Кислородные соединения N+2

  21 NO - б/ц газ, реакц.способен, н/р в воде, парамагнитный 3Cu + 8HNO3разб. = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O А) Медиатор и регулятор функций организма - снижение давления, передача нервных импульсов, имунная Б) ЭКОЛОГИЯ 2NO = N2 + O2 (Cu+на цеолите)

• 
  Слайд 22

  Кислородные соединенияN+3

  22 NO + NO2 = N2O3 (смесь газов 1:1) N2O3 – образует синию жидкость (Тпл.= -100оС), в газе диссоциирует на NO и NO2 NO + NO2 + H2O = 2HNO2 (смесь газов 1:1) NO + NO2 +2NaOH = 2NaNO2 + H2O

• 
  Слайд 23

  Кислородные соединения N+3

  23 ДВОЙСВЕННОСТЬ Ox-Red СВОЙСТВ: HNO2 – сильный (и быстрый) окислитель HNO2 + H+ +e- = NO + H2O E0 = +1,00 B NO2- + 2J- + 2H+ = 2NO + J2+ H2O HNO2– восстановитель HNO3 + 3H+ + 2e- = HNO2 + H2O E0 = +0,94 B Окисляется MnO4-, Cr2O72-до NO3- NO2- + 2MnO4- + 6H+ = 2Mn2+ + 5NO3- + 3H2O

• 
  Слайд 24
  

  24 Донорные свойства NO2- : Нитро- Нитрито- Mn+ :NO2-Mn+ :ONO- изомеры [(NH3)5Co(NO2)]Cl2[(NH3)5Co(ONO)]Cl2 желтыйкоричневый Н3О+Н3О+ Устойчив [(NH3)5Co(H2O)]3+

• 
  Слайд 25

  Кислородные соединения N+4

  25 NO2 – бурый, реакционноспособный, парамагнитный газ, ядовит N2O4 – бесцветный, диамагнитный, Тпл=-11оС 2NO2 = N2O4 (K = 0,115 при 25оС) Cu + 4HNO3конц. = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

• 
  Слайд 26
  

  26 Диспропорционирование: 2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2 (на холоду) 3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO (при Т) 2NO2 + 2OH- = NO3- + NO2- + H2O (pH7) 3HNO2 = NO3- + 2NO (pH

• 
  Слайд 27

  Кислородные соединения N+5

  27 N2O5 – б/ц тв.,неустойчив, [NO2]+[NO3]-, в газе O2N-O-NO2, сильныйокислитель 2HNO3 конц. + P2O5 = 2HPO3 + N2O5 HNO3– сильный окислитель Нитраты – сильные окислители только в расплавах

• 
  Слайд 28
  

  28 NO3-в нейтральной среде не обладает окислительными свойствами! NO3- + 2H2О + 3e- = NO + 4ОН- E0 = -0,14 B NO3- + H2О + e- = NO2 + 2ОН-E0 = -0,86 B Нитраты – сильные окислители в расплавах! 3KNO3 + 2FeCl3 + 10KOH = 2K2FeO4 + 3KNO2 + 5H2O + 6KCl

• 
  Слайд 29

  HNO3

  29 4HNO3 конц. = 4NO2 + O2 + 2H2O при нагревании Конц. HNO3окисляет S, P, C, J2 c образованием NO2и H2SO4, H3PO4, CO2, HJO3 Продукты восстановления HNO3 разб.зависят от C, Tи отвосстановителя (почти всегда смесь!!!) 3Cu + 8HNO3разб. = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O 4Mg + 10HNO3разб. = 4Mg(NO3)2 + NH4NO3+ 3H2O

• 
  Слайд 30

  Разложение нитратов при T

  30 NH4NO3 = N2O + 2H2O NaNO3 = NaNO2 + 1/2O2 Щелочные и Щелочноземельные металлы и др.(в ряду напряжений левее Mg) Pb(NO3)2 = PbO + 2NO2 + 1/2O2(от Mgдо Cu) AgNO3 = Ag + NO2 + 1/2O2(правее Cu)

• 
  Слайд 31

  Галогениды N

  31 NF3 – УСТОЙЧИВ, fG0

• 
  Слайд 32
  

  32 Гидролиз: NCl3 + H2O = NH3 + HClO NOГ (Г = F, Cl, Br) нитрозилгалогениды NOГ + H2O = HNO2 + HГ NO2Г (F,Cl) нитрилгалогениды NO2Г + H2O = HNO3 + HГ Солеобразные соединения [NO]+X- (X = ClO4-, HSO4-) соли нитрозония [NO2]+X- (X = ClO4-, HSO4-) соли нитрония [NO2]+[NO3]- нитрат нитрония