Презентация на тему "Общая характеристика элементов VA-группы. Азот"

Содержание

• 
  Слайд 1

  Общая и неорганическая химия. Лекция 21

  Общая характеристика элементов VА-группы. Азот

• 
  Слайд 2

  Элементы VA-группы

  Неметаллы Амфотерные элементы

• 
  Слайд 3

  Элементы VА-группы

  Общая электронная формула: […] ns2 (n–1)d10np3 Степени окисления: –III, 0, +III, +V ns 2 np 3 nd 0 Валентные возможности: N – 3, 4; P, As, Sb, Bi – 3  6

• 
  Слайд 4

  Простые в-ваN2(г) P4(т) As (т) Sb(т) Bi (т)

  N2 + HNO3(конц) Рост металличности P4 As + HNO3(конц) H3PVO4 H3AsVO4 + NO2 + H2O Sb + HNO3(разб) + HNO3(конц) Sb2IIIO3·n H2O Sb2VO5·n H2O + … Bi + HNO3(разб, конц) BiIII(NO3)3 + … Фосфор Сурьма Висмут Мышьяк

• 
  Слайд 5

  Водородные соединения

  NH3 – уст. PH3– неуст. AsH3– SbH3– (BiH3) Устойчивость убывает очень неуст. ЭН4+ + H2O  ЭН3 + H3O+ NН4+ + H2O  NН3 + H3O+Kк 10–10 PН4+ + H2O  PН3 + H3O+ AsН4+ + H2O  AsН3 + H3O+

• 
  Слайд 6
  

  Аномалиисвойств аммиака: водородные связи NH3··· NH3··· NH3···

• 
  Слайд 7

  Гидроксиды, кислоты

  Э+III Э+V N P As Sb Bi HNO2 HNO3 H2(PHO3) H3PO4, (HPO3)x H3AsO3 H3AsO4 Sb2O3·n H2O Sb(NO3)3 K[Sb(OH)4] Sb2O5 ·n H2O H[Sb(OH)6](р) Bi(OH)3, BiO(OH) Сильная кислота Слабые кислоты Слабые кислоты Сильная кислота Основный гидроксид Амфотерный гидроксид Рост основности, уменьшение кислотности

• 
  Слайд 8

  Оксиды

  Кислотные Кислотные Амфотерные

• 
  Слайд 9

  Степени окисления

  Ст.ок. +V: P, As, Sb N(+V), Bi(+V) – сильные окислители Ст.ок. +III: P, As, Sb, Bi N(+III) – активный окислитель и восстановитель Ст.ок. 0: N

• 
  Слайд 10

  Распространение в природе

  12. P– 0,09 масс.% 16. N –0,03 масс.% 47. As – 5·10–4 масс.% 62. Sb – 5·10–5 масс.% 66. Bi – 1·10–5 масс.% Азот атмосферы N2 (самородный)

• 
  Слайд 11

  Азот, фосфор

  Нитратин (чилийская селитра) NaNO3 Нитрокалит (индийская селитра) KNO3 НашатырьNH4Cl Нашатырь Нитратин Апатит 3Ca3(PO4)2·Ca(Cl,OH,F)2 Фосфорит Ca3(PO4)2 Фторапатит 3Ca3(PO4)2·CaF2 Апатит Фосфорит Фторапатит

• 
  Слайд 12

  Мышьяк, сурьма, висмут

  Реальгар As4S4 Аурипигмент As2S3 Арсенопирит FeAsS Тетраэдрит Cul2As4S13 Антимонит (сурьмяный блеск) Sb2S3 Висмутин (висмутовый блеск) Bi2S3 Арсенопирит Аурипигмент Реальгар Редкие минералы Анимикит (Ag, Sb) АрсенопалладинитPd3As ГеверситPtSb2 СтибиопалладинитPd3Sb Антимонит (стибин)

• 
  Слайд 13

  История открытия элементов

  Азот: 1772 г., Д. Резерфорд, Г.Кавендиш, 1769-1771 гг., К.Шееле, А.Л. Лавуазье Фосфор: 1669 г., Хённиг Бранд Мышьяк: XIII в., Альберт Великий, XVI в., Парацельс, 1735 г., Г. Брандт Сурьма: 3000 лет до н.э.; XVI в., Парацельс, Василий Валентин, 1735 г., Г. Брандт Висмут: XV-XVI вв., Агрикола, Василий Валентин, 1739 г., И.Потт Фосфор. Джозеф Райт («Райт из Дерби») (1734-1797)

• 
  Слайд 14

  Азот. Шкала степеней окисления

  +V +III +II +I 0 –I –II –III +IV N2O5, NO3, HNO3, NaNO3, AgNO3 NO2, N2O4 N2O3, NO2, HNO2, NaNO2, NF3 NO, N2O2 H2N2O2 N2 NH2OH, NH3OH+ N2H4, N2H5+, N2H62+ NH3, NH4+, NH3·H2O, NH4Cl, Li3N, Cl3N

• 
  Слайд 15

  Свойства азота

  N2 – бесцветный газ, без запаха и вкуса, т.пл. –210,0С, т.кип. –195,8 С малорастворим в воде и орг.р-рителях энергия связи в молекуле N2 равна 945 кДж/моль, длина связи 110 пм. N2 + F2 N2 + 6Li = 2 Li3N нитрид лития (катализатор – вода) Баллоны с азотом N N

• 
  Слайд 16

  Получение и применение азота

  В промышленности: фракционная дистилляция сжиженного воздуха (жидкий кислородостается в жидкой фазе). В лаборатории: термич. разл.NH4NO2(расплав, конц. водн. р-р): NH4NO2 = N2 + 2H2O; NH4+ + NO2 = N2 + 2H2O окисление аммиака(без катализатора): 4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O Применение Синтез аммиака (… азотная к-та, нитраты и т.д.) Создание инертной атмосферы (металлургия и др.)

• 
  Слайд 17

  Водородные соединения азота

• 
  Слайд 18

  Аммиак

  NH3 – бесцветный газ с резким запахом. Ядовит. Автопротолиз NH3 + NH3 NH2– + NH4+; Ks 10–33 (–50 С) NH3 – активный акцептор протонов. sp3 –гибридизация  =2,46 Д

• 
  Слайд 19

  Аммиак в водном растворе

  Высокая растворимость в воде (в 1 л воды 700 л NH3) Гидратация и протолиз: NH3 + H2O = NH3·H2O NH3 ·H2O + H2O  NH4+ + OH + H2O; pH  7 Kо = 1,75 · 10–5 N H H H O H H Водородная связь Получение аммиака. «Фонтан» (видео)

• 
  Слайд 20

  Соли аммония

  Гидролиз NH4Cl= NH4+ + Cl– NH4+ + 2H2O  NH3·H2O + H3O+; pH  7 KK = 5,59 · 10–10 Термическое разложение NH4HCO3 = NH3 + H2O + CO2 NH4NO3 = N2O + 2H2O NH4NO2 = N2 + 2H2O N H H H H + Хлорид аммония

• 
  Слайд 21

  Окислительно-восстановительные свойства

  Горение 4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O (без кат.) 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O (кат.Pt, Cr2O3) В водном растворе pH  7: 2NH3·H2O+ 6OH6e = N2 + 8H2O;  = –0,74В pH 7:2NH4+6e = N2 + 8H+;  = +0,27В 8 NH3·H2O6e = N2 + 8H2O + 6NH4+;  = +0,23В Примеры: 8 NH3·H2O + 3Br2 = N2 + 8H2O + 6 NH4Br 2NH3·H2O + 2KMnO4 = N2 + 2MnO2 + 4H2O + 2KOH

• 
  Слайд 22

  Получение аммиака

  В промышленности N2 + 3H2 2NH3 + Q (300-500 С,300 атм, катализатор: Fe, Pt) В лаборатории (при нагревании) NH4Cl + NaOH = = NaCl + H2O + NH3 NH3·H2O = H2O + NH3 Получение аммиака в лаборатории

• 
  Слайд 23

  Синтез аммиака в промышленности

• 
  Слайд 24

  Гидразин N2H4

  N2H4– бесцветная, сильно дымящая на воздухе жидкость. Автопротолиз: N2H4 + N2H4 N2H3– + N2H5+; Ks 10–25 N2H4 неограниченно растворим в воде, образует гидрат гидразина N2H4·H2O (т.пл. –52 °С, т.кип. +118 °С) Протолиз в водном растворе: N2H4 + H2O  N2H5+ + OH; pH >7; Kо = 1,70 · 10–6  = 1,85Д sp3,sp3 –гибридизация

• 
  Слайд 25

  Протоноакцепторные свойства

  N2H4 – акцептор протонов (две неподеленные пары электронов): N2H4 + H3O+ = N2H5++ H2O катион гидразиния(1+) N2H4 + 2H3O+ = N2H62++ 2H2O катион гидразиния(2+) Соли: [N2H5]Cl, [N2H5]2SO4, [N2H6]SO4(получ. в изб.к-ты)

• 
  Слайд 26

  Окислительно-восстановительные свойства гидразина

  Гидразин как восстановитель рН  7: N2H4·H2O + 4OH4e  = N2 + 5H2O; = –1,12В рН  7: N2H5+4e  = N2 + 5H+;  = –0,23В Гидразин как окислитель рН  7: N2H4·H2O + 3H2O + 2e  = 2NH3·H2O + 2OH; =+0,03В рН  7: N2H5+ + 3H+ + 2e  = 2NH4+;  = +1,27В Восстановительные свойства гидразина ярче выражены в щелочной среде, а окислительные – в кислотной. Пример: N2H4 + 2I2 = N2 + 4 HI (pH  7) Получение: 2NH3 + NaClO = N2H4 + NaCl + H2O

• 
  Слайд 27

  Гидроксиламин NH2OH

  NH2OH – бесцветные, очень гигроскопичные кристаллы;т.пл.+32°С, т.разл.  100 °С. Хорошо растворим в воде, образует NH2OH · H2O. Протолиз в водном р-ре: NH2OH + H2O  NH3OH+ + OH pH >7; Kо = 1,07 · 10–8 Катион гидроксиламиния NH3OH+образует соли типа (NH3OH)Cl, (NH3OH)2SO4… sp3,sp3 –гибридизация +

• 
  Слайд 28

  Окислительно-восстановительные свойства гидроксиламина

  Гидроксиламин как восстановитель рН  7: 2(NH2OH·H2O) + 2OH2e = N2 + 6H2O; = –3,04 В рН 7: 2NH3OH+2e = N2 + 4H+ + 2H2O; = –1,87В Гидроксиламин как окислитель рН  7: (NH2OH·H2O) + H2O +2e = NH3·H2O + 2OH;  = +0,52 В рН 7: NH3OH+ + 2H+ + 2e = NH4+ + H2O;  = +1,35 В Получение:пропускание смеси NO и H2 через суспензию катализатора (Pt) в разб. HCl

• 
  Слайд 29

  Азидоводород HN3

  HN3 – бесцветная летучая жидкость, неограниченно растворимая в воде (при содержании в растворе свыше 3% масс. – взрывоопасен). Протолизв водн. р-ре: HN3 + H2O  N3 + H3O+ рН  7; KK = 1,90 · 10–5 Азид-анион N3имеет линейную форму. Соли MN3 подвергаются гидролизу (рН  7). Соли MN3 (M = Ag, Cu…) взрывоопасны (разл. на металл и N2). N N N H N N N H  тип гибридизации sp 2, sp , , ,,  тип гибридизации sp,sp Таутомерия  = 0,85Д

• 
  Слайд 30

  Окислительно-восстановительные свойства

  Восстановительные свойства азидоводорода в растворе обусловлены легкостью превращения его в молекулярный азот: 2HN32e = 3N2 + 2H+;  = –3,10 В Азидоводород –окислитель по отношению к веществам с сильными восстановительными свойствами: HN3 + 3HI = N2 + NH4I + I2