🗊Общая и неорганическая химия. Лекция 21 Общая характеристика элементов VА-группы. Азот

Категория: Химия
Нажмите для полного просмотра!
Общая и неорганическая химия. Лекция 21 Общая характеристика элементов VА-группы. Азот, слайд №1Общая и неорганическая химия. Лекция 21 Общая характеристика элементов VА-группы. Азот, слайд №2Общая и неорганическая химия. Лекция 21 Общая характеристика элементов VА-группы. Азот, слайд №3Общая и неорганическая химия. Лекция 21 Общая характеристика элементов VА-группы. Азот, слайд №4Общая и неорганическая химия. Лекция 21 Общая характеристика элементов VА-группы. Азот, слайд №5Общая и неорганическая химия. Лекция 21 Общая характеристика элементов VА-группы. Азот, слайд №6Общая и неорганическая химия. Лекция 21 Общая характеристика элементов VА-группы. Азот, слайд №7Общая и неорганическая химия. Лекция 21 Общая характеристика элементов VА-группы. Азот, слайд №8Общая и неорганическая химия. Лекция 21 Общая характеристика элементов VА-группы. Азот, слайд №9Общая и неорганическая химия. Лекция 21 Общая характеристика элементов VА-группы. Азот, слайд №10Общая и неорганическая химия. Лекция 21 Общая характеристика элементов VА-группы. Азот, слайд №11Общая и неорганическая химия. Лекция 21 Общая характеристика элементов VА-группы. Азот, слайд №12Общая и неорганическая химия. Лекция 21 Общая характеристика элементов VА-группы. Азот, слайд №13Общая и неорганическая химия. Лекция 21 Общая характеристика элементов VА-группы. Азот, слайд №14Общая и неорганическая химия. Лекция 21 Общая характеристика элементов VА-группы. Азот, слайд №15Общая и неорганическая химия. Лекция 21 Общая характеристика элементов VА-группы. Азот, слайд №16Общая и неорганическая химия. Лекция 21 Общая характеристика элементов VА-группы. Азот, слайд №17Общая и неорганическая химия. Лекция 21 Общая характеристика элементов VА-группы. Азот, слайд №18Общая и неорганическая химия. Лекция 21 Общая характеристика элементов VА-группы. Азот, слайд №19Общая и неорганическая химия. Лекция 21 Общая характеристика элементов VА-группы. Азот, слайд №20Общая и неорганическая химия. Лекция 21 Общая характеристика элементов VА-группы. Азот, слайд №21Общая и неорганическая химия. Лекция 21 Общая характеристика элементов VА-группы. Азот, слайд №22Общая и неорганическая химия. Лекция 21 Общая характеристика элементов VА-группы. Азот, слайд №23Общая и неорганическая химия. Лекция 21 Общая характеристика элементов VА-группы. Азот, слайд №24Общая и неорганическая химия. Лекция 21 Общая характеристика элементов VА-группы. Азот, слайд №25Общая и неорганическая химия. Лекция 21 Общая характеристика элементов VА-группы. Азот, слайд №26Общая и неорганическая химия. Лекция 21 Общая характеристика элементов VА-группы. Азот, слайд №27Общая и неорганическая химия. Лекция 21 Общая характеристика элементов VА-группы. Азот, слайд №28Общая и неорганическая химия. Лекция 21 Общая характеристика элементов VА-группы. Азот, слайд №29Общая и неорганическая химия. Лекция 21 Общая характеристика элементов VА-группы. Азот, слайд №30
Скачать

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать Общая и неорганическая химия. Лекция 21 Общая характеристика элементов VА-группы. Азот. Презентация содержит 30 слайдов. Презентации для любого класса можно скачать бесплатно. Если материал и наш сайт презентаций Вам понравились – поделитесь им с друзьями с помощью социальных кнопок и добавьте в закладки в своем браузере.

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1


Общая и неорганическая химия. Лекция 21 Общая характеристика элементов VА-группы. Азот
Описание слайда:
Общая и неорганическая химия. Лекция 21 Общая характеристика элементов VА-группы. Азот

Слайд 2


Элементы VA-группы
Описание слайда:
Элементы VA-группы

Слайд 3


Элементы VА-группы Общая электронная формула: […] ns 2 (n–1)d 10np 3
Описание слайда:
Элементы VА-группы Общая электронная формула: […] ns 2 (n–1)d 10np 3

Слайд 4


Простые в-ва N2(г) P4(т) As (т) Sb(т) Bi (т) N2 + HNO3(конц) 
Описание слайда:
Простые в-ва N2(г) P4(т) As (т) Sb(т) Bi (т) N2 + HNO3(конц) 

Слайд 5


Водородные соединения NH3 – уст. PH3 – неуст. AsH3 – SbH3 – (BiH3)
Описание слайда:
Водородные соединения NH3 – уст. PH3 – неуст. AsH3 – SbH3 – (BiH3)

Слайд 6


Водородные соединения
Описание слайда:
Водородные соединения

Слайд 7


Гидроксиды, кислоты
Описание слайда:
Гидроксиды, кислоты

Слайд 8


Оксиды
Описание слайда:
Оксиды

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
Описание слайда:
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.%
Описание слайда:
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.%

Слайд 11


Азот, фосфор Нитратин (чилийская селитра) NaNO3 Нитрокалит (индийская селитра) KNO3 Нашатырь NH4Cl
Описание слайда:
Азот, фосфор Нитратин (чилийская селитра) NaNO3 Нитрокалит (индийская селитра) KNO3 Нашатырь NH4Cl

Слайд 12


Мышьяк, сурьма, висмут Реальгар As4S4 Аурипигмент As2S3 Арсенопирит FeAsS Тетраэдрит Cul2As4S13 Антимонит (сурьмяный блеск) Sb2S3 Висмутин (висмутовый блеск) Bi2S3
Описание слайда:
Мышьяк, сурьма, висмут Реальгар As4S4 Аурипигмент As2S3 Арсенопирит FeAsS Тетраэдрит Cul2As4S13 Антимонит (сурьмяный блеск) Sb2S3 Висмутин (висмутовый блеск) Bi2S3

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
Описание слайда:
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

Слайд 14


Азот. Шкала степеней окисления
Описание слайда:
Азот. Шкала степеней окисления

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.
Описание слайда:
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.

Слайд 16


Получение и применение азота В промышленности: фракционная дистилляция сжиженного воздуха (жидкий кислород остается 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.)
Описание слайда:
Получение и применение азота В промышленности: фракционная дистилляция сжиженного воздуха (жидкий кислород остается 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
Описание слайда:
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.
Описание слайда:
Аммиак NH3 – бесцветный газ с резким запахом. Ядовит. Автопротолиз NH3 + NH3  NH2– + NH4+; Ks  10–33 (–50 С) NH3 – активный акцептор протонов.

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
Описание слайда:
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

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
Описание слайда:
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

Слайд 21


Окислительно-восстановительные свойства Горение 4 NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O (без кат.) 4 NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O (кат. Pt, Cr2O3) В водном растворе pH  7: 2 NH3·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 2 NH3·H2O + 2KMnO4 = N2 + 2MnO2 + 4H2O + 2KOH
Описание слайда:
Окислительно-восстановительные свойства Горение 4 NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O (без кат.) 4 NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O (кат. Pt, Cr2O3) В водном растворе pH  7: 2 NH3·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 2 NH3·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
Описание слайда:
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

Слайд 23


Синтез аммиака в промышленности
Описание слайда:
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
Описание слайда:
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

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)
Описание слайда:
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+;  = –0,23 В Гидразин как окислитель рН  7: N2H4·H2O + 3H2O + 2e  = 2 NH3·H2O + 2OH;  = +0,03 В рН  7: N2H5+ + 3H+ + 2e  = 2NH4+;  = +1,27 В 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
Описание слайда:
Окислительно-восстановительные свойства гидразина Гидразин как восстановитель рН  7: N2H4·H2O + 4OH 4e  = N2 + 5H2O;  = –1,12В рН  7: N2H5+ 4e  = N2 + 5H+;  = –0,23 В Гидразин как окислитель рН  7: N2H4·H2O + 3H2O + 2e  = 2 NH3·H2O + 2OH;  = +0,03 В рН  7: N2H5+ + 3H+ + 2e  = 2NH4+;  = +1,27 В 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 …
Описание слайда:
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 …

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; = –1,87 В 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
Описание слайда:
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; = –1,87 В 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). Протолиз в 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).
Описание слайда:
Азидоводород HN3 HN3 – бесцветная летучая жидкость, неограниченно растворимая в воде (при содержании в растворе свыше 3% масс. – взрывоопасен). Протолиз в 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).

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
Описание слайда:
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

Скачать

Похожие презентации
Mypresentation.ru
Загрузить презентацию