X
Код презентации скопируйте его
Общая характеристика элементов VA-группы. Азот
Скачать эту презентацию
![Элементы VА-группы Общая электронная формула: […] ns 2 (n–1)d 10np 3 Степени ...](https://bigslide.ru/images/18/17264/831/img2.jpg "Элементы VА-группы Общая электронная формула: […] ns 2 (n–1)d 10np 3 Степени ...")
Презентация на тему Общая характеристика элементов VA-группы. Азот
Скачать эту презентациюCлайд 1
Общая и неорганическая химия. Лекция 21 Общая характеристика элементов VА-группы. Азот
Cлайд 2
Элементы VA-группы Элемент N P As Sb Bi z 7 15 33 51 83 Ar 14,007 30,97 74,92 121,75 208,98 3,07 2,32 2,11 1,82 1,67
Cлайд 3
![Элементы VА-группы Общая электронная формула: […] ns 2 (n–1)d 10np 3 Степени ...](https://bigslide.ru/images/18/17264/960/img2.jpg "Элементы VА-группы Общая электронная формула: […] ns 2 (n–1)d 10np 3 Степени ...")
Элементы VА-группы Общая электронная формула: […] ns 2 (n–1)d 10np 3 Степени окисления: –III, 0, +III, +V Валентные возможности: N – 3, 4; P, As, Sb, Bi – 3 6
Cлайд 4
Простые в-ва N2(г) P4(т) As (т) Sb(т) Bi (т) N2 + HNO3(конц) 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 + …
Cлайд 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+
Cлайд 6
Водородные соединения Аномалии свойств аммиака: водородные связи NH3 ··· NH3 ··· NH3 ··· NH3 PH3 AsH3 SbH3 т. пл., С –77,75 –133,8 –116,92 –94,2 т. кип., С –33,4 –87,42 –62,47 –18,4
Cлайд 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 Амфотерный гидроксид
Cлайд 8
Оксиды Э2О3 Э2О5 N2O3(г, ж) неуст P4O6(т) As4O6(т) Sb2O3(т) Bi2O3(т) N2O5(г, ж, т) неуст P4O10(т) As2O5(т) Sb2O5(т) Bi2O5
Cлайд 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
Cлайд 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)
Cлайд 11
Нитратин (чилийская селитра) NaNO3 Нитрокалит (индийская селитра) KNO3 Нашатырь NH4Cl Апатит 3Ca3(PO4)2·Ca(Cl,OH,F)2 Фосфорит Ca3(PO4)2 Фторапатит 3Ca3(PO4)2·CaF2 Азот, фосфор
Cлайд 12
Мышьяк, сурьма, висмут Реальгар As4S4 Аурипигмент As2S3 Арсенопирит FeAsS Тетраэдрит Cul2As4S13 Антимонит (сурьмяный блеск) Sb2S3 Висмутин (висмутовый блеск) Bi2S3 Редкие минералы Анимикит (Ag, Sb) Арсенопалладинит Pd3As Геверсит PtSb2 Стибиопалладинит Pd3Sb
Cлайд 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
Cлайд 14
Азот. Шкала степеней окисления 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
Cлайд 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)
Cлайд 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.)
Cлайд 17
Водородные соединения азота NH3 N2H4 NH2OH HN3 G обр. , кДж/моль –16 (г) устойчив +159 (г), +149 (ж) разл. до NH3 и N2 –17 (т) разл. до NH3, N2 и H2O +328 (г), +327 (ж) разл. до N2 и H2 т. пл., С –77,75 +1,4 +32 –80 т. кип., С –33,4 +113,5 +58 (вак.) +35,7
Cлайд 18
Аммиак NH3 – бесцветный газ с резким запахом. Ядовит. Автопротолиз NH3 + NH3 NH2– + NH4+; Ks 10–33 (–50 С) NH3 – активный акцептор протонов. sp 3 –гибридизация = 2,46 Д
Cлайд 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 Получение аммиака. «Фонтан» (видео)
Cлайд 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
Cлайд 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
Cлайд 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
Cлайд 23
Синтез аммиака в промышленности
Cлайд 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 = 1,85 Д sp 3, sp 3 –гибридизация
Cлайд 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)
Cлайд 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
Cлайд 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 … sp 3,sp 3 –гибридизация
Cлайд 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
Cлайд 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). тип гибридизации sp 2, sp , , , , тип гибридизации sp, sp Таутомерия = 0,85 Д
Cлайд 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
