Кислородные соединения

Кислород Скачать презентацию
<< Характеристика элемента кислорода		Роль кислорода >>

V группа периодической системы	Распространенность и минералы	Распространенность и минералы	Открытие элементов	Диазот N2
Диазот N2				Связывание диазота N2
Водородные соединения N	Водородные соединения N	Водородные соединения N	Получение	ГАБЕР (Haber), Фриц 9 декабря 1868 г. – 29 января 1934 г. Нобелевская
ГАБЕР (Haber), Фриц 9 декабря 1868 г. – 29 января 1934 г. Нобелевская	Нобелевская премия по химии в 1918 г. была зарезервирована, но в	Получение	Свойства	Кислотно-основные св-ва в воде
Самоионизация	Нитриды	Ox-red реакции	Ox-red реакции	Термолиз солей аммония
Комплексы	Кислородные соединения N (все оксиды азота эндотермичны	Кислородные соединения N+1	Кислородные соединения N+1	Кислородные соединения N+2
Кислородные соединения N+3	Кислородные соединения N+3	Кислородные соединения N+3	Кислородные соединения N+3	Кислородные соединения N+4
Кислородные соединения N+4	Кислородные соединения N+4	Кислородные соединения N+4	Кислородные соединения N+5	Кислородные соединения N+5
HNO3	HNO3	Разложение нитратов при T	Галогениды N	Галогениды N
Галогениды N

Картинки из презентации «Кислородные соединения» к уроку химии на тему «Кислород»

Автор: Sergey Korenev. Чтобы познакомиться с картинкой полного размера, нажмите на её эскиз. Чтобы можно было использовать все картинки для урока химии, скачайте бесплатно презентацию «Кислородные соединения.ppt» со всеми картинками в zip-архиве размером 914 КБ.

Скачать презентацию

Кислородные соединения

содержание презентации «Кислородные соединения.ppt»

Сл	Текст	Сл	Текст
1	V группа периодической системы. 1.	17	Термолиз солей аммония. Соли кислот не окислителей HX (X =
2	Распространенность и минералы. N – 33 место, N2, nano3		Cl, Br, I), H2CO3, H3PO4 (NH4)2CO3 = 2NH3 + CO2 +2H2O NH4H2PO4 =
	(селитра) P – 13 место; ca3(po4)3 (фосфорит),		NH3 + H3PO4 Соли кислот окислителей (NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 +
	ca3(po4)2.Ca(oh,f)2 (апатит) as – 51 место, feass (арсенопирит)		4H2O NH4NO3 = N2O+ 2H2O (NH4)2SO4 = NH3 + NH4HSO4 3NH4HSO4 = N2
	sb – 59 место, sb2s3 (антимонит) bi – 60 место, bi2s3		+ NH3 + 3SO2 + 6H2O. 17.
	(висмутит). 2.	18	Комплексы. Fe3+, al3+, sn4+, sn2+ большее сродство к O, чем
3	Открытие элементов. N – 1772 г., англ. Кавендиш, Резерфорд +		к N fe3+ + 3NH3 + 3H2O = fe(oh)3 + 3NH4+ cu2+,ni2+, co2+, pd2+,
	Пристли, швед Шееле, француз Лавуазье; от греч. «отрицающий		pt2+, pt4+ большее сродство к N, чем к O cu2+ + 2NH3 + 2H2O =
	жизнь» P – 1669 г., немец Бранд, от греч. «несущий огонь» As -		cu(oh)2 + 2NH4+ cu(oh)2 + 4NH3 = [cu(nh3)4]2+ + 2OH-. 18.
	известен давно, от греч. «принадлежность к муж. роду» Sb –	19	Кислородные соединения N (все оксиды азота эндотермичны!!!).
	известен давно, от греч. «противник уединения» Bi – известен	19	19.
	давно, от древнегерманского слова «Wismuth» (белый металл). 3.	20	Кислородные соединения N+1. N2O – б/ц газ, мало реакц.
4	Диазот N2. Ткип = -196оС, плохо растворим в воде NH4Cl +		способен, н/р в воде NH4NO3 расплав = N2O + 2H2O (иногда взрыв!)
	NaNO2 = N2 + NaCl + 2H2O (T, в р-ре) NH4NO2 = 2 H2O + N2 + 334		N2O + 2H+ +2e- = N2 + H2O E0 = +1,77B, pH = 0 N2O + H2O + 2e- =
	кДж Тройная связь Е = 940 кДж/моль, оч. короткая, низкая		N2 + 2OH- E0 = +0,94B, pH = 14 Должен быть сильным окислителем
	поляризуемость N2 = 2N K298 = 10-120 (!!!) (K4000?C =		(поддерживает горение), но инертен (кинетика). 20.
	1.3·10-12). 4.	21	Кислородные соединения N+2. NO - б/ц газ, реакц.способен,
5	Связывание диазота N2. N2 + Li = Li3N при комнатной Т,		н/р в воде, парамагнитный 3Cu + 8HNO3 разб. = 3Cu(NO3)2 + 2NO +
	нитриды N2 + 3Mg = Mg3N2 при нагревании N2 + 3Ca = Ca3N2 при		4H2O А) Медиатор и регулятор функций организма - снижение
	нагревании N2 + O2 = 2NO большие затраты энергии Превращение		давления, передача нервных импульсов, имунная Б) ЭКОЛОГИЯ 2NO =
	атмосферного азота в аммиак осуществляется микроорганизмами		N2 + O2 (Cu+ на цеолите). 21.
	почвы, содержащими фермент нитрогеназу. При этом ежегодно на	22	Кислородные соединения N+3. NO + NO2 = N2O3 (смесь газов
	поверхности земли связывается около 150 млн. т азота в аммиак.		1:1) N2O3 – образует синию жидкость (Тпл.= -100оС), в газе
	5.		диссоциирует на NO и NO2 NO + NO2 + H2O = 2HNO2 (смесь газов
6	Водородные соединения N. -3: NH3 – аммиак -2: N2H4 –		1:1) NO + NO2 +2NaOH = 2NaNO2 + H2O. 22.
	гидразин -1: NH2OH – гидроксиламин -1/3: HN3 – азотоводородная	23	Кислородные соединения N+3. ДВОЙСВЕННОСТЬ Ox-Red СВОЙСТВ:
	к-та. 6.		HNO2 – сильный (и быстрый) окислитель HNO2 + H+ + e- = NO + H2O
7	Получение. Промышленное получение аммиака осуществляется по		E0 = +1,00 B NO2- + 2J- + 2H+ = 2NO + J2 + H2O HNO2 –
	реакции: N2 + 3H2 = 2NH3 процесс Габера; ?rH< 0, P, T,		восстановитель HNO3 + 3H+ + 2e- = HNO2 + H2O E0 = +0,94 B
	катализатор (Fe) на гетерогенных железных катализаторах и		Окисляется MnO4-, Cr2O72- до NO3- NO2- + 2MnO4- + 6H+ = 2Mn2+ +
	достигает ~ 130 млн.т в год. Эта реакция является основным		5NO3- + 3H2O. 23.
	источником связанного азота для производства удобрений. 7.	24	Кислородные соединения N+3. Донорные свойства NO2- : Нитро-
8	ГАБЕР (Haber), Фриц 9 декабря 1868 г. – 29 января 1934 г.		Нитрито- Mn+ :NO2- Mn+ :ONO- изомеры [(NH3)5Co(NO2)]Cl2
8	Нобелевская премия по химии, 1918 г. 8.		[(NH3)5Co(ONO)]Cl2 желтый коричневый Н3О+ Н3О+ Устойчив
9	Нобелевская премия по химии в 1918 г. была зарезервирована,		[(NH3)5Co(H2O)]3+. 24.
	но в следующем году эта премия была вручена Габеру «за синтез	25	Кислородные соединения N+4. NO2 – бурый,
	аммиака из составляющих его элементов». «Открытия Габера, сказал		реакционноспособный, парамагнитный газ, ядовит N2O4 –
	в своей речи при презентации А.Г. Экстранд, член Шведской		бесцветный, диамагнитный, Тпл=-11оС 2NO2 = N2O4 (K = 0,115 при
	королевской академии наук, – представляются чрезвычайно важными		25оС) Cu + 4HNO3 конц. = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O. 25.
	для сельского хозяйства и процветания человечества». Вручение	26	Кислородные соединения N+4. Диспропорционирование: 2NO2 +
	награды вызвало резкую критику со стороны ученых стран Антанты,		H2O = HNO3 + HNO2 (на холоду) 3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO (при Т)
	которые рассматривали Габера как военного преступника,		2NO2 + 2OH- = NO3- + NO2- + H2O (pH?7) 3HNO2 = NO3- + 2NO
	участвовавшего в создании химического оружия. 9.		(pH<7). 26.
10	Получение. Лабораторные способы: NH4Clконц + NaOHтв = NH3? +	27	Кислородные соединения N+5. N2O5 – б/ц тв., неустойчив,
	NaCl + H2O Для получения безводного NH3 перегоняют над щелочью		[NO2]+[NO3]-, в газе O2N-O-NO2, сильный окислитель 2HNO3 конц. +
	2NH3 + NaClO = N2H4 + NaCl + H2O (в щелочном растворе желатина).		P2O5 = 2HPO3 + N2O5 HNO3 – сильный окислитель Нитраты – сильные
	10.		окислители только в расплавах. 27.
11	Свойства. 11.	28	Кислородные соединения N+5. NO3- в нейтральной среде не
12	Кислотно-основные св-ва в воде. NH3 + H2O = NH4+ + OH- kb =		обладает окислительными свойствами! NO3- + 2H2О + 3e- = NO +
	1,8·10-5 N2H4 + H2O = N2H5+ + OH- kb = 10-6 N2H5+ + H2O = N2H62+		4ОН- E0 = -0,14 B NO3- + H2О + e- = NO2 + 2ОН- E0 = -0,86 B
	+OH- kb = 10-15 nh4cl – хлорид аммония n2h5cl – хлорид		Нитраты – сильные окислители в расплавах! 3KNO3 + 2FeCl3 + 10KOH
	гидразиния n2h6cl2 – дихлорид гидразиния. 12.		= 2K2FeO4 + 3KNO2 + 5H2O + 6KCl. 28.
13	Самоионизация. 2NH3 ж = NH4+ + NH2- K = 10-33 2N2H4 ж =	29	HNO3. 4HNO3 конц. = 4NO2 + O2 + 2H2O при нагревании Конц.
	N2H5+ + N2H3- K = 10-25 Naтв + NH3 ж = NaNH2 + ?H2 (катализатор		HNO3 окисляет S, P, C, J2 c образованием NO2 и H2SO4, H3PO4,
	Fe) Соли NaNH2 (амид), NaN2H3 (гидразинид) в воде полностью		CO2, HJO3 Продукты восстановления HNO3 разб. зависят от C, T и
	гидролизуются. Аналогично для Li2NH (имид), Li3N (нитрид). 13.		от восстановителя (почти всегда смесь!!!) 3Cu + 8HNO3 разб. =
14	Нитриды. Ионные Li3N, Mg3N2, Cu3N, Zn3N2 Полностью		3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O 4Mg + 10HNO3 разб. = 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 +
	гидролизуются водой Li3N + 3H2O = 3LiOH + NH3 Ковалентные Si3N4,		3H2O. 29.
	Ge3N4, в том числе со структурой алмаза AlN, GaN Инертные (нет	30	Разложение нитратов при T. NH4NO3 = N2O + 2H2O NaNO3 = NaNO2
	гидролиза), термически стабильные Металлоподобные TiNx, CrN,		+ 1/2O2 Щелочные и Щелочноземельные металлы и др. (в ряду
	Cr2N, Fe4N Инертные, тугоплавкие, твердые Катализаторы,		напряжений левее Mg) Pb(NO3)2 = PbO + 2NO2 + 1/2O2 (от Mg до Cu)
	полупроводники, конструкц. материалы. 14.		AgNO3 = Ag + NO2 + 1/2O2 (правее Cu). 30.
15	Ox-red реакции. NH3 – слабый восстановитель 8nh3(aq) + 3br2	31	Галогениды N. NF3 – УСТОЙЧИВ, ?fG0<0!!! NCl3 –
	= 6nh4br + N2 3cuoтв + 2NH3 г = 3cu + N2 + 3H2O (при T) 4NH3 +		взрывчатая, летучая жидкость NBr3 – очень неустойчив NJ3.NH3 –
	3O2 = 2N2 + 6H2O (без катализатора) 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O (с		ЧРЕЗВЫЧАЙНО ВЗРЫВООПАСЕН. 31.
	катализатором). 15.	32	Галогениды N. Гидролиз: NCl3 + H2O = NH3 + HClO NOГ (Г = F,
16	Ox-red реакции. N2H4 - ?fg0 >0, стабилен, т.К.		Cl, Br) нитрозилгалогениды NOГ + H2O = HNO2 + HГ NO2Г (F, Cl)
	Кинетически инертен; хороший восстановитель: ph=0: N2 + 5H+ +		нитрилгалогениды NO2Г + H2O = HNO3 + HГ Солеобразные соединения
	4e- = N2H5+ ?E = -0,23 B ph=14: N2 + 4H2O +2e- = N2H4 +4OH- ?E =		[NO]+X- (X = ClO4-, HSO4-) соли нитрозония [NO2]+X- (X = ClO4-,
	-1,16 B N2H4 + 2J2 = N2 + 4HJ N2H5+ + 4fe3+ = N2 + 4fe2+ + 5H+		HSO4-) соли нитрония [NO2]+[NO3]- нитрат нитрония. 32.
	N2H4 + O2 = N2 + 2H2O (алкилгидразины - ракетное топливо). 16.
«Кислородные соединения» \| Кислородные соединения.ppt

http://900igr.net/kartinki/khimija/Kislorodnye-soedinenija/Kislorodnye-soedinenija.html

cсылка на страницу

Кислород

другие презентации о кислороде

«Урок Фосфор» - 1682г- Р.Бойль в химической лаборатории при работе с фосфором. Какие сведения о фосфоре вам были известны до сегодняшнего урока? Р. Является жителем V-A подгруппы периодической системы химических элементов Д.И.Менделеева. Фосфор как элемент. Но такой собаки еще никто из нас, смертных, не видывал. Белый.

«Получение радиоактивных изотопов» - Радиоактивные изотопы в археологии. Элементы, не существующие в природе. Медицине. Биологии. Таким методом узнают возраст египетских мумий, остатков доисторических костров. Получают радиоактивные изотопы в атомных реакторах и на ускорителях элементарных частиц. Радиоактивные изотопы в медицине. Радиоактивные изотопы в биологии.

«Кислородные соединения» - 6. 10. Самоионизация. 5. 12. N – 1772 г., англ. 9. Получение. 4. Аналогично для Li2NH (имид), Li3N (нитрид). Диазот N2. 7. Свойства. 11. V группа периодической системы. Связывание диазота N2.

«Галогены 9 класс» - Друзья ? Не кто-нибудь!..» Фтор молчал и думал: «Эх!.. Автор проекта: Бубнова Е.В. Галоген я самый главный. Но румяным. Презентация учебного проекта для учащихся 9 класса по теме «Галогены». Что я могу узнать о галогенах? Ведь приду – окислю всех…». Хлор хвалился; «Нет мне равных! Бром разлился океаном, Хоть зловонным.

«Урок Соединения фосфора» - Раздаточный материал: таблица “Физические свойства белого и красного фосфора”. Реактивы – красный фосфор. Тестирующая программа по теме «Фосфор”. ЦОР (Опыт, иллюстрирующий переход красного фосфора в белый). CH 11_23_ 04 ЦОР (генетический ряд фосфора). Ход урока: Положение фосфора в Периодической системе Д.И.Менделеева.

«Щелочные металлы» - 2Na+O2=Na2O2 2K+O2=K2O2. H2. Химические свойства щелочных металлов. 2Na+2HCl=2NaCl+H2. 1s2|2s1. NaOH. =. Rb. Пероксиды. 1s2|2s22p6|3s23p6|4s1. 2. Li. 5s24d105p6|6s1. К. 1s2|2s22p6|3s23p6|4s23d104p6|5s1. 2na+s=na2s 2li+o2=li2o-оксид лития. Информационная модель на графах. Удобрения. Применение щелочных металлов.

Урок