Кислородные соединения |
Кислород
Скачать презентацию |
||
<< Характеристика элемента кислорода | Роль кислорода >> |
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 презентациюСл | 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. | ||
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 | |
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 |
«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.