Что такое findslide.org?

FindSlide.org - это сайт презентаций, докладов, шаблонов в формате PowerPoint.

Для правообладателей

Обратная связь

Email: Нажмите что бы посмотреть 

Яндекс.Метрика

Презентация на тему Азот: кислородные соединения. Особенности химии фосфора и элементов его подгруппы

Содержание

Свойства оксидов азота
Азот: кислородные соединения.Особенности химии фосфора и элементов его подгруппы Свойства оксидов азота Оксид диазота N2O N2O – бесцв. газ со слабым приятным запахом Монооксид азота NO NO – бесцв. газ, несолеобр. оксид, т. пл. –164 Триоксид диазота N2O3 N2O3 – термически неуст., жидк. синего цвета, т.пл. –100 Азотистая кислота HNO2 Протолиз в водном р-ре:HNO2 + H2O ⮀ NO2– + Окислительно-восстановительные свойства Окислительные свойстварН > 7: NO2–+ H2O + 2e − = Диоксид азота ·NO2 2NO2 ⮀ N2O4 бурый газ Получение В промышленности 2NO + O2 ⮀ 2NO2 2NO2 Пентаоксид диазота N2O5 N2O5 – бесцв. крист., гигроскопичен, т.пл. +41 °С, т.субл. Азотная кислота HNO3 HNO3 – бесцветная жидкость, дымящая на воздухе, т. пл. Окислительные свойства HNO3 NO3− + 2H+(конц.) + 1e − = = NO2 «Царская водка»: HNO3(к) + HCl(к) (1:3 по объему) 3HCl + HNO3 ⮀ Шкала степеней окисления фосфора P4O10, (HPO3)x, H4P2O7, H3PO4, PГ5, H[PF6] P4O6, H3PO3, Еще раз о полиморфизмеP(ж)P(г)P4P4P4P4 , P2Белый фосфор P4Красный фосфор PхЧерный фосфор (sp2, Дисмутация фосфора в щелочной средена холоду: 4P + 3NaOH(разб) + 3H2O = ФосфидыЭх РyСолеобразныеЭ – MIA,MIIA,Cu,ZnCa3P2 + 6H2O = = 2PH3↑ + 3Ca(OH)2КовалентныеAlPAlP + Фосфин PH3 PH3 (монофосфин) – ядовитый газ с отвратительным запахом. P2H4 (дифосфин) Кислородные кислоты Фосфорноватистая (фосфоновая) к-та, одноосновнаяH(PH2O2) + H2O ⮀ (PH2O2)− + H3O+; Строение кислородных кислот: sp 3H(P+IH2O2) фосфорноватистая к-таH2(P+IIIHO3) фосфористая к-таH3P+VO4 ортофосфорная к-таГипофосфит (фосфинат)-ионОртофосфат-ионФосфит(фосфонат)-ион Производные H3PO3 - ОВ Зарин Зоман VX Кислородные кислоты фосфораP2O5+3H2O=2H3PO4P2O5 + 1H2O = (2/x) (HPO3)xP2O5 + 2H2O = H4P2O7 Кислородные кислоты фосфора Кислородные кислоты фосфораH3PO4*12Mo(W)O3 фосформолибденовая и фосфорвольфрамовая кислоты как пример гетерополикислот Кислородные кислоты фосфораNa5P3O10 триполифосфаты - известные ПАВ, лиганды Комплекс триполифосфат-иона с ионом Строение оксидов: sp 3-гибридизацияP4P4O6P4O10Метафосфорная к-та (HPO3)x – тетраэдры, связанные углами Окислительно-восстановительные свойстварН < 7: H3PO2 + H2O –2e − = H3PO3 + Разделение сурьмы и висмута (сульфидный метод)Осаждение сульфидов (+H2S)+V As2S5 Sb2S5 Bi2S5+III As2S3 Sb2S3 Bi2S3(ПР ≈ 10–90 ÷ 10–105)2. Особенности химии висмутаBi + 6HNO3 = Bi(NO3)3 + 3NO2 + 3H2OBi(NO3)3 +
Слайды презентации

Слайд 2 Свойства оксидов азота

Свойства оксидов азота

Слайд 3 Оксид диазота N2O
N2O – бесцв. газ

Оксид диазота N2O N2O – бесцв. газ со слабым приятным запахом

со слабым приятным запахом и слабонаркотическим действием, т.пл. –91

°С, т.кип. –89 °С.
N2O – несолеобр. оксид, сильный окислитель.
Разложение:
2N2O = 2N2O + O2

Слайд 4 Монооксид азота NO
NO – бесцв. газ, несолеобр.

Монооксид азота NO NO – бесцв. газ, несолеобр. оксид, т. пл.

оксид, т. пл. –164 °С, т. кип.

–152 °С.
Димеризация:
2NO(г) ⮀ N2O2(ж)
Окисление:
2NO + O2 = 2NO2
Получение:
3Cu + 8HNO3 =
= 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O
3SO2 + 2HNO3 + 4H2O =
= 3H2SO4 + 2NO↑

Нитрозил-катион NO+:
соль (NO)HSO4

Слайд 5 Триоксид диазота N2O3
N2O3 – термически неуст.,

Триоксид диазота N2O3 N2O3 – термически неуст., жидк. синего цвета, т.пл.

жидк. синего цвета, т.пл. –100 °С, т.кип. +3 °С.


N2O3 – кислотный оксид.
Дисмутация:
N2O3 = NO + NO2
25 °С: η = 90%
120 °С: η = 100%
N2O3 +H2O =
= HNO3 + NO

⮃

Ст. окисл. ONII–NIVO2
(NO+)(NO2−) нитрит нитрозила

Слайд 6 Азотистая кислота HNO2
Протолиз в водном р-ре:
HNO2

Азотистая кислота HNO2 Протолиз в водном р-ре:HNO2 + H2O ⮀ NO2–

+ H2O ⮀ NO2– + H3O+; KK = 5,13

· 10–4
Устойчивы соли MIANO2, MIIA(NO2)2
Гидролиз: NO2– + H2O ⮀ HNO2 + OH–; рН > 7

⮀

–ONO (нитрито-)

–NO2 (нитро-)

sp 2

Слайд 7 Окислительно-восстановительные свойства
Окислительные свойства
рН > 7: NO2–+ H2O

Окислительно-восстановительные свойства Окислительные свойстварН > 7: NO2–+ H2O + 2e −

+ 2e − = NO + 2OH−;
ϕ° =

–0,45 В
рН < 7: HNO2 + H+ + 2e − = NO + H2O;
ϕ° = +1,00 В
Восстановительные свойства
рН > 7: NO2– + 2OH− – 2e − = NO3– + H2O;
ϕ° = +0,01 В
рН < 7: HNO2 + H2O – 2e − = NO3– +3H+;
ϕ° = +0,93 В

Слайд 8 Диоксид азота ·NO2
2NO2 ⮀ N2O4

Диоксид азота ·NO2 2NO2 ⮀ N2O4 бурый газ ⮀

бурый газ ⮀ бесцв. жидк.
N2O4(ж) ⮀

(NO+)(NO3−)

Дисмутация:
3N2O4 + 2H2O = 4HNO3 + 2NO
3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO

2NO2 + 2KOH =
= KNO3 + KNO2 + H2O

sp 2

sp

(NO2+)ClO4– перхлорат нитроила

Слайд 9 Получение
В промышленности
2NO + O2

Получение В промышленности 2NO + O2 ⮀ 2NO2 2NO2 + O2

⮀ 2NO2
2NO2 + O2 + H2O =

2 HNO3
В лаборатории
Cu + 4HNO3(конц) =
= Cu(NO3)2 + H2O + 2NO2 ↑
(c примесями)
2Pb(NO3)2 = 2PbO + 4NO2↑ + O2↑ (+t)
2NO2 ⮀ N2O4 (–t)
2N2O4 + H2O = 2HNO3 + N2O3

Слайд 10 Пентаоксид диазота N2O5
N2O5 – бесцв. крист.,

Пентаоксид диазота N2O5 N2O5 – бесцв. крист., гигроскопичен, т.пл. +41 °С,

гигроскопичен, т.пл. +41 °С, т.субл. +32 °С.
N2O5 –

сильнейший окислитель.
Получение:
2NO2 + O3 = N2O5 + O2
4HNO3 + P4O10 =
= (HPO3)4 + 2N2O5

sp 2

sp 2

O

(NO2+)(NO3−) – нитрат нитроила


Слайд 11 Азотная кислота HNO3
HNO3 – бесцветная жидкость, дымящая

Азотная кислота HNO3 HNO3 – бесцветная жидкость, дымящая на воздухе, т.

на воздухе, т. пл. –41,6 °С, т.кип. +82,6 °С,

гигроскопична, неогранич. р-рима в воде.
HNO3 – сильная к-та:
HNO3 + H2O = NO3– + H3O+
Разложение на свету:
4HNO3 = 4NO2 + O2 + H2O

sp 2

Слайд 12 Окислительные свойства HNO3
NO3− + 2H+(конц.) + 1e

Окислительные свойства HNO3 NO3− + 2H+(конц.) + 1e − = =

− =
= NO2 + H2O; ϕ° = +0,77В

NO3− + 4H+(разб.) + 3e − =
= NO + 2H2O; ϕ° = +0,96 В

NO3− + 10H+(оч.разб.) + 8e − =
= NH4+ + 3H2O; ϕ° = +0,88 В

Продукты взаимодействия железа и HNO3

Слайд 13 «Царская водка»: HNO3(к) + HCl(к) (1:3 по объему)

«Царская водка»: HNO3(к) + HCl(к) (1:3 по объему) 3HCl + HNO3

3HCl + HNO3 ⮀ NOCl + 2[Cl0] + H2O

Au + 4HCl + HNO3 = H[AuCl4] + NO↑ + 2H2O
3Pt + 18HCl + 4HNO3 = 3H2[PtCl6] + 4NO↑ + 8H2O

Термическое разложение нитратов

MNO3


MNO2 + O2 (до Mg)

MO + NO2 + O2 (Mg-Cu)

M + NO2 + O2 (Ag, Au, Hg…)

Слайд 14 Шкала степеней окисления фосфора
P4O10, (HPO3)x, H4P2O7, H3PO4,

Шкала степеней окисления фосфора P4O10, (HPO3)x, H4P2O7, H3PO4, PГ5, H[PF6] P4O6,

PГ5, H[PF6]
P4O6, H3PO3, HPO32–, PF3
H(PH2O2), PH2O2–
P

(P4, Px), P2

PH3, PH4+, Na3P, Mg3P2, AlP

Слайд 15 Еще раз о полиморфизме
P(ж)
P(г)
P4
P4
P4
P4 , P2

Белый фосфор P4
Красный фосфор

Еще раз о полиморфизмеP(ж)P(г)P4P4P4P4 , P2Белый фосфор P4Красный фосфор PхЧерный фосфор

Pх
Черный фосфор (sp2, тип графита)
«Металлический» фосфор
Т-ра вспышки: белый ф.

+34 °С, красный ф. +240 °С, черный ф. +400 °С

Слайд 16 Дисмутация фосфора в щелочной среде
на холоду:
4P

Дисмутация фосфора в щелочной средена холоду: 4P + 3NaOH(разб) + 3H2O

+ 3NaOH(разб) + 3H2O = 3NaH2P+IO2 + P–IIIH3↑
P

+ 3H2O + 3e − = PH3 + 3OH–
P + 2OH– – 1e − = H2PO2– (гипофосфит-ион)
при нагревании:
2P + 2NaOH(конц) + H2O = Na2HP+IIIO3 + P–IIIH3↑
P + 3H2O + 3e − = PH3 + 3OH–
P + 5OH– – 3e − = HPO33– + 3H2O (фосфит-ион)
Получение
прокаливание фосфорита с углем и песком
2Ca3(PO4)2 + 10C + 6SiO2 = 2P2↑ + 10CO↑ + 6CaSiO3

Слайд 17 Фосфиды
Эх Рy
Солеобразные
Э – MIA,MIIA,Cu,Zn
Ca3P2 + 6H2O =
=

ФосфидыЭх РyСолеобразныеЭ – MIA,MIIA,Cu,ZnCa3P2 + 6H2O = = 2PH3↑ + 3Ca(OH)2КовалентныеAlPAlP

2PH3↑ + 3Ca(OH)2
Ковалентные
AlP
AlP + 3H2O =
= Al(OH)3 +

PH3↑

Металлоподобные
(для d-элементов)
Fe3P, Fe2P, FeP, FeP2

Слайд 18 Фосфин PH3
PH3 (монофосфин) – ядовитый газ

Фосфин PH3 PH3 (монофосфин) – ядовитый газ с отвратительным запахом. P2H4

с отвратительным запахом.
P2H4 (дифосфин) – аналог гидразина.
Получение:
Zn3P2

+ 6H2O =
= 2PH3↑ + 3Zn(OH)2
PH4I + H2O = PH3↑ + HI
Реакции дисмутации в р-ре щелочи
Восст. свойства:
8AgNO3 + PH3 + 4H2O =
= 8Ag↓ + H3PO4 + 8HNO3

sp 3 – гибридизация

PH4+ - катион фосфония
Соли: PH4ClO4, PH4Cl …
PH4+ + H2O = PH3↑ + H3O+

Слайд 19 Кислородные кислоты
Фосфорноватистая (фосфоновая) к-та, одноосновная
H(PH2O2) + H2O

Кислородные кислоты Фосфорноватистая (фосфоновая) к-та, одноосновнаяH(PH2O2) + H2O ⮀ (PH2O2)− +

⮀ (PH2O2)− + H3O+; KK = 7,94·10–2
Фосфористая (фосфиновая)

к-та, двухосновная
H2(PHO3) + H2O ⮀ H(PHO3)− + H3O+; KK = 1,00·10–2
H(PHO3)– + H2O ⮀ (PHO3)2− + H3O+; KK = 2,57·10–7
Ортофосфорная к-та, трехосновная
H3PO4 + H2O ⮀ H2PO4− + H3O+; KK = 7,24·10–3
H2PO4− + H2O ⮀ HPO42− + H3O+; KK = 6,17·10–8
HPO42− + H2O ⮀ PO43− + H3O+; KK = 4,57·10–13

Дифосфорная к-та H4P2O7
Полиметафосфорная к-та (HPO3)x

Слайд 20 Строение кислородных кислот: sp 3
H(P+IH2O2) фосфорноватистая к-та
H2(P+IIIHO3) фосфористая

Строение кислородных кислот: sp 3H(P+IH2O2) фосфорноватистая к-таH2(P+IIIHO3) фосфористая к-таH3P+VO4 ортофосфорная к-таГипофосфит (фосфинат)-ионОртофосфат-ионФосфит(фосфонат)-ион

к-та
H3P+VO4 ортофосфорная к-та
Гипофосфит (фосфинат)-ион
Ортофосфат-ион
Фосфит(фосфонат)-ион

Слайд 21 Производные H3PO3 - ОВ
Зарин Зоман VX

Производные H3PO3 - ОВ Зарин Зоман VX

Слайд 22 Кислородные кислоты фосфора
P2O5+3H2O=2H3PO4
P2O5 + 1H2O = (2/x) (HPO3)x
P2O5

Кислородные кислоты фосфораP2O5+3H2O=2H3PO4P2O5 + 1H2O = (2/x) (HPO3)xP2O5 + 2H2O = H4P2O7

+ 2H2O = H4P2O7

Слайд 23 Кислородные кислоты фосфора

Кислородные кислоты фосфора

Слайд 24 Кислородные кислоты фосфора
H3PO4*12Mo(W)O3 фосформолибденовая и фосфорвольфрамовая кислоты как

Кислородные кислоты фосфораH3PO4*12Mo(W)O3 фосформолибденовая и фосфорвольфрамовая кислоты как пример гетерополикислот

пример гетерополикислот

Слайд 25 Кислородные кислоты фосфора
Na5P3O10 триполифосфаты - известные ПАВ, лиганды

Кислородные кислоты фосфораNa5P3O10 триполифосфаты - известные ПАВ, лиганды Комплекс триполифосфат-иона с


Комплекс триполифосфат-иона с ионом металла - комплексообразователя M3+
Фосфорноватая кислота

H4P2O6,
Соли – гипофосфаты
H3PO4+H3PO3 = H4P2O6 + H2O

Слайд 26 Строение оксидов: sp 3-гибридизация
P4
P4O6
P4O10
Метафосфорная к-та (HPO3)x – тетраэдры,

Строение оксидов: sp 3-гибридизацияP4P4O6P4O10Метафосфорная к-та (HPO3)x – тетраэдры, связанные углами

связанные углами

Слайд 27 Окислительно-восстановительные свойства
рН < 7: H3PO2 + H2O –2e

Окислительно-восстановительные свойстварН < 7: H3PO2 + H2O –2e − = H3PO3

− = H3PO3 + 2H+
ϕ° = –0,49 В
рН

> 7: H2PO2− + 3 OH− –2e − = HPO32− + 2H2O
ϕ° = –1,57 В
рН < 7: H3PO3 + H2O –2e − = H3PO4 + 2H+
ϕ° = –0,28 В
рН > 7: HPO32− + 3 OH− –2e − = PO43− + 2H2O
ϕ° = –1,12 В

Пример:
H3PO3 + 2AgNO3 + H2O = H3PO4 + 2Ag + 2HNO3 разб

Слайд 28 Разделение сурьмы и висмута (сульфидный метод)
Осаждение сульфидов (+H2S)
+V As2S5 Sb2S5 Bi2S5
+III As2S3 Sb2S3 Bi2S3
(ПР

Разделение сурьмы и висмута (сульфидный метод)Осаждение сульфидов (+H2S)+V As2S5 Sb2S5 Bi2S5+III As2S3 Sb2S3 Bi2S3(ПР ≈ 10–90 ÷

≈ 10–90 ÷ 10–105)
2. Растворение (+Na2S)
Sb2S5(т) + S2– ⭢

[SbS4]3–
Sb2S3(т) + S2– ⭢ [SbS3]3–
Bi2S3(т) + S2– ≠

3. Осаждение (+HCl)

[SbS4]3– + H3O+ ⭢ Sb2S5(т) + H2S↑
[SbS3]3– + H3O+ ⭢ Sb2S3(т) + H2S↑

  • Имя файла: azot-kislorodnye-soedineniya-osobennosti-himii-fosfora-i-elementov-ego-podgruppy.pptx
  • Количество просмотров: 144
  • Количество скачиваний: 0
- Предыдущая Иностранные инвестиции в развитии региона РК
Следующая - Йододефицитные заболевания и их медицинские социально-экономические последствия

Похожие презентации

Алюминий Алюминий 145
Окислительно-восстановительные реакции Окислительно-восстановительные реакции 142
Презентация Важнейшие соединения серы Презентация Важнейшие соединения серы 124
Современные углеродные наноматериалы: технологии получения и применения в промышленности Современные углеродные наноматериалы: технологии получения и применения в промышленности 131
Презентация по химии Соляная кислота и ее свойства Презентация по химии Соляная кислота и ее свойства 120
Радиоактивные превращения. Закон радиоактивного распада Радиоактивные превращения. Закон радиоактивного распада 115
Интерфероны – универсальные противовирусные средства Интерфероны – универсальные противовирусные средства 108
Классификация спиртов Классификация спиртов 166
Закономерности измененияхимических свойств элементови их соединений по периодам и группам Закономерности измененияхимических свойств элементови их соединений по периодам и группам 196
Презентация Презентация 139
Использование лекарственных растений в повседневной жизни Использование лекарственных растений в повседневной жизни 94
Презентация химическая жизнь карбоновых кислот Презентация химическая жизнь карбоновых кислот 132
Алмаз. Внутренняя структура алмаза Алмаз. Внутренняя структура алмаза 135
Презентация по Химии на тему 150 лет Периодической системе Д.И.Менделеева (11класс) Презентация по Химии на тему 150 лет Периодической системе Д.И.Менделеева (11класс) 179
Взаимосвязь между классами неорганических соединений Взаимосвязь между классами неорганических соединений 103
Кислоты Кислоты 150
Подгруппа азота Подгруппа азота 152
катализ катализ 152
Лекція № 2 Білкові системи: характеристика, використання фізико-хімічних властивостей у виробництві харчових продуктів Лекція № 2 Білкові системи: характеристика, використання фізико-хімічних властивостей у виробництві харчових продуктів 98
Презентация по теме Алюминий Презентация по теме Алюминий 117
Исследование химического состава шоколада и способов его приготовления Исследование химического состава шоколада и способов его приготовления 117
УРОК в 8 классе основания УРОК в 8 классе основания 118
Определение кальция в продуктах питания Определение кальция в продуктах питания 104
Новые книги по теме Общая и неорганическая химия Новые книги по теме Общая и неорганическая химия 107
Учебники Учебники 118
Презентация Зубы в сладкой ванне Презентация Зубы в сладкой ванне 112
Ферменты Ферменты 120
Презентация по химий на тему Сутек элементі (8 класс) Презентация по химий на тему Сутек элементі (8 класс) 167
Металлы. Химические и физические свойства металлов Металлы. Химические и физические свойства металлов 138
Types of chemical bonds in crystals Types of chemical bonds in crystals 126