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: 173
  • Количество скачиваний: 0
- Предыдущая Иностранные инвестиции в развитии региона РК
Следующая - Йододефицитные заболевания и их медицинские социально-экономические последствия

Похожие презентации

Кислоты Путешествие в мир кислот Кислоты Путешествие в мир кислот 174
Химия табачного дыма Химия табачного дыма 156
Сплавы Сплавы 113
Химия в сельском хозяйстве. Химия в сельском хозяйстве. 327
Степень окисления Степень окисления 128
119
Общая характеристика обмена веществ и превращения энергии в организме Общая характеристика обмена веществ и превращения энергии в организме 148
Химические свойства алканов Химические свойства алканов 147
Презентация внеклассного мероприятия по химии в 8 классе по теме: Посвящение в химики Презентация внеклассного мероприятия по химии в 8 классе по теме: Посвящение в химики 165
Презентация по химии за 9 класс на тему Водород. Вода.. Презентация по химии за 9 класс на тему Водород. Вода.. 207
Презентация по химии по теме Строение атома Презентация по химии по теме Строение атома 141
Химия и производство. Химическая промышленность и химическая технология Химия и производство. Химическая промышленность и химическая технология 137
Классификация химических реакций, протекающих в организме человека Классификация химических реакций, протекающих в организме человека 133
Характеристика щелочных металлов Характеристика щелочных металлов 133
Что такое химия Что такое химия 177
Д. И. Менделеев и его работы. Д. И. Менделеев и его работы. 154
Решение задач на вывод формул органических веществ относительно плотности Решение задач на вывод формул органических веществ относительно плотности 184
Фёдор Фёдорович Бейльштейн Фёдор Фёдорович Бейльштейн 145
Химические свойства бензола Химические свойства бензола 209
Жидкие вещества Жидкие вещества 132
Цветные качественные реакции, как способ химического кодирования документов Цветные качественные реакции, как способ химического кодирования документов 120
Профессии, связанные с химией Профессии, связанные с химией 118
Азот. Аммиак Азот. Аммиак 218
Характеристика азота как химического элемента и простого вещества Характеристика азота как химического элемента и простого вещества 162
Химические волокна Химические волокна 127
Сера Сера 255
Урок химии Серная кислота и её свойства Урок химии Серная кислота и её свойства 166
Презентация по химии на тему Построение пластмассы Презентация по химии на тему Построение пластмассы 153
Использование Диофантовых уравнений при решении задач в математике и химии Использование Диофантовых уравнений при решении задач в математике и химии 169
Презентация по теме Природные источники углеводородов дисциплины ОП.09 Органическая химия, специальности 33.02.01 Фармация, СПО Презентация по теме Природные источники углеводородов дисциплины ОП.09 Органическая химия, специальности 33.02.01 Фармация, СПО 145