Химия элементов VIA группы

Содержание

1. Химия элементов VIA группы
2. SO2Tпл. = –75,5 oC, Tкип. = –10
3. Равновесия в воде:SO2газ + xH2O = SO2.xH2O K 1SO2.xH2O = H2SO3 + (x-1)H2O K
4. Диспропорционирование:4SO32– = S2– + 3SO42– (при нагревании)Окисление
5. Кислородные соединения S6+SO2 + 1/2O2 = SO3
6. SO3 + H2O = H2SO4 (бурная реакция)xSO3
7. Реакция с большим выделением тепла:H2SO4 ж +
8. Кислородные кислоты S, Se и Те
9. Кислородные кислоты со связью S–S
10. Слайд 10
11. Химия элементов VA группы (пниктогены или пникти́ды)
12. Простые вещества, и основные степени окисленияns2np3N2 N≡NХимия
13. Простые вещества, и основные степени окисленияns2np3+5 H3PO4, PF5+3 Na2HPO3, PCl3+1 KH2PO20 P4-3 Ca3P2, PH3
14. Простые вещества, и основные степени окисленияns2np3As –
15. Простые вещества, и основные степени окисленияns2np3Bi –
16. Распространенность и минералыN – 18 место, N2
17. Открытие элементовN – 1772 г., англ. Кавендиш,
18. Слайд 18
19. K2Cr2O7 + (NH4)2SO4 = (NH4)2Cr2O7 + K2SO4(NH4)2Cr2O7 →(t) Cr2O3 + N2↑ +
20. Диазот N2Ткип. = –196 оС, плохо растворим
21. Связывание диазота N2N2 + Li = Li3N
22. «Связывание» азота 6Ti + N2 → 2TiN,2B + N2 →2BN,CaC2 +
23. Водородные соединения N–3: NH3 – аммиак–2: N2H4 – гидразин–1: NH2OH – гидроксиламин–1/3: HN3 – азотоводородная к-та
24. Получение в лабораторииNH4Clконц + NaOHтв = NH3↑
25. НитридыИонные Li3N, Mg3N2, Cu3N, Zn3N2Полностью гидролизуются водой:Li3N
26. Свойства аммиакNH3 + H2O → NH4+ + OH−; Kb=1,8·10−5
27. NH3 – слабый восстановитель8NH3(aq) + 3Br2 =
28. Термолиз солей аммонияСоли кислот не окислителейHX (X
29. Fe3+, Al3+, Sn4+, Sn2+ большее сродство к
30. Скачать презентанцию

SO2Tпл. = –75,5 oC, Tкип. = –10 oC, хорошо растворим в воде (10%)Получение:В промышленности – обжиг сульфидов: ZnS + 3/2O2 = ZnO + SO24FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

Главная
Разное
Химия элементов VIA группы

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1Химия элементов VIA группы

Слайд 2SO2
Tпл. = –75,5 oC, Tкип. = –10 oC, хорошо растворим

в воде (10%)
Получение:
В промышленности – обжиг сульфидов:
ZnS + 3/2O2

= ZnO + SO2
4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2 (90% производства)

В лаборатории:
Na2SO3 + 2HCl = 2NaCl + SO2 + H2O
Cu + 2H2SO4 конц = CuSO4 + SO2 + 2H2O

S4+

SO2Tпл. = –75,5 oC, Tкип. = –10 oC, хорошо растворим в воде (10%)Получение:В промышленности – обжиг

Слайд 3
Равновесия в воде:
SO2газ + xH2O = SO2.xH2O K 1
SO2.xH2O =

H2SO3 + (x-1)H2O K

щелочью:
2NaOH + SO2 = Na2SO3 + H2O сульфит
NaOH + SO2 = NaHSO3 гидросульфит

Кислородные соединения S4+

Равновесия в воде:SO2газ + xH2O = SO2.xH2O K 1SO2.xH2O = H2SO3 + (x-1)H2O K

Слайд 4Диспропорционирование:
4SO32– = S2– + 3SO42– (при нагревании)
Окисление (S4+

S6+):
SO2 + 1/2O2 = SO3 (для синтеза H2SO4)

Na2SO3 + 1/2O2 = Na2SO4 (медленно)
SO2 + ОКИСЛИТЕЛЬ + H+ = SO42–
(MnO4–, Cr2O7–, ClO3–, Cl2, Br2, I2, H2O2)
Восстановление:
SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O

Кислородные соединения S4+

Диспропорционирование:4SO32– = S2– + 3SO42– (при нагревании)Окисление (S4+ S6+): SO2 + 1/2O2 = SO3

Слайд 5Кислородные соединения S6+
SO2 + 1/2O2 = SO3 + Q (Pt,

Cr2O3, Fe2O3)
для SO3 Tпл. = 16,9 oC, Tкип. = 44,8

в газе

в жидкости

в твердом состоянии

Кислородные соединения S6+SO2 + 1/2O2 = SO3 + Q (Pt, Cr2O3, Fe2O3) для SO3 Tпл. = 16,9 oC,

Слайд 6SO3 + H2O = H2SO4 (бурная реакция)
xSO3 + H2SO4 =

xSO3.H2SO4 (олеум)
x = 1 (45% SO3)

H2S2O7 дисерная (пиросерная) кислота (Тпл

= 35 оС)
При нагревании:
2NaHSO4 тв= Na2S2O7 + H2O

Кислородные соединения S6+

SO3 + H2O = H2SO4 (бурная реакция)xSO3 + H2SO4 = xSO3.H2SO4 (олеум)x = 1 (45% SO3)H2S2O7 дисерная

Слайд 7Реакция с большим выделением тепла:
H2SO4 ж + xH2O = H2SO4.xH2O

Кислородные соединения S6+
H2SO4 – Тпл = 10 оС; сильная кислота

в воде; дегидратирующие свойства, соли – сульфаты

Реакция с большим выделением тепла:H2SO4 ж + xH2O = H2SO4.xH2O Кислородные соединения S6+H2SO4 – Тпл = 10

Слайд 8Кислородные кислоты S, Se и Те

Слайд 9Кислородные кислоты со связью S–S

Слайд 10

Слайд 11Химия элементов VA группы (пниктогены или пникти́ды)

Слайд 12Простые вещества, и основные степени окисления
ns2np3
N2 N≡N
Химия азота богата на

количество соединений с различными степенями окисления.
9 степеней окисления! От

– 3 до +5.

Основные: +5 (нитраты – NO3-)
+4 (NO2)
+3 (нитриты – NO2-)
+2 (NO)
+1 (N2O)
0 (N2)
-3 (NH3)

Для азота нет валентности - ?

5 не бывает! Потому что, валентность это количество обобществленных заполненных орбиталей.
А у азота их только 4! Максимальная валентность 4!

P4 – белый фосфор (куб./ромб.), пары.
Pn – красный фосфор, черный фосфор.

Металлический фосфор
При 8,3·1010 Па чёрный фосфор переходит в новую, ещё более плотную и инертную металлическую фазу с плотностью 3,56 г/см³, а при дальнейшем повышении давления до 1,25·1011 Па — ещё более уплотняется и приобретает кубическую кристаллическую решётку, при этом его плотность возрастает до 3,83 г/см³. Металлический фосфор очень хорошо проводит электрический ток.

Здесь нет металлического фосфора. Есть «желтый» - смесь красного и белого!

Простые вещества, и основные степени окисленияns2np3N2 N≡NХимия азота богата на количество соединений с различными степенями окисления. 9

Слайд 13Простые вещества, и основные степени окисления
ns2np3
+5 H3PO4, PF5
+3 Na2HPO3, PCl3
+1 KH2PO2
0 P4
-3 Ca3P2, PH3

Слайд 14Простые вещества, и основные степени окисления
ns2np3
As – мышьяк, arsenicum
Соли –

арсениды, арсениты, арсенаты.
Sb – сурьма, stibium (лат), antimony (англ)
Соли –

стибиды, стибиты, стибаты.

Неправильно – антимонаты.

Asn, Sbn - полимеры.

+5 H3AsO4, SbCl5
+3 AsCl3
0 Asn
-3 Na3Sb, AsH3

Простые вещества, и основные степени окисленияns2np3As – мышьяк, arsenicumСоли – арсениды, арсениты, арсенаты.Sb – сурьма, stibium (лат),

Слайд 15Простые вещества, и основные степени окисления
ns2np3
Bi – висмут, bismuthum.
Самый «тяжелый»

нерадиоактивый металл.
+5 NaBiO3 (сильный окислитель в кислой среде)
+3 Bi2S3, BiOCl
0 Bi
-3 BiH3

Простые вещества, и основные степени окисленияns2np3Bi – висмут, bismuthum.Самый «тяжелый» нерадиоактивый металл.+5 NaBiO3 (сильный окислитель в кислой среде)

Слайд 16Распространенность и минералы
N – 18 место, N2 (78%об. атмосферы), NaNO3

(селитра)
P – 13 место; Ca3(PO4)3 (фосфорит), Ca3(PO4)2.Ca(OH,F)2 (апатит)
As – 51

место, FeAsS
(арсенопирит)
Sb – 59 место, Sb2S3
(антимонит)
Bi – 60 место, Bi2S3
(висмутит)

Распространенность и минералыN – 18 место, N2 (78%об. атмосферы), NaNO3 (селитра)P – 13 место; Ca3(PO4)3 (фосфорит), Ca3(PO4)2.Ca(OH,F)2

Слайд 17Открытие элементов
N – 1772 г., англ. Кавендиш, Пристли, Резерфорд, швед

Шееле. Назвал француз Лавуазье: azote от греч. «отрицающий жизнь».
P –

1669 г., немец Бранд, от греч. «несущий огонь».
As – известен давно, arsenicum от греч. «принадлежность к муж. роду».
Sb – известен давно, от греч. «противник уединения».
Bi – известен давно, от древнегерманского слова «Wismuth» (белый металл).

Открытие элементовN – 1772 г., англ. Кавендиш, Пристли, Резерфорд, швед Шееле. Назвал француз Лавуазье: azote от греч.

Слайд 18

Слайд 19K2Cr2O7 + (NH4)2SO4 = (NH4)2Cr2O7 + K2SO4
(NH4)2Cr2O7 →(t) Cr2O3 + N2↑ + 4H2O
2NaN3 →(t) 2Na +

3N2↑
O2 + 4N2 (воздух)+ 2C → 2CO + 4N2
Очистка:
O2 +

4N2 (воздух) + 2Cu →(t) 2CuO + 4N2

Лабораторное получение N2

K2Cr2O7 + (NH4)2SO4 = (NH4)2Cr2O7 + K2SO4(NH4)2Cr2O7 →(t) Cr2O3 + N2↑ + 4H2O2NaN3 →(t) 2Na + 3N2↑ O2 + 4N2 (воздух)+ 2C → 2CO

Слайд 20Диазот N2
Ткип. = –196 оС, плохо растворим в воде
В N2

тройная связь Е = 940 кДж/моль, оч. короткая, низкая поляризуемость
N2

= 2N K298 = 10–120 (!!!) (K4000ºC = 1.3·10–12)
отсюда низкая реакционная способность N2:

восстановительные свойства: Реагирует со фтором и кислородом при электрическом разряде: N2 + 3F2 = 2NF3 и N2 + O2 = 2NO

азот 3-ий по ЭО после F и О!
Но из-за прочности молекулы N2 окислительные способности мало выражены.

Диазот N2Ткип. = –196 оС, плохо растворим в водеВ N2 тройная связь Е = 940 кДж/моль,

Слайд 21Связывание диазота N2
N2 + Li = Li3N при комнатной Т,

нитриды
N2 + 3Mg = Mg3N2 при нагревании
N2 + 3Ca =

Ca3N2 при нагревании
N2 + O2 = 2NO большие затраты энергии (молния)

Превращение атмосферного азота в аммиак осуществляется микроорганизмами почвы, содержащими фермент нитрогеназу. При этом ежегодно на поверхности земли связывается около 150 млн. т азота в аммиак.

Связывание диазота N2N2 + Li = Li3N при комнатной Т, нитридыN2 + 3Mg = Mg3N2 при нагреванииN2

Слайд 22«Связывание» азота
6Ti + N2 → 2TiN,
2B + N2 →2BN,
CaC2 + N2 → CaCN2 + C

(используется в пром.)
(цианамид кальция)
При нагревании (очень высоко!):
Связывание азота одна из

великих проблем стоявших перед человечеством и решенная им.

Фриц Габер

Карл Бош

1913 год
Нобелевская премия по химии, 1918 г. (Ф. Габер)

Сложный в исполнении, но дешевый

ЗН2 + N2  2NН3
Катализатор = Pt, Fe
Температура около 400° С и давление 300–400 атмосфер

Промышленное получение аммиака достигает ~130 млн.т в год. Эта реакция является основным источником связанного азота для производства удобрений.

«Связывание» азота 6Ti + N2 → 2TiN,2B + N2 →2BN,CaC2 + N2 → CaCN2 + C (используется в пром.) (цианамид кальция)При нагревании (очень высоко!):Связывание

Слайд 23Водородные соединения N
–3: NH3 – аммиак
–2: N2H4 – гидразин
–1: NH2OH

– гидроксиламин
–1/3: HN3 – азотоводородная к-та

Слайд 24Получение в лаборатории

NH4Clконц + NaOHтв = NH3↑ + NaCl +

H2O

Для получения безводного NH3 перегоняют над щелочью

Самоионизация в жидком аммиаке
2NH3

ж. = NH4+ + NH2– K = 10–33
Naтв + NH3 ж. = NaNH2 + ½H2 (катализатор Fe)
Соли аммиака: NaNH2 (амид), Li2NH (имид), Li3N (нитрид).

Получение в лабораторииNH4Clконц + NaOHтв = NH3↑ + NaCl + H2OДля получения безводного NH3 перегоняют над щелочьюСамоионизация

Слайд 25Нитриды
Ионные Li3N, Mg3N2, Cu3N, Zn3N2
Полностью гидролизуются водой:
Li3N + 3H2O =

3LiOH + NH3

Ковалентные Si3N4, Ge3N4, в том числе со структурой

алмаза AlN, GaN
Инертные (нет гидролиза), термически стабильные

Металлоподобные TiNx, CrN, Cr2N, Fe4N
Инертные, тугоплавкие, твердые.
(катализаторы, полупроводники, конструкц. материалы)

НитридыИонные Li3N, Mg3N2, Cu3N, Zn3N2Полностью гидролизуются водой:Li3N + 3H2O = 3LiOH + NH3Ковалентные Si3N4, Ge3N4, в том

Слайд 26Свойства аммиак
NH3 + H2O → NH4+ + OH−; Kb=1,8·10−5
Аммиа́к — NH3, нитрид водорода, при нормальных

условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта),

почти вдвое легче воздуха.

NaNH2 + H2O → NaOH + NH3

Свойства аммиакNH3 + H2O → NH4+ + OH−; Kb=1,8·10−5 Аммиа́к — NH3, нитрид водорода, при нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом

Слайд 27
NH3 – слабый восстановитель

8NH3(aq) + 3Br2 = 6NH4Br + N2

3CuOтв + 2NH3 г = 3Cu + N2 + 3H2O

(при T)
4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O (без катализатора)
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O (с катализатором)

Свойства аммиак

NH3 – слабый восстановитель8NH3(aq) + 3Br2 = 6NH4Br + N2 3CuOтв + 2NH3 г = 3Cu +

Слайд 28Термолиз солей аммония
Соли кислот не окислителей
HX (X = Cl, Br,

I), H2CO3, H3PO4
(NH4)2CO3 = 2NH3 + CO2 + 2H2O
NH4H2PO4 =

NH3 + H3PO4
Соли кислот окислителей
(NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4H2O
NH4NO3 = N2O + 2H2O
(NH4)2SO4 = NH3 + NH4HSO4
3NH4HSO4 = N2 + NH3 + 3SO2 + 6H2O

Термолиз солей аммонияСоли кислот не окислителейHX (X = Cl, Br, I), H2CO3, H3PO4(NH4)2CO3 = 2NH3 + CO2

Слайд 29Fe3+, Al3+, Sn4+, Sn2+ большее
сродство к O, чем к

N
Fe3+ + 3NH3 + 3H2O = Fe(OH)3 + 3NH4+

Cu2+,Ni2+, Co2+,

Pd2+, Pt2+, Pt4+ большее сродство к N, чем к O
Cu2+ + 2NH3 + 2H2O = Cu(OH)2 + 2NH4+
Cu(OH)2 + 4NH3 = [Cu(NH3)4]2+ + 2OH-

Комплексы

Fe3+, Al3+, Sn4+, Sn2+ большее сродство к O, чем к NFe3+ + 3NH3 + 3H2O = Fe(OH)3

Скачать презентацию

Разделы презентаций

Химия элементов VIA группы

Содержание

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1Химия элементов VIA группы

Слайд 2SO2Tпл. = –75,5 oC, Tкип. = –10 oC, хорошо растворим

в воде (10%)Получение:В промышленности – обжиг сульфидов: ZnS + 3/2O2

Слайд 3Равновесия в воде:SO2газ + xH2O = SO2.xH2O K 1SO2.xH2O =

H2SO3 + (x-1)H2O K

Слайд 4Диспропорционирование:4SO32– = S2– + 3SO42– (при нагревании)Окисление (S4+

S6+): SO2 + 1/2O2 = SO3 (для синтеза H2SO4)

Слайд 5Кислородные соединения S6+SO2 + 1/2O2 = SO3 + Q (Pt,

Cr2O3, Fe2O3) для SO3 Tпл. = 16,9 oC, Tкип. = 44,8

Слайд 6SO3 + H2O = H2SO4 (бурная реакция)xSO3 + H2SO4 =

xSO3.H2SO4 (олеум)x = 1 (45% SO3)H2S2O7 дисерная (пиросерная) кислота (Тпл

Слайд 7Реакция с большим выделением тепла:H2SO4 ж + xH2O = H2SO4.xH2O

Кислородные соединения S6+H2SO4 – Тпл = 10 оС; сильная кислота

Слайд 8Кислородные кислоты S, Se и Те

Слайд 9Кислородные кислоты со связью S–S

Слайд 10

Слайд 11Химия элементов VA группы (пниктогены или пникти́ды)

Слайд 12Простые вещества, и основные степени окисленияns2np3N2 N≡NХимия азота богата на

количество соединений с различными степенями окисления. 9 степеней окисления! От

Слайд 13Простые вещества, и основные степени окисленияns2np3+5 H3PO4, PF5+3 Na2HPO3, PCl3+1 KH2PO20 P4-3 Ca3P2, PH3

Слайд 14Простые вещества, и основные степени окисленияns2np3As – мышьяк, arsenicumСоли –

арсениды, арсениты, арсенаты.Sb – сурьма, stibium (лат), antimony (англ)Соли –

Слайд 15Простые вещества, и основные степени окисленияns2np3Bi – висмут, bismuthum.Самый «тяжелый»

нерадиоактивый металл.+5 NaBiO3 (сильный окислитель в кислой среде) +3 Bi2S3, BiOCl0 Bi-3 BiH3

Слайд 16Распространенность и минералыN – 18 место, N2 (78%об. атмосферы), NaNO3

(селитра)P – 13 место; Ca3(PO4)3 (фосфорит), Ca3(PO4)2.Ca(OH,F)2 (апатит)As – 51

Слайд 17Открытие элементовN – 1772 г., англ. Кавендиш, Пристли, Резерфорд, швед

Шееле. Назвал француз Лавуазье: azote от греч. «отрицающий жизнь».P –

Слайд 18

Слайд 19K2Cr2O7 + (NH4)2SO4 = (NH4)2Cr2O7 + K2SO4(NH4)2Cr2O7 →(t) Cr2O3 + N2↑ + 4H2O2NaN3 →(t) 2Na +

3N2↑ O2 + 4N2 (воздух)+ 2C → 2CO + 4N2 Очистка:O2 +

Слайд 20Диазот N2Ткип. = –196 оС, плохо растворим в водеВ N2

тройная связь Е = 940 кДж/моль, оч. короткая, низкая поляризуемостьN2

Слайд 21Связывание диазота N2N2 + Li = Li3N при комнатной Т,

нитридыN2 + 3Mg = Mg3N2 при нагреванииN2 + 3Ca =

Слайд 22«Связывание» азота 6Ti + N2 → 2TiN,2B + N2 →2BN,CaC2 + N2 → CaCN2 + C

(используется в пром.) (цианамид кальция)При нагревании (очень высоко!):Связывание азота одна из

Слайд 23Водородные соединения N–3: NH3 – аммиак–2: N2H4 – гидразин–1: NH2OH

– гидроксиламин–1/3: HN3 – азотоводородная к-та

Слайд 24Получение в лабораторииNH4Clконц + NaOHтв = NH3↑ + NaCl +

H2OДля получения безводного NH3 перегоняют над щелочьюСамоионизация в жидком аммиаке2NH3

Слайд 25НитридыИонные Li3N, Mg3N2, Cu3N, Zn3N2Полностью гидролизуются водой:Li3N + 3H2O =

3LiOH + NH3Ковалентные Si3N4, Ge3N4, в том числе со структурой

Слайд 26Свойства аммиакNH3 + H2O → NH4+ + OH−; Kb=1,8·10−5 Аммиа́к — NH3, нитрид водорода, при нормальных