Презентация "Кислородные соединения" по химии – проект, доклад

V группа периодической системы

Распространенность и минералы

N – 33 место, N2, 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)

Открытие элементов

N – 1772 г., англ. Кавендиш, Резерфорд + Пристли, швед Шееле, француз Лавуазье; от греч. «отрицающий жизнь» P – 1669 г., немец Бранд, от греч. «несущий огонь» As - известен давно, от греч. «принадлежность к муж. роду» Sb – известен давно, от греч. «противник уединения» Bi – известен давно, от древнегерманского слова «Wismuth» (белый металл)

Диазот N2

Ткип = -196оС, плохо растворим в воде NH4Cl + NaNO2 = N2 + NaCl + 2H2O (T, в р-ре) NH4NO2 = 2 H2O + N2 + 334 кДж Тройная связь Е = 940 кДж/моль, оч. короткая, низкая поляризуемость N2 = 2N K298 = 10-120 (!!!) (K4000ºC = 1.3·10-12)

Связывание 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 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.

Водородные соединения N

-3: NH3 – аммиак -2: N2H4 – гидразин -1: NH2OH – гидроксиламин -1/3: HN3 – азотоводородная к-та

Получение

Промышленное получение аммиака осуществляется по реакции: N2 + 3H2 = 2NH3 процесс Габера; rH

ГАБЕР (Haber), Фриц 9 декабря 1868 г. – 29 января 1934 г. Нобелевская премия по химии, 1918 г.

Нобелевская премия по химии в 1918 г. была зарезервирована, но в следующем году эта премия была вручена Габеру «за синтез аммиака из составляющих его элементов». «Открытия Габера, сказал в своей речи при презентации А.Г. Экстранд, член Шведской королевской академии наук, – представляются чрезвычайно важными для сельского хозяйства и процветания человечества». Вручение награды вызвало резкую критику со стороны ученых стран Антанты, которые рассматривали Габера как военного преступника, участвовавшего в создании химического оружия.

Лабораторные способы: NH4Clконц + NaOHтв = NH3↑ + NaCl + H2O Для получения безводного NH3 перегоняют над щелочью 2NH3 + NaClO = N2H4 + NaCl + H2O (в щелочном растворе желатина)

Свойства

Кислотно-основные св-ва в воде

NH3 + H2O = NH4+ + OH- Kb = 1,8·10-5 N2H4 + H2O = N2H5+ + OH- Kb = 10-6 N2H5+ + H2O = N2H62+ +OH- Kb = 10-15 NH4Cl – хлорид аммония N2H5Cl – хлорид гидразиния N2H6Cl2 – дихлорид гидразиния

Самоионизация

2NH3 ж = NH4+ + NH2- K = 10-33 2N2H4 ж = N2H5+ + N2H3- K = 10-25 Naтв + NH3 ж = NaNH2 + ½H2 (катализатор Fe) Соли NaNH2 (амид), NaN2H3 (гидразинид) в воде полностью гидролизуются. Аналогично для Li2NH (имид), Li3N (нитрид).

Нитриды

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

Ox-red реакции

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)

N2H4 - fG0 >0, стабилен, т.к. кинетически инертен; хороший восстановитель: pH=0: N2 + 5H+ + 4e- = N2H5+ E = -0,23 B pH=14: N2 + 4H2O +2e- = N2H4 +4OH- E = -1,16 B N2H4 + 2J2 = N2 + 4HJ N2H5+ + 4Fe3+ = N2 + 4Fe2+ + 5H+ N2H4 + O2 = N2 + 2H2O (алкилгидразины - ракетное топливо)

Термолиз 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

Комплексы

Fe3+, 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-

Кислородные соединения N (все оксиды азота эндотермичны!!!)

Кислородные соединения N+1

N2O – б/ц газ, мало реакц. способен, н/р в воде NH4NO3 расплав = N2O + 2H2O (иногда взрыв!) N2O + 2H+ +2e- = N2 + H2O E0 = +1,77B, pH = 0 N2O + H2O + 2e- = N2 + 2OH- E0 = +0,94B, pH = 14 Должен быть сильным окислителем (поддерживает горение), но инертен (кинетика)

Кислородные соединения N+2

NO - б/ц газ, реакц.способен, н/р в воде, парамагнитный 3Cu + 8HNO3 разб. = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O А) Медиатор и регулятор функций организма - снижение давления, передача нервных импульсов, имунная Б) ЭКОЛОГИЯ 2NO = N2 + O2 (Cu+ на цеолите)

Кислородные соединения N+3

NO + NO2 = N2O3 (смесь газов 1:1) N2O3 – образует синию жидкость (Тпл.= -100оС), в газе диссоциирует на NO и NO2 NO + NO2 + H2O = 2HNO2 (смесь газов 1:1) NO + NO2 +2NaOH = 2NaNO2 + H2O

ДВОЙСВЕННОСТЬ Ox-Red СВОЙСТВ: HNO2 – сильный (и быстрый) окислитель HNO2 + H+ + e- = NO + H2O E0 = +1,00 B NO2- + 2J- + 2H+ = 2NO + J2 + H2O HNO2 – восстановитель HNO3 + 3H+ + 2e- = HNO2 + H2O E0 = +0,94 B Окисляется MnO4-, Cr2O72- до NO3- NO2- + 2MnO4- + 6H+ = 2Mn2+ + 5NO3- + 3H2O

Донорные свойства NO2- : Нитро- Нитрито- Mn+ :NO2- Mn+ :ONO- изомеры [(NH3)5Co(NO2)]Cl2 [(NH3)5Co(ONO)]Cl2 желтый коричневый Н3О+ Н3О+ Устойчив [(NH3)5Co(H2O)]3+

Кислородные соединения N+4

NO2 – бурый, реакционноспособный, парамагнитный газ, ядовит N2O4 – бесцветный, диамагнитный, Тпл=-11оС 2NO2 = N2O4 (K = 0,115 при 25оС) Cu + 4HNO3 конц. = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Диспропорционирование: 2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2 (на холоду) 3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO (при Т) 2NO2 + 2OH- = NO3- + NO2- + H2O (pH7) 3HNO2 = NO3- + 2NO (pH

Кислородные соединения N+5

N2O5 – б/ц тв., неустойчив, [NO2]+[NO3]-, в газе O2N-O-NO2, сильный окислитель 2HNO3 конц. + P2O5 = 2HPO3 + N2O5 HNO3 – сильный окислитель Нитраты – сильные окислители только в расплавах

NO3- в нейтральной среде не обладает окислительными свойствами! NO3- + 2H2О + 3e- = NO + 4ОН- E0 = -0,14 B NO3- + H2О + e- = NO2 + 2ОН- E0 = -0,86 B Нитраты – сильные окислители в расплавах! 3KNO3 + 2FeCl3 + 10KOH = 2K2FeO4 + 3KNO2 + 5H2O + 6KCl

HNO3

4HNO3 конц. = 4NO2 + O2 + 2H2O при нагревании Конц. HNO3 окисляет S, P, C, J2 c образованием NO2 и H2SO4, H3PO4, CO2, HJO3 Продукты восстановления HNO3 разб. зависят от C, T и от восстановителя (почти всегда смесь!!!) 3Cu + 8HNO3 разб. = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O 4Mg + 10HNO3 разб. = 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

Разложение нитратов при T

NH4NO3 = N2O + 2H2O NaNO3 = NaNO2 + 1/2O2 Щелочные и Щелочноземельные металлы и др. (в ряду напряжений левее Mg) Pb(NO3)2 = PbO + 2NO2 + 1/2O2 (от Mg до Cu) AgNO3 = Ag + NO2 + 1/2O2 (правее Cu)

Галогениды N

NF3 – УСТОЙЧИВ, fG0

Гидролиз: NCl3 + H2O = NH3 + HClO NOГ (Г = F, Cl, Br) нитрозилгалогениды NOГ + H2O = HNO2 + HГ NO2Г (F, Cl) нитрилгалогениды NO2Г + H2O = HNO3 + HГ Солеобразные соединения [NO]+X- (X = ClO4-, HSO4-) соли нитрозония [NO2]+X- (X = ClO4-, HSO4-) соли нитрония [NO2]+[NO3]- нитрат нитрония