Химия элементов VIA группы. SO2

Сентябрь 9, 2022

Главная
Химия
Химия элементов VIA группы. SO2

Содержание

2. SO2 Tпл. = –75,5 oC, Tкип. = –10 oC, хорошо растворим в воде (10%) Получение: В
3. Равновесия в воде: SO2газ + xH2O = SO2.xH2O K >>1 SO2.xH2O = H2SO3 + (x-1)H2O K
4. Диспропорционирование: 4SO32– = S2– + 3SO42– (при нагревании) Окисление (S4+ S6+): SO2 + 1/2O2 = SO3
5. Кислородные соединения S6+ SO2 + 1/2O2 = SO3 + Q (Pt, Cr2O3, Fe2O3) для SO3 Tпл.
6. SO3 + H2O = H2SO4 (бурная реакция) xSO3 + H2SO4 = xSO3.H2SO4 (олеум) x = 1
7. Реакция с большим выделением тепла: H2SO4 ж + xH2O = H2SO4.xH2O Кислородные соединения S6+ H2SO4 –
8. Кислородные кислоты S, Se и Те
9. Кислородные кислоты со связью S–S
11. Химия элементов VA группы (пниктогены или пникти́ды)
12. Простые вещества, и основные степени окисления ns2np3 N2 N≡N Химия азота богата на количество соединений с
13. Простые вещества, и основные степени окисления ns2np3 +5 H3PO4, PF5 +3 Na2HPO3, PCl3 +1 KH2PO2 0
14. Простые вещества, и основные степени окисления ns2np3 As – мышьяк, arsenicum Соли – арсениды, арсениты, арсенаты.
15. Простые вещества, и основные степени окисления ns2np3 Bi – висмут, bismuthum. Самый «тяжелый» нерадиоактивый металл. +5
16. Распространенность и минералы N – 18 место, N2 (78%об. атмосферы), NaNO3 (селитра) P – 13 место;
17. Открытие элементов N – 1772 г., англ. Кавендиш, Пристли, Резерфорд, швед Шееле. Назвал француз Лавуазье: azote
19. K2Cr2O7 + (NH4)2SO4 = (NH4)2Cr2O7 + K2SO4 (NH4)2Cr2O7 →(t) Cr2O3 + N2↑ + 4H2O 2NaN3 →(t)
20. Диазот N2 Ткип. = –196 оС, плохо растворим в воде В N2 тройная связь Е =
21. Связывание диазота N2 N2 + Li = Li3N при комнатной Т, нитриды N2 + 3Mg =
22. «Связывание» азота 6Ti + N2 → 2TiN, 2B + N2 →2BN, CaC2 + N2 → CaCN2
23. Водородные соединения N –3: NH3 – аммиак –2: N2H4 – гидразин –1: NH2OH – гидроксиламин –1/3:
24. Получение в лаборатории NH4Clконц + NaOHтв = NH3↑ + NaCl + H2O Для получения безводного NH3
25. Нитриды Ионные Li3N, Mg3N2, Cu3N, Zn3N2 Полностью гидролизуются водой: Li3N + 3H2O = 3LiOH + NH3
26. Свойства аммиак NH3 + H2O → NH4+ + OH−; Kb=1,8·10−5 Аммиа́к — NH3, нитрид водорода, при
27. NH3 – слабый восстановитель 8NH3(aq) + 3Br2 = 6NH4Br + N2 3CuOтв + 2NH3 г =
28. Термолиз солей аммония Соли кислот не окислителей HX (X = Cl, Br, I), H2CO3, H3PO4 (NH4)2CO3
30. Скачать презентацию

Слайд 2

SO2
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+

Слайд 3

Равновесия в воде:
SO2газ + xH2O = SO2.xH2O K >>1
SO2.xH2O = H2SO3

+ (x-1)H2O K<<1
pKa1 = 2; pKa2 = 6
Взаимодействие со щелочью:
2NaOH + SO2 = Na2SO3 + H2O сульфит
NaOH + SO2 = NaHSO3 гидросульфит

Кислородные соединения S4+

Слайд 4

Диспропорционирование:
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+

Слайд 5

Кислородные соединения S6+
SO2 + 1/2O2 = SO3 + Q (Pt, Cr2O3,

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

в газе

в жидкости

в твердом состоянии

Слайд 6

SO3 + 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+

Слайд 7

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

соединения S6+

H2SO4 – Тпл = 10 оС; сильная кислота в воде; дегидратирующие свойства, соли – сульфаты

Слайд 8

Кислородные кислоты S, Se и Те

Слайд 9

Кислородные кислоты со связью S–S

Слайд 10

Слайд 11

Химия элементов VA группы (пниктогены или пникти́ды)

Слайд 12

Простые 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!

Слайд 13

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

Слайд 14

Простые 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

Слайд 15

Простые 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

Слайд 16

Распространенность 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)

Слайд 17

Открытие 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).

Слайд 18

Слайд 19

K2Cr2O7 + (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

Слайд 20

Диазот 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.

Слайд 21

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 (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.

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.

Слайд 23

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

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

Слайд 24

Получение 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).

Слайд 25

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)

Слайд 26

Свойства 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

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

Слайд 28

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

Химия элементов VIA группы. SO2

Содержание

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

Равновесия в воде:SO2газ + xH2O = SO2.xH2O K >>1SO2.xH2O = H2SO3

Диспропорционирование:4SO32– = S2– + 3SO42– (при нагревании)Окисление (S4+ S6+): SO2 +

Кислородные соединения S6+SO2 + 1/2O2 = SO3 + Q (Pt, Cr2O3,

SO3 + H2O = H2SO4 (бурная реакция)xSO3 + H2SO4 = xSO3.H2SO4

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

Кислородные кислоты S, Se и Те

Кислородные кислоты со связью S–S

Химия элементов VA группы (пниктогены или пникти́ды)

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

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

Простые вещества, и основные степени окисленияns2np3As – мышьяк, arsenicumСоли – арсениды,

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

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

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

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

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

Связывание диазота N2N2 + Li = Li3N при комнатной Т, нитридыN2

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

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

Получение в лабораторииNH4Clконц + NaOHтв = NH3↑ + NaCl + H2OДля

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

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

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

Термолиз солей аммонияСоли кислот не окислителейHX (X = Cl, Br, I),

Похожие презентации