Презентация по химии Элементы V группы главной подгруппы

Неметаллы Элементы V группы главной подгруппы

Общая характеристика nS2nP3 – строение внешнего энергетического уровня На внешнем уровне 5 электронов Увеличивается количество энергетических уровней в атоме Увеличивается радиус атома ослабляется притяжение валентных электронов к ядру ослабляются неметаллические и окислительные сойства возрастают металлические и восстановительные свойства ЭО уменьшается Низшая степень окисления в соединениях -3 Высшая степень окисления в соединениях +5

Благодаря этой рекламе сайт может продолжать свое существование, спасибо за просмотр.

Азот – простое вещество Молекула азота (:N N:) N2 В молекуле имеются одна σ- и две π- связи. Молекула очень устойчива (три ковалентные связи), поэтому обладает низкой реакционной способностью.  Открыт Д.Резерфордом в 1772 г. Основной компонент воздуха (78% по объему, 75,6% по массе). Газ, без цвета, запаха и вкуса, плохо растворим в воде, не поддерживает дыхание и горение t° кип.= -196°C, t°пл.=-210°C.

Химические свойства азота Молекула азота очень устойчива (три ковалентные связи), поэтому обладает низкой реакционной способностью.  В химических реакциях может выступать в роли как восстановителя: N20   2N+2 так и в роли окислителя: N20 2N-3

Восстановительные свойства атомы проявляют при взаимодействии с кислородом при температуре электрической дуги N20 + O2 2N+2O (в природе - во время грозы)  Окислительные свойства атомы проявляют при взаимодействии с металлами и водородом: N20 + 3H2 2N-3HЗ взаимодействие с активными металлами (с щелочными и щелочноземельными) при обычных условиях азот взаимодействует только с литием:   6Li0 + N20 2LiЗN-3 3Mg0 + N20    MgЗN2-3 при нагревании В результате взаимодействия образуются нитриды металлов

Получение азота       Промышленный способ: Перегонка жидкого воздуха.       Лабораторный способ: Разложение нитрита аммония:   NH4NO2    N2 + 2H2O Рассмотрите данную реакцию как окислительно - восстановительный процесс

А м м и а к NH3 Молекула полярная, имеет форму треугольной пирамиды с атомом азота в вершине, угол HNH = 107,3°. Атом азота находится в sp3- гибридном состоянии, из четырех гибридных орбиталей азота три участвуют в образовании одинарных связей N–H, а четвертая связь занята неподеленной электронной парой.

Физические свойства NH3 - бесцветный газ, запах резкий, удушливый, ядовит, легче воздуха. t° кип.= -33,4°C, t°пл.= -78°C. Молекулы аммиака связаны слабыми водородными связями Водородная связь -это химическая связь между атомами водорода и атомами сильноэлектроотрицательного элемента (F, Cl, O)   Благодаря водородным связям, аммиак имеет сравнительно высокие t°кип. и t°пл., а также высокую теплоту испарения, он легко сжимается. Хорошо растворим в воде: в 1V Н2O растворяется 750V NH3 (при t°=20°C и p=1 атм).

В хорошей растворимости аммиака можно убедиться на следующем опыте. Сухую колбу наполняют аммиаком и закрывают пробкой, в которую вставлена трубка с оттянутым концом. Конец трубки опускают в воду и колбу немного подогревают. Объем газа увеличивается, и немного аммиака выйдет из трубки. Затем нагревание прекращают и, вследствие сжатия газа некоторое количество воды войдет через трубку в колбу. В первых же каплях воды аммиак растворится, в колбе создастся вакуум и вода, под влиянием атмосферного давления будет подниматься в колбу, - начнет бить фонтан.

Получение Промышленный способ:   N2 + 3H2 2NH3 (p=1000 атм, t°= 500°C, kat). Лабораторный способ: Нагревание солей аммония со щелочами.   2NH4Cl + Ca(OH)2    CaCl2 + 2NH3 + 2Н2O (NH4)2SO4 + 2KOH    K2SO4 + 2NH3 + 2Н2O

Аммиак можно собирать только по методу (А), т.к. он легче воздуха и очень хорошо растворим в воде.

Химические свойства NH3 Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму Такой механизм образования связи, который возникает за счет свободной электронной пары, имеющейся у одного из атомов, называется донорно- акцепторным.

Раствор аммиака в воде (аммиачная вода, нашатырный спирт) имеет щелочную реакцию (лакмус – синий, фенолфталеин – малиновый) из-за образования гидроксида аммония.   NH3 + Н2O NH4OH NH4+ + OH-  Аммиак реагирует с кислотами с образованием солей аммония.   NH3 + HCl NH4Cl 2NH3 + H2SO4 (NH4)2SO4 NH3 + H2O + CO2 NH4HCO3 Аммиак-восстановитель(окисляется до N20, N2+1О, N+2O)

Горение в кислороде без катализатора      4N-3H3 + 3O2 2 N2 + 6Н2O каталитическое окисление ( kat = Pt )  4N-3H3 + 5O2 4 NO + 6Н2O Восстановление оксидов некоторых металлов   3Cu+2O + 2N-3H3   3Cu + N20 + 3Н2O Разложение при нагревании 2N-3H3  N2 + 3H2

Соли аммония Соли аммония – сложные вещества, в состав которых входят катионы аммония NH4+, связанные с кислотным остатком. Физические свойства  Кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде. Получение:  Аммиак (или гидроксид аммония) + кислота.   NH3 + HNO3 NH4NO3 (нитрат аммония) 2NH4OH + H2SO4 (NH4)2SO4 + 2Н2O (cульфат аммония)

Химические свойства солей аммония Сильные электролиты (диссоциируют в водных растворах)   NH4Cl NH4+ + Cl-  Разложение при нагревании:     NH4Cl    NH3 + HCl NH4HCO3 NH3 + Н2O + CO2 NH4NO3    N2O + 2Н2O (NH4)2Cr2O7    N2 + Cr2O3 + 4Н2O Последние два процесса являются окислительно-восстановительными реакциями: уравняйте методом электронного баланса

Химические свойства солей аммония Взаимодействие с кислотами (NH4)2CO3 + 2НCl 2NH4Cl + Н2O + CO2 2NH4+ + CO32-+ 2H+ + 2Cl- 2NH4 + + 2Cl- + Н2O + CO2 CO32- + 2H+ Н2O + CO2 Взаимодействие с солями                                       (NH4)2SO4 + Ba(NO3)2 BaSO4 + 2NH4NO3 2NH4+ + SO42- + Ba2+ + 2NO3- BaSO4 + 2NH4+ + 2NO3- Ba2+ + SO42- BaSO4 Качественная реакция на NH4+ При нагревании со щелочами выделяется аммиак   NH4Cl + NaOH    NaCl + NH3+ Н2O По запаху аммиака можно судить о наличии соли аммония.

Применение солей аммония Хлорид аммония NH4Cl: используют при паянии, он очищает поверхность металла от оксидной пленки, и к ней хорошо пристает припой. Гидрокарбонат аммония NH4 HCO3 и карбонат аммония (NH4)2CO3 : применяют в кондитерском деле, так как они легко разлагаются при нагревании и образуют газы, разрыхляющие тесто и делающие его пышным : NH4HCO3 NH3 + H2O + CO2 Нитрат аммония NH4NO3 в смеси с порошками алюминия и угля используют в качестве взрывчатого вещества – аммонала, который широко применяется при производстве горных работ.

Оксиды азота N2+1O, N+2O, N2+3O3, N+4O2 ,N2+5O5 Оксиды N2O, NO несолеобразующие, а остальные оксиды проявляют свойства типичных кислотных оксидов: N2O3 HNO2 NO2 при растворении в воде дает одновременно две кислоты: 2NO2 + H2O HNO3 + HNO2 4NO2 + 2H2O + O2 4HNO3   Как типичные кислотные оксиды взаимодействуют с водой, с основными оксидами и основаниями – подтвердите это уравнениями соответствующих реакций.

Азотная кислота HNO3 Физические свойства  Бесцветная жидкость, неограниченно растворимая в воде, t°пл.= -41°C, t°кип.= 82,6°С, r = 1,52 г/см3   Очень сильная кислота. Диссоциирует в водном растворе практически нацело:   HNO3 H+ + NO3-

HNO3 обладает всеми свойствами, характерными для типичных кислот: Взаимодействует с основными оксидами: CuO + 2HNO3 Cu(NO3)2 + H2O CuO + 2H+ + 2NO3- Cu2+ + 2NO3- + H2O CuO + 2H+ Cu2+ + H2O  Взаимодействует с основаниями: HNO3 + NaOH NaNO3 + H2O H+ + NO3- + Na+ + OH- Na+ + NO3- + H2O H+ + OH- H2O Вытесняет слабые кислоты из их солей:   2HNO3 + Na2CO3 2NaNO3 + H2O + CO2 2H+ + 2NO3- + 2Na+ + СO32- 2Na+ + 2NO3- + H2O + CO2 2H+ + СO32- H2O + CO2

Специфические свойства азотной кислоты HNO3 сильный окислитель   Разлагается на свету и при нагревании   4HNO3    2H2O + 4NO2 + O2  Окрашивает белки в оранжево-желтый цвет (при попадании на кожу рук - ксантопротеиновая реакция)  При взаимодействии с металлами никогда не выделяется водород металл + HNO3 соль азотной кислоты + вода + ( NH3, N2, NO, NO2)

Окислительные свойства HNO3 Взаимодействие с металлами: Fe, Al, Cr, Au, Pt HNO3 пассивирует (без нагревания) Окислительные свойства зависят как от концентрации кислоты так и активности металла: HNO3 проявляет окислительные свойства за счет атома N+5 Продуктами восстановления азота могут быть: N2O, NO, NO2 , NH3

Окислительные свойства HNO3 Взаимодействие с неметаллами: Азотная кислота превращается в NO (или в NO2), неметаллы окисляются до соответствующих кислот:   S0 + HNO3(конц) H2S+6O4 + NO2 + 2H2O B0 + HNO3 H3B+3O3 + NO2 P0 + HNO3 + H2O NO + H3P+5O4 Рассмотрите данные реакции как окислительно- восстановительные процессы, укажите функции веществ в данных реакциях.

Соли азотной кислоты-нитраты Нитраты щелочных металлов разлагаются до нитритов:   2NaNO3  2NaNO2 + O2  Нитраты менее активных металлов (от щелочноземельных до меди) разлагаются до оксидов:   2Mg(NO3)2    2MgO + 4NO2 + O2 2Cu(NO3)2    2CuO + 4NO2 + O2   Нитраты наименее активных металлов разлагаются до металлов:   Hg(NO3)2    Hg + 2NO2 + O2 2AgNO3    2Ag + 2NO2 + O2   Нитрат аммония разлагаются до N2O   NH4NO3    N2O + 2H2O

Значение азота Азот- жизненно важный элемент. Все основные части клеток организма построены из белковых молекул, в состав которых входят атомы азота. Без белка нет жизни, а без азота нет белка. Азот входит в состав растительных белков, а животные получают готовые белковые вещества от растений, в животном организме содержится от 1 – 10 % азота по массе. Большое значение имеют особые бактерии, которые живут в клубеньках на корнях бобовых растений (клубеньковые бактерии). Эти бактерии превращают атмосферный азот в соединения, которые могут усваивать растения.

Азот в составе жизненно важных молекул белка