第十三章氮族元素ppt课件.ppt

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1、第十三章氮族元素——本章要求六氮的含氧化合物氮的氧化物有很多种，其中比较重要的是NO和NO2，它们分别是亚硝酸和硝酸的酸酐。（一）氧化物：1一氧化氮——NO结构：NO分子中共有15个e，价电子11个，称为“奇电子化合物”。其特性如下：——“顺磁性；一般无论气态、液态均有颜色；易形成双聚体。”但NO例外，它气态无色，液、固态时显蓝色，固态时有少量松弛双聚体。一氧化氮的制备和特性制备：实验室——3Cu+8HNO3(稀)=3Cu(NO3)+NO+4H2O特性：（1）氮处于中间氧化态，具有氧化还原性；（2）易形成亚硝酰离子——NO+有孤e对，可与很多金属形成亚硝酰配合物。例：Fe

2、SO4+NO=[Fe(NO)]SO4棕色环实验用于检验Fe2+、NO3-。2二氧化氮——NO2二氧化氮价电子17个是“奇电子化合物”。结构：分子中有两条键，键长118.8pm,键角1340;一个3中心3电子键。制备：2NO+O2=2NO2Cu+HNO3(浓)=Cu(NO3)2+NO2+2H2O性质：（1）符合“奇电子化合物”特性：气、液态均为棕色，低温易聚合为无色的N2O4;（2）溶于冷水歧化，溶于热水利于生成HNO3;(3)强氧化性，其氧化性>HNO3；（4）具有毒性，可用碱吸收。（二）氮的含氧酸及盐（1）亚硝酸及其盐：HNO2主要性质：[1]弱酸性：Ka=510-4

3、[2]不稳定—极不稳定，仅存在于冷的稀溶液中，且易歧化分解。3HNO2=HNO3+2NO+H2O-----冷水2HNO2(g)=NO+NO2+H2O-----气态[3]氧化还原性—氧化性为主：作还原剂，氧化产物总是NO3-；作氧化剂，还原产物有NO、N2O、NH2OH、N2、NH3------。亚硝酸盐的性质[1]易溶于水，除AgNO3微溶，水溶液稳定.[2]热稳定性高，特别是碱金属、碱土金属的此类盐。[3]有毒是致癌物质。[4]具有氧化还原性：酸介质-主要氧化性，碱介质-主要还原性。[5]有很好的配位作用—NO2-中O原子和N原子上都有孤e对。2硝酸及其盐制备：工业上用“

4、氨催化氧化法”。实验室：第一、二步反应式如下——NaNO3+H2SO4=NaHSO4+HNO3产率低NaHSO4+H2SO4=Na2SO4+HNO3(7730K）——该温度已分解。结构：硝酸由NO3-和H+构成，硝酸根是平面三角形结构，酸根中有3个键，一个4中心6电子大键。硝酸的结构HNO3——也是平面型结构，N原子杂化方式与酸根中相同，仅多了1个H+，多增加的H+破坏了NO3-的稳定结构，所以HNO3不稳定，易挥发，浓度越大越不稳定。而硝酸盐则稳定，一般不具氧化性。（结构对称）硝酸的性质物理性质：重要化学性质：强酸性、强氧化性、强腐蚀性，不稳定性，硝化作用。1不稳定性

5、——由结构决定，见光、受热分解：4HNO3=4NO2+O2+H2O浓度越大，温度越高，分解越快。所以——要用棕色瓶装。硝酸的性质2强氧化性——是硝酸最突出的性质，并且浓度越大，氧化性越强。因为氮处于最高氧化态，且HNO3易分解放出氧化性NO2和NO，所以显强氧化性.(1)能氧化很多非金属：将C、S、P、I2等氧化成含氧酸或氧化物，本身被还原为NO或NO2。（2）几乎可以氧化所有金属—情况较复杂注意：Al、Cr、Fe等能溶于稀HNO3，在冷、浓HNO3中发生“钝化”而不溶。硝酸与其它物质反应的特点第一：硝酸作为氧化剂，可能被还原为下述一系列氮化物。例如：HNO3NO2、HN

6、O2、NO、N2O、N2、NH2OH、N2H4、NH3、NH4+。第二：硝酸与金属反应，其产物主要取决于酸的浓度、金属活泼性和反应的温度。不活泼金属例：Cu、Ag、Hg、Bi等与浓HNO3反应主要生成NO2;与稀HNO3反应主要生成NO。活泼金属与硝酸的反应活泼金属例如:Zn、Mg、Fe等与浓HNO3反应主要生成NO2，与稀HNO3反应主要生成N2O或铵盐，很活泼金属与冷的极稀HNO3反应——氧化性：NO3-

7、HNO3极稀=4Zn(NO3)2+NH4NO3+3H2OMg+2HNO3极稀-冷=Mg(NO3)2+H2硝酸与其它物质反应的特点第三第三,同一金属与硝酸反应，酸越稀则还原越彻底（氮的氧化数降低越多）.例如：前述锌与不同浓度硝酸的反应。3硝化作用硝化作用——指硝酸以硝基（-NO2)取代有机化合物分子中一个或几个H原子的过程。例如：硝酸与苯作用形成硝基苯。注意：有的金属不能被硝酸氧化，但可溶于王水，例如：金和铂。因为王水中不仅含硝酸、氯单质等强氧化剂，还有高浓度的氯离子，可与金属形成配离子而使金属溶解。4硝酸盐硝酸盐