Презентация - Азот и его соединения.

АЗОТ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ.

Азот.
Порядковый номер 7. 2 период 5 группа, главная подгруппа.

Строение азота
Символ: N Строение атома и молекулы азота: Элемент II периода группы VA. Заряд ядра +7, в ядре 7 протонов и 7 нейтронов. Электронная конфигурация: 1s22s22p3 Молекула состоит из двух атомов. Связь ковалентная неполярная. Электронная формула :NºN: Степени окисления: от -3 до +5 Наиболее устойчивая степень окисления 0.

Нахождение в природе.
В природе существуют два стабильных изотопа азота: с массовым числом 14 (99,635%) и 15 (0,365%) В основном в свободном состоянии в атмосфере – 78% по объему. Входит в состав живых организмов (белки, нуклеиновые кислоты). Небольшие количества в почве.

Характерные степени окисления.
-3.NH3
0.N2
+1.N2O
+2.NO
+3.N2O3, HNO2
+4.NO2
+5.N2O5, HNO3

Физические свойства азота.
При обычных условиях газ, без цвета, запаха, вкуса. Плотность по воздуху: Dвоздух(N2) = 28/29 Растворимость в воде 23 мл/л при 0° C и 1 атм. Температура плавления –209,96 °С Температура кипения –195,8°С

Химические свойства N2.
Химически инертен, так как трудно разорвать тройную связь между атомами азота. 1. + кислород ( под воздействием тока) 2. + водород 3. + металлы (активные)

Химические свойства азота.
Очень инертен. Вступает в химические реакции в жестких условиях. 1) При обычных условиях реагирует только с литием: 6Li + N2 = 2Li3N 2) с металлами при высоких температурах: 3Ca + N2 = Ca3N2 3) с водородом при высоком давлении и температуре в присутствии катализатора (Fe): 3H2 + N2 = NH3 4) при температуре вольтовой дуги реагирует с кислородом: O2 + N2 = 2NO

Применение азота.

Строение молекулы аммиака.
N
H
H
H

Получение аммиака.
В промышленности Из атмосферного азота N2 + 3H2 2NH3
В лаборатории Взаимодействием солей аммония с щелочами NH4Cl+NaOH  NH3 + NaCl + H2O

Химические свойства аммиака.
Проявляет основные свойства: 1. + кислота 2. каталитическое окисление (катализатор- платина) 3. неполное окисление 4. термическое разложение 5. + вода

Применение аммиака.

Соли аммония-
Соли, в состав которых входит ион NH4+ Обладают свойством разлагаться при нагревании

Оксиды азота.
N2O NO N2O3 NO2 N2O5

Оксид азота (I) N2O.
Закись азота, «веселящий газ». Бесцветный газ со слабым запахом, растворим в воде. Безразличный (несолеобразующий) оксид. Применяется в медицине как слабое средство для наркоза, а также в пищевой промышленности.

Оксид азота (II) NO.
Бесцветный газ, незначительно растворим в воде, ядовит. Безразличный (несолеобразующий) оксид. Реагирует с кислородом с образованием NO2.

Оксид азота (III) N2O3.
Газ, очень токсичен, вызывает ожоги кожи. неустойчив при обычных условиях взаимодействует с водой, образуя азотистую кислоту HNO2. Используется для производства азотистой кислоты.

Оксид азота (IV) NO2.
Газ бурого цвета, тяжелее воздуха, ядовит. Реагирует с водой с образованием азотистой и азотной кислот. Используется для производства азотной и серной кислот

Оксиды азота.
Получается: 1) в промышленности: 2NO + O2 = 2NO2 2) в лаборатории: Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O Реакции с водой: 2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2 3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO
молекула

Оксиды азота.
Получение концентрированной азотной кислоты: 4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3 NO2 обладает сильными окислительными свойствами: 1) SO2 + NO2 = SO3 + NO 2) 2C + 2NO2 = 2CO2 + N2 - горение

Фотохимический смог.

«Лисий хвост»

Оксид азота (V) N2O5.
Кристаллическое вещество, крайне неустойчиво, ядовито. Обладает свойствами кислотного оксида.

Азотистая кислота HNO2.
Очень слабая кислота, легко разлагается. Соли- нитриты.

Азотная кислота HNO3.
Бесцветная жидкость, при хранении приобретает желтоватый оттенок. Дымит на воздухе Гигроскопична. Смешивается с водой в любых отношениях Очень сильная кислота Реагирует с металлами после водорода При взаимодействии с металлами НИКОГДА не выделяется водород! На свету разлагается: 4HNO3(K) = 4NO2 + O2 + 2H2O

Получение
В лабораториях азотную кислоту можно получить действием концентрированной серной кислоты на нитраты:
В промышленности азотная кислота получается каталитическим окислением аммиака.

Химические свойства
I. Разбавленная азотная кислота проявляет свойства, общие для всех кислот:
Диссоциация в водном растворе: HNO3 → H+ + NO3- Реакция с основаниями: NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O Cu(OH)2 + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O Реакция с основными оксидами: СaO + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + H2O Реакция с солями: Na2CO3 + 2HNO3 = 2NaNO3 + H2O + CO2↑

Химические свойства
II. Азотная кислота – сильный окислитель
Окисление металлов: Продукты восстановления зависят от активности металла и разбавленности азотной кислоты.

Концентрированная HNO3 + металл.
+ Au, Pt.Не реагирует
+ металлы I и II групп.МеNO3 + N2O+ H2O
+остальные металлы.MeNO3 + NO2 +H2O

Разбавленная HNO3 + металл
+Au, Pt.Не реагирует
+ металлы гл. п/гр I и II групп.MeNO3 +NH4NO3+H2O
Металлы до H.MeNO3+(NO/N2O/N2/NH4NO3)+H2O
Металлы после Н.MeNO3+NO+H2O

Нитраты – соли азотной кислоты (cелитры)
Получаются при взаимодействии азотной кислоты с металлами, оксидами металлов, основаниями, аммиаком и некоторыми солями.
Физические свойства. Это твердые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде.

Химические свойства. Сильные электролиты, проявляют все свойства солей.
NaNO3 = Na+ + NO3-
Cu(NO3)2 + 2KOH = Cu(OH)2↓ + 2KNO3 AgNO3 + NaCl = AgCl↓ + NaNO3 Pb(NO3)2 + Zn = Pb + Zn(NO3)2 Ba(NO3)2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2HNO3

Разложение нитратов при нагревании.
.
.
.