Презентация. Азот

Скачать презентацию




20.04.2014 § 24, уметь определять степень окисления у азота; оформить таблицу «кислородосодержащие соединения азота»; Конспект «Круговорот азота»
 


АЗОТ N2
 


1s22s22p3 2s 2p АЗОТ 1. Строение N N N N N2 1 неподелённая электронная пара неспаренные электроны 3 поделённые электронные пары внешние электроны
 


в промышленности: фракционная перегонка (разделение) жидкого воздуха – выделение жидкого азота (видео); 2. Получение
 


в лаборатории: NH4NO2 = 2H2O + N2^ KNO2 + NH4Cl = KCl + 2H2O + N2^ (видео) 2NH3 + 3CuO = 3Cu + 3H2O + N2^ (NH4)2Cr2O7 = N2^ + 4H2O + Cr2O3 toC toC toC toC
 


г; ц; з; в; малорастворим в воде (хуже кислорода) 0оС в 1 V воды – 0,0024 V(N2). Легче воздуха tкип.=-195,6oC и tпл.=-210oC Растворяется в крови с увеличением давления – «кессоная болезнь» или ДКБ (видео) N2 3. Физические свойства
 


Крепитация (crepitatio; лат. crepitare скрипеть, хрустеть) представляет собой характерный хруст, возникающий из-за лопания микропузырьков азота в тканях
 


Собирают: методом вытеснения воды; методом вытеснения воздуха; N2
 


Качественная реакция: горящая лучинка – гаснет в атмосфере азота; N2
 


При комнатной температуре реагирует только с литием: 6Li + N2 = 2Li3N (нитрид лития) С остальными металлами и неметаллами азот реагирует только при нагревании (давлении или наличие катализатора) 4. Химические свойства
 


N2 + 3H2 2NH3 + Q, кДж N2 + O2 2NO – Q, кДж Fe, p, t Электрическая дуга
 


Определите высшую и низшую степени окисления азота
 


В ходе химических реакций азот проявляет с.о.: -2 N2H4 гидразин -1 NH2OH гидроксиламин 0 N2 +1 N2O +2 NO -3 NH3 аммиак NH4OH гидроксид аммония NH4+R соль аммония +3 N2O3 HNO2 азотистая кислота MeNO2 нитриты +4 NO2 +5 N2O5 HNO3 азотная кислота MeNO3 нитраты (нитраты Na, K, Ca и аммония – селитры) v v v v v v
 


5. Круговорт азота в природе Законспектировать самостоятельно стр. 144-145
 


АЗОТ. СОЕДИНЕНИЯ АЗОТА Основные соединения: аммиак, гидроксид аммония и соли аммония; оксиды азота (I-V); азотистая кислота и её соли – нитриты; азотная кислота и её соли - нитраты.
 


22.04.2014 § 27, знать свойства и получение кислородосодержащих соединений азота; ОВР с участием азотной кислоты; ОВР разложения нитратов;
 


АЗОТ. КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ АЗОТА Основные соединения: оксиды азота (I-V); азотистая кислота и её соли – нитриты; азотная кислота и её соли - нитраты.
 


ОКСИДЫ АЗОТА N2Ox – 2 + х
 


 
 


 
 


Опыт Получение NO, N2O3, NO2
 


2. Получение: NH4NO3 = N2O^ + 2H2O N2 + O2 2NO 3Cu + 8HNO3(разб.) = 3Cu(NO3)2 + 2NO^ + 4H2O 2KNO2 + 2HCl 2KCl + N2O3 + H2O Cu + 4HNO3(конц.) = Cu(NO3)2 + 2NO2^ + 2H2O 2HNO3 N2O5 + H2O toC 2000oC или эл.дуга на холоду P2O5
 


АЗОТИСТАЯ КИСЛОТА HNO2 + 3
 


АЗОТИСТАЯ КИСЛОТА HNO2 Описание и свойства: Слабая, одноосновная, существует в очень разбавленных растворах, легко разлагается по реакции: 3HNO2 = HNO3 + 2NO^ + H2O Соли – нитриты. Токсичны. ЛД для детей = 0,18 г. Окрашивает белок миоглобин в кроваво-красный цвет, используется для «химического» копчения мяса.
 


АЗОТНАЯ КИСЛОТА HNO3 + 5
 


АЗОТНАЯ КИСЛОТА HNO3 1. Физические свойства: ж, ц, но желтеет на свету и нагревании, разлагаясь по реакции: 4HNO3 2H2O + 4NO2^ + O2^ «дымит», з – едкий, неограниченно растворима в воде – с выделением теплоты; ?=1,42 г/см3; едкое и активное вещество – многие органические вещества с азотной кислотой воспламеняются. Свет, toC * Чистая кислота впервые была получена в 1625г. Иоганном Рудольфом Глаубером
 


2. Строение молекулы азотной кислоты: Азот в азотной кислоте имеет с.о. +5, но валентность IV. Четвёртая связь возникает по донорно-акцепторному механизму. Пятивалентного азота не бывает! H O N O O –2 +1 –2 –2 +5 H O N O O –2 +1 –2 –2 +5 «Резонансная структура» делокализация связи
 


3. Химические свойства: В х/реакциях является всегда окислителем: реагирует с металлами как слева, так и справа от водорода в ряду напряжений. Не реагирует с Au и Pt. C некоторыми металлами (Fe, Al, Cr, W) не реагирует только на холоду в концентрированном состоянии. Окисляет неметаллы: С до CO2 и воды, S до H2SO4, P до H3PO4, I2 до HIO4 (H5IO6), при этом сама азотная кислота, если конц. восстанавливается до NO2, а если разб. – до NO.
 


В реакциях с металлами образуется три продукта (учебник, стр. 157): Me + HNO3 = MeNO3 + H2O + X
 


Fe + HNO3 (к) = … Металлы железо и алюминий пассивируются азотной кислотой на холоду, но реагируют с ней при нагревании, при этом железо окисляется до Fe3+ toC Ag + HNO3 (к) = … K + HNO3 (2%) = … + NH4NO3 + … Ca + HNO3 (15%) = … + N2O^ + … S + HNO3 (к) = …
 


Азотная кислота с соляной кислотой в соотношении 1:3 образует раствор, способный растворять золото и платину, такой раствор называют «царская (или королевская) водка»: При смешивании этих кислот происходит реакция образования хлороксида азота (III) (или хлористого нитрозила) NOCl и хлора Cl2: HNO3 + 3HCl = 2H2O + Cl2^ + NOCl^ NOCl разлагается, высвобождая сильнейший окислитель – атомарный хлор. В итоге весь этот набор окислителей и обуславливает активность «царской водки»: Au + HNO3 + 3HCl = 2H2O + AuCl3 + NO^ 3Pt + 4HNO3 + 12HCl = 8H2O + 3PtCl4 + 4NO^
 


4. Качественные реакции: – в нагретой конц. азотной кислоте вспыхивает лучинка (рис. 89, стр 157);
 


5. Соли азотной кислоты: – все нитраты – растворимы, соли аммония, кальция, калия, натрия называются селитрами – NaNO3 натриевая (чилийская) селитра; KNO3 калиевая (индийская) селитра Ca(NO3)2 кальциевая селитра NH4NO3 аммиачная селитра AgNO3 – ляпис или «адский камень» (см. И. С. Тургенев «Отцы и дети»)
 


Селитры при нагревании разлагаются по схемам: AgNO3 = … Zn(NO3)2 = … toC toC (Fe+2 до Fe+3) Fe(NO3)2 = … toC
 


Опыт Разложение нитрата натрия 2NaNO3 = 2NaNO2 + O2^ Горение серы и угля в расплаве нитрата натрия С + O2 = CO2 S + O2 = SO2 toC
 


Калиевая селитра в сочетании с древесным углём, серой используется для изготовления «чёрного (дымного) пороха», который при поджигании быстро сгорает выделяя большое облако дыма: 2KNO3 + 3C +S = 3CO2 + N2 + K2S toC
 


Опыт Горение чёрного пороха
 


27.04.2014 § 25-26, знать всё о свойствах аммиака; подготовиться к СР по теме «Аммиак», способы получения.
 


АММИАК NH3
 


1. Получение (в природе): Аммиак в природе образуется при разложении азотсодержащих органических веществ, например, продуктов жизнедеятельности –мочевины (карбамида) (NH2)2CO. АММИАК NH3
 


2. Получение (в промышленности): N2 + 3H2 2NH3 + Q,кДж/моль toC, p, Fe Осуществляется в колоннах до 20 м, давлении 30-100 МПа, температуре 450-500оС. Выход при этом составляет 10-40% по объёму. А потому данный процесс является циркуляционным: получившийся аммиак сжижается легче водорода и азота и потому легко удаляется из реакционной смеси, а непрореагировавшие азот и водород снова запускаются в колонну.
 


3. Получение (в лаборатории): NH4R + MeOH = MeR + NH3^ + H2O 2NH4Cl + Ca(OH)2 = CaCl2 + 2NH3^ +2H2O соль аммония щёлочь toC Учебник: рисунок 113, стр. 190
 


Опыт Получение аммиака 2NH4Cl + Ca(OH)2 = CaCl2 + 2NH3^ +2H2O В пробирку насыпьте 1:1 смесь из хлорида аммония и гидроксида кальция. Хорошо перемешайте и насыпьте в пробирку на 1/5 от объёма. Укрепите пробирку в штативе и нагрейте смесь согласно рис. 113 стр. 190. Соберите аммиак в чистую и сухую пробирку и заткните пробирку пробкой. toC
 


АММИАК NH3 2. Физические свойства: г, ц, «запах резкий специфический», негорюч на воздухе, легче воздуха в 1,7 раза, очень хорошо растворим в воде 1:710 при 20оС – раствор называется: 3-10% «нашатырный спирт» 18-25% «аммиачная вода»
 


низкая tкип.= –33,34оС по сравнению с другими гидридами пниктогенов обусловлена наличием водородных связей (обозн. «…») стр. 147 N 2s22p3 2s 2p Неподелённая электронная пара Молекула – треугольная пирамида … … … … … Ассоциаты
 


Опыт Растворение аммиака В пластиковый контейнер налейте воды ? от его объёма. Закрытую пробирку с аммиаком опустите в контейнер с водой и аккуратно выньте пробку. Что наблюдаете? Воспользуйтесь индикаторной бумагой, чтобы определить среду раствора
 


АММИАК NH3 3. Химические свойства: В х/реакциях сильнейший восстановитель! В кислороде в зависимости от условий горит по-разному: 4NH3 + 3O2 = 2N2^ + 6H2O 4NH3 + 5O2 = 4NO^ + 6H2O -2 0 -3 0 Pt, Rh -2 0 -3 +2 - каталитическое горение
 


Опыт Горение аммиака на оксиде хрома (III) Cr2O3 «Светлячки в банке»
 


С галогенами (хлором и иодом) образует сильно взрывчатые вещества, способные от легкого касания разлагаться со взрывом, издавая при этом глухой треск («удар хлыстом»): 2NH3 + 6I2 = 2NI3 + 6HI Иодистый азот -3 +1 -1 0 -3 Получил впервые 1813г. Бернар Куртуа (история про шмеля-спасителя) NCl3 Получил впервые 1811г. Пьер Дюлонг, это стоило ему глаза и трёх пальцев
 


Опыт Разложение иодистого азота 2NI3 = N2^ + 3I2^ + Q «Чёрный» «Фиолетовый дымок» +1 -3 0 0
 


Аммиак восстанавливает при нагревании некоторые металлы из их оксидов: 2NH3 + 3CuO = 3Cu + N2^ + 3H2O^ toC 0 0 +2 -3
 


NH3 + HOH NH3•H2O NH4OH Аммиак реагирует с водой, образуя гидроксид аммония (стр. 148):
 


NH3 + HCl = NH4Cl NH3 + H2SO4 = NH4HSO4 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4 Аммиак реагирует с кислотами, образуя соли аммония: Хлорид аммония («нашатырь») Гидросульфат аммония Сульфат аммония
 


АММИАК NH3 4. Качественные реакции: «Дымит» в присутствии летучих кислот (например, HCl) – «дым без огня»; Изменяет окраску индикаторов; NH3 + HOH NH4OH NH4OH NH4+ + OH- Гидроксид аммония – очень слабое основание, но меняет окраску индикатора – среда щелочная Гидроксид аммония
 


Опыт Качественные реакции на аммиак Поднесите к отверстию пробирки, из которой выделяется аммиак, поочередно: флакон с HCl, а затем влажную индикаторную бумажку; Сделайте вывод о наблюдаемы изменениях
 


СОЛИ АММОНИЯ NH4+
 


1. Образование катиона аммония и его строение: NH3 + HR = NH4+R HR = H+ + R- NH3 + H+ = NH4+
 


N 2s22p3 2s 2p Неподелённая электронная пара NH3 H H H H+ «пусто» Катион водорода
 


N H H H Молекула аммиака – треугольная пирамида H+ + = «ДОНОР» «АКЦЕПТОР» Азот в аммиаке: имеет с.о. –3, образует три связи – валентность III + Катион аммония – тетраэдр Азот в катионе аммония: имеет с.о. –3, образует четыре связи – валентность IV Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму стр. 149
 


N H H H H+ + = . . N H H H + H Обозначение на схемах связи возникшей по донорно-акцепторному механизму, хотя в реальности все связи N-H будут равноценны! NH4+
 


2. Химические свойства: Соли аммония способны разлагаться на исходные компоненты из которых получены (без изменения степеней окисления): NH4Cl = NH3 + HCl NH4HCO3 = NH3 + H2O + CO2 «Пекарный порошок»
 


Либо разлагаться по окислительно-восстановительным реакциям: NH4NO2 = N2^ + 2H2O NH4NO3 = N2O^ + 2H2O (NH4)2Cr2O7 = N2^ + Cr2O3 + 4H2O 0 0 +1 +3 -3 -3 -3 +5 +3 +6 60-70oC 170oC 200-270oC
 


Соли аммония вступают в другие реакции, как и соли металлов: NH4Cl + AgNO3 = AgClv + NH4NO3 NH4HCO3 + HCl = NH4Cl + H2O + CO2^
 


3. Номенклатура солей аммония: NH4Cl – «нашатырь» NH4NO3 – «аммиачная селитра» NH4HCO3 – «пекарный порошок»
 

< <       > >