Азот и органические соединения с ним. решение задач с азотом, видеоурок

Характеристика соединений азота

Задача 883. 
Растворимость NH4Cl и NaNO2 при 20°С составляет соответственно 37,2 и 82,9 г в 100 г воды. Сколько граммов насыщенных растворов этих солей нужно слить для получения при нагревании 24 л азота (20° С, нормальное атмосферное давление)?
Решение:
М(NH4Cl) = 532,5 г/моль;   M(NaNO2) = 85 г/моль.
Уравнение реакции имеет вид: 

Вычислим необходимое количество граммов NH4Cl и NaNO3 для получения 24 л азота, получим:

Вычислим сколько граммов насыщенных растворов NH4Cl и NaNO3 для получения 24 л азота, получим: 

Ответ: 197г и 150г.

Задача 884. 
Какие соединения азота получают путем непосредственного связывания (фиксации) атмосферного азота? Привести реакции их получения и указать условия проведения реакций.

Решение:
а) Получение цианамида. Первым по времени открытия (1904 г.

) является цианамидный способ получения аммиака, основанный на способности азота при высокой температуре взаимодействовать с карбидом кальция СаС2, образуя цианамид кальция CaCN2:

СаC2  +  N2  ↔ CaCN2 + C;  ΔH0 = -301 кДж.

При действии на цианамид кальция – порошок тёмно-серого цвета, окрашенный примесью угля. При действии на него водяного пара под давлением он легко разлагается с образованием аммиака и карбоната кальция:

CaCN2(к) + 3Н2О(г)    СаСО3(к) + 2NH3(Г); ΔH0  = -75 кДж.

б) Получение аммиака.

N2 + 3H2 ↔ 2NH3; ΔH0  = -92 кДж.

В настоящее время синтез аммиака является основным способом связывания атмосферного азота.

Задача 885. 
Сколько тонн цианамида кальция можно получить из 3600 м3 азота (20°с, нормальное атмосферное давление) при взаимодействии его с карбидом кальция, если потери азота составляют 40%?Решение:

Уравнение реакции:

Находим объём азота, вступившего в реакцию: 3600 . 0,6 = 2160 м3.

Теперь рассчитаем массу цианида кальция из пропорции:

22,4 : 80 = 2160 : х;   х = (2160 . 80)/22,4 = 7714 кг или 7,714 т.

Ответ: 7,714 т.

Задача 886. 
Привести примеры характерных для аммиака реакций присоединения, замещения водорода и окисления.
Решение:
1) Реакции присоединения для аммиака:

а) NH3 + HCl ↔ NH4Cl;
б) NH3 + H2O  ↔ NH4OH.

2) Реакции замещения с участием аммиака:

а) 2NH3 + 2Na ↔  2NaNH2 + H2↑;
б) NH3 + HOCH2CH2Cl  ↔  HOCH2CH2NH2 + HCl
 2-хлорэтанол         2-аминоэтанол

3) реакции окисления с участием аммиака:

Источник: http://buzani.ru/zadachi/khimiya-glinka/1288-poluchenie-soedinenij-azota-zadachi-883-886

Урок химии в 9 классе по теме “Азот и его соединения”

Цель урока: Создание условий для обобщения и закрепления изученного материала по теме, отработка полученных умений записывать уравнения химических реакций, развивать познавательный опыт школьников.

1. 1. Сообщения по группам учащихся.

   2. Работа в группах:

а) практическая часть.

б) решение задач.

в) викторина.

Подведение итогов работы в группе.

1. 1. Проверочная работа по вариантам.

1. Сообщения учащихся по темам:

I. Задание для первой группы: Химия азота всегда была полна загадок и парадоксов. Его название – азот безжизненный и без азота нет жизни! Почему? Почему азот в зоне пристального внимания? Содержится ли азот только в земной атмосфере или есть на других планетах.

II. Задание для сообщения второй группе: Круговорот азота в природе.

III. Задание для третьей группы: Как решена проблема связанного азота?

IV. Задание для четвертой группы: Синтез аммиака. Почему синтез аммиака в промышленном масштабе расценивается как путь к решению важных народно-хозяйственных нужд?

А) Практические задания

1. Доказать экспериментально качественный состав сульфата аммония.

2. Распознать растворы солей: хлорид аммония и хлорид калия.

3. Получить аммиак и собрать. Доказать его наличие.

4. Проделать реакции характерные для твердой соли хлорида аммония.

1. 1. Раствор (NH4)2SO4 в пробирке подписано, раствор BaCl2, NaOH, спиртовка, держалка.

   2. Раствор KCl и NH4Cl в пронумерованных пробирках, раствор AgNO3, NaOH, спиртовка, держалка, проволочная петля.

   3. Раствор NH4OH, NaOH, NH4NO3, спиртовка, газоотводная, лакмусовая бумага, сухая пробирка.

   4. Соль NH4Cl – хлорид аммония, твердая стадия с H2O, раствор AgNO3, NaOH, спиртовка.

1. Наличие NH4+ доказать прилив к образцу щелочи и нагреть – NH3↑

(NH4)2SO4 + 2NaOH =t0= 2NH3 + 5H2O + Na2SO4

Наличие SO42– прилить BaCl2 – осадок

(NH4)2SO4 + BaCl2 = ↓BaSO4 + 2NH4Cl

1. К образцам добавить щелочи и нагреть. Из одной пойдет запах аммиака.

NH4Cl + NaOH =t0= NH3 + H2O + NaCl

А хлориды – AgNO3 – белый осадок

NH4OH =t0= NH3 + H2O

NH4NO3 + NaOH = NH3 + H2O + NaNO3

Газ легкий, вытеснением воздуха, распознать лакмусовой бумагой.

1. Смесь, состоящую из 1,48 г. гидроксида кальция и 3 г. сульфата аммония, нагрели до прекращения реакции. Сколько аммиака (в л.) образовалось?

2. Определить выход аммиака (в %), если известно, что при прохождении через колонну синтеза водорода массой 30 т. Получен аммиак массой 160 т.

3. Смесь, состоящую из 2 г. гидроксида натрия и 4 г. хлорида аммония, нагрели до прекращения реакции. Сколько хлорида натрия (в г.) при этом получилось?

4. При полном растворении 3,2 г. меди в азотной концентрированной кислоте практически выделилось 3 г. оксида азота (IV). Какова массовая доля (в %) это составляет от теоретически возможного выхода?

Ca(OH)2 + (NH4)2SO4 = CaSO4 + 2NH3 + 2H2O

m = 74 г m = 132 г 2*22,4 л

1,48 г – х

74 – 132

х = 2,64 избыток (NH4)2SO4

3H2 + N2 = 2NH3

m = 6 т 34 т

NaOH + NH4Cl = NH3 + H2O + NaCl

m = 40 г 53,5 г 58,5 г

, недостаток NaOH

Cu + 4HNO3(k) = Cu(NO3)2 + 2H2O + 2NO2

64 46*2

x = 4,6 г

1. Еще в древности замечено о биологическом пути усвоения атмосферного азота. В поэме Верилия есть слова:

«Там, где с поля собран урожай стручками шумящий, засевай золотые злаки…»

О какой форме превращения атмосферного азота в природе идет речь?

1. Что такое агрохимия и кто ее основоположник из русских ученых?

2. Дать химическое название и формулы веществам:

б) норвежская селитра;

в) индийская селитра;

г) нашатырь.

1. В годы первой мировой войны было единственное сырье для получения азотной кислоты, необходимое для производства взрывчатых веществ. Что это за сырье и где его брали?

2. Какую соль аммония можно предложить для выпечки из теста, аналогично пищевой соде? Почему?

1. Составить электронный баланс

4Cu+2O + 2-3NH4Cl = 3Cu0 + CuCl2 + N20 + 4H2O

Cu+2 + 2e  Cu0 3 окислитель

N-3 – 3e  N0 2 восстановитель

2. Написать уравнения реакций получения оксида азота (IV) не менее трех случаев

а) Cu + 4HNO3(k) = Cu(NO3)2 + 2H2O + 2NO2

б) 2NO + O2  2NO2

в) 4HNO3 = 4NO2 + O2 + H2O

1. Составить электронный баланс

S + 6HNO3(k) = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

S0 – 6e  S+6 1 восстановитель

N+5 + 1e  N+4 6 окислитель

2. Написать уравнения реакций получения оксида азота (II) не менее трех случаев

а) 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

б) 3Cu + 8HNO3(p) = 3Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO

в) 3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO

Источник: https://infourok.ru/urok-himii-v-klasse-po-teme-azot-i-ego-soedineniya-1235630.html

Азот, соединения азота

Азот, соединения азота

Азот – элемент V A группы главной подгруппы, значит, на внешнем энергетическом уровне у него 5 электронов.

До завершения внешнего уровня ему не хватает 3 электрона, которые он может присоединить, в этом случае степень окисления его будет равна -3.

Кроме этого, атом азота может и отдавать электроны и приобретать положительные степени окисления. Таким образом, для атома азота в соединениях возможны степени окисления от -3 до +5.

Рассмотрим соединения азота.

Например, в аммиаке – NH3 – степень окисления азота -3; в оксиде азота (I) – N2O – степень окисления азота +1; в оксиде азота (II) – NO  – степень окисления азота +2; в азотистой кислоте – HNO2 – степень окисления азота +3; в оксиде азота (IV) – NO2 – степень окисления азота +4; в азотной кислоте – HNO3 – степень окисления азота +5.

Таким образом, если степень окисления азота -3, то он проявляет восстановительные свойства, если степень окисления +5, то азот проявляет окислительные свойства, а если у азота в соединении промежуточные степени окисления: +1, +2, +3, +4, то он может проявлять и окислительные, и восстановительные свойства.

Азот входит в состав воздуха, где его объёмная доля составляет 78%, он входит в состав земной коры и живых организмов. В космосе азот занимает по распространённости четвёртое место, вслед за водородом, гелием и кислородом.

Азот входит и в состав чилийской селитры – NaNO3 – это неорганическое вещество образовалось из остатков птичьего помёта в условиях сухого и жаркого климата. Широко распространена и калийная селитра – KNO3, встречающаяся в Индии.

Азот входит в состав всех белков, а белок просто необходим для жизни. Человек получает белок из растительной и животной пищи, а животные получают белок, в основном, из растений. А сами растения являются источником пополнения азота. Поэтому в природе постоянно происходит круговорот азота.

Так как азот входит в состав органических соединений, то он недоступен для растений.

Но, в результате жизнедеятельности определённой группы бактэрий, органические соединения превращаются в неорганические – минеральные – это соли аммония и нитраты.

И уже эти неорганические вещества усваиваются растениями. Затем растениями, которые усвоили азот, питаются животные и из растений получают необходимый белок.

Кроме этого, соединения азота в почве пополняются за счёт грозовых ливней. Сначала из азота и кислорода образуется оксид азота (II), который под действием кислорода воздуха превращается в оксид азота (IV).

Этот оксид реагирует с водой в присутствии кислорода воздуха и получается азотная кислота.

 Кислота затем вступает во взаимодействие с соединениями натрия, кальция и калия, которые находятся в почве, и образует соли – селитры, которые нужны для питания растений.

Простое вещество азот состоит из двухатомных молекул – N2. В молекуле азота атомы связаны между собой тройной ковалентной неполярной связью. Эта связь очень прочная, поэтому азот является малоактивным веществом.

В лаборатории азот получают разложением нитрита  аммония при слабом нагревании.

Азот относительно инертен в химических реакциях. Он не реагирует ни с кислотами, ни с водой, ни со щелочами.

При обычных условиях азот реагирует только с литием. При этом образуется нитрид лития.

Литий повышает свою степень окисления с 0 до +1, а азот понижает с 0 до  -3. Каждый атом алюминия отдает по 6 электронов молекуле азота, при этом литий является восстановителем, а азот окислителем.

С другими металлами азот реагирует только при высоких температурах.

Например, в реакции с магнием образуется нитрид магния. Магний изменяет свою степень окисления с 0 до +2, а азот понижает с 0 до -3. Каждый атом магния отдаёт по 3 электрона молекуле азота. Магний в реакции является восстановителем, а азот – окислителем.

При высоких температуре, давлении и в присутствии катализатора азот реагирует с водородом, образуя при этом аммиак. В этой реакции азот понижает свою степень окисления с 0 до -3, а водород повышает с 0я до +1. Азот является окислителем, а водород восстановителем.

При высокой температуре азот соединяется с кислородом, образуя оксид азота два.

В этой реакции азот повышает свою степень окисления с 0 до +2, а кислород понижает с 0 до -2. Азот является восстановителем, а кислород – окислителем.

Так как эта реакция идёт с изменением степеней окисления, то она является окислительно-восстановительной, это реакция соединения, потому что из двух простых веществ образуется одно сложное.

 Реакция обратимая, идёт в прямом и обратном направлении, эндотермическая, так как теплота поглощается, реакция некаталитическая, потому что не требует участия катализатора, является гомогенной, так как  все вещества находятся в газообразном состоянии.

Следует отметить, что в реакциях с металлами и водородом азот проявляет окислительные свойства, а в реакциях с кислородом – восстановительные.

Основная область применения азота – производство аммиака и азотной кислоты. Азот применяют также для создания инертной среды при сушке взрывчатых веществ, при хранении ценных произведений живописи и рукописей. Азотом раньше  наполняли электрические лампы. Жидкий азот используют в охладительных системах.

В медицине чистый азот применяют в качестве инертной среды при лечении туберкулёза лёгких, а жидкий азот – при лечении заболеваний позвоночника и суставов.

В 1772 году английский учёный Резерфорд и шведский исследователь Шееле в экспериментах по сжиганию веществ обнаружили газ, не поддерживающий дыхание и горение.

В 1790 году Шапталь дал азоту другое название – нитрогениум – означающее «рождающий селитру».

Решим задачу. Определим массу соединения, которое образуется при нагревании металлического магния массой      7,2 г  в азоте объёмом  10 л при нормальных условиях.

https://www.youtube.com/watch?v=-zs-AEFnHSY

В условии задачи нам дана масса магния и объём азота. Найти необходимо массу образовавшегося соединения, то есть массу нитрида магния. Найдём количество вещества магния, для этого необходимо массу магния разделить на его молярную массу.

То есть 7,2 г разделим на 24 г/моль, получим 0,3 моль, теперь найдём количество вещества азота, для этого нужно объём азота разделить на молярный объём. Для этого разделим 10 л на 22,4 л/моль, получается 0,446 моль.

По уравнению реакции видно, что соотношение моль магния и азота составляет 3 : 1.  Следовательно, количество вещества азота должно быть в три раза меньше количества вещества магния, то есть 0,1 моль.

В результате вычислений мы получили количество вещества азота, равное 0,446 моль. Поэтому азот находится в избытке, и количество вещества нитрида магния находим по магнию.

Получается, что количество вещества нитрида магния будет 0,1 моль, то есть 0,3 умножим на 1 и разделим на 3 и получится 0,1 моль. Найдём молярную массу нитрида магния.

Для этого относительную атомную массу магния (24) умножим на 3  и прибавим относительную атомную массу азота (14), умноженную на 2, получается 100 г/моль. Найдём массу этого вещества.

Для этого следует количество вещества умножить на молярную массу, поэтому 0,1 моль умножаем на 100 г/моль и получим 10 г.

Таким образом масса нитрида магния будет равна десять г.

Источник: https://videouroki.net/video/22-azot-soiedinieniia-azota.html

Методическая разработка по химии (9 класс) по теме: Урок химии в 9 классе по теме “Азот”

 Булганина  Марина Владимировна

Старооскольский район Белгородской области

Урок  химии в 9 классе по теме: «Азот»

Цель урока: сформировать понятие об азоте как о химическом элементе и простом веществе.

Задачи урока:

обучающие –

1. формировать понятие о строении атома и простого вещества азота;
2. формировать понятие о свойствах и применении азота;
3. формировать понятие о круговороте азота в природе;

развивающие –

1. развивать навыки решения задач;
2. развивать навыки подготовки сообщения и выступления с ним перед классом;
3. развивать навыки работы с учебником и рабочей тетрадью;

воспитательные –

1. формировать познавательный интерес к химии;
2. воспитывать уважение к выступающим товарищам.

Оборудование: таблица «Периодическая  система  Д.И.Менделеева»,  презентация урока, цифровые образовательные ресурсы, медиапроектор, компьютер, дидактические карточки, пособие «Решение задач по химии с помощью  формул».

Ход урока:

I Организационный момент – формулировка темы и цели урока.

II Актуализация ранее полученных знаний

Характеристика азота на основании его положения в Периодической системе Д.И.Менделеева.

III Изучение нового материала.

Рассказ учителя с элементами беседы по плану:

1. Азот как химический элемент. Степени окисления азота.

Заполнение таблицы (задание 1).

Символ элемента

Состав ядра  атома

Строение электронной оболочки

Характерные  степени  окисления

Формула и характер

Формула  водородного  соединения

Высшего оксида

Высшего гидроксида

N

p   7n 14-7=7ē  7

+7N 2 ē ;5 ē

-3+1; +2; +3; +4;   + 5;

N2 О5

Н N О3

N Н3



1. Азот как простое вещество: строение  молекулы, физические свойства, химические  свойства, применение.

 Заполнение схемы (задание 2).

Выполнение задания 3.

Перечислить условия смещения химического равновесия вправо (→) в следующих реакциях:

а)  N2 + 3Н2 ↔ 2 NН3 + Q                  _________________________________

б)  N2 + О2 ↔ 2 NО –  Q                     _________________________________

1. Круговорот  азота  в  природе (сообщение учащегося с использованим ИКТ).

IV Обобщение и закрепление.

1. Решение задач по теме азот с использованием пособия «Решение задач по химии с помощью  формул». 

Задача 1.   Сколько грамм кальция потребуется для взаимодействия с 28 граммами азота?

Задача 2.  Сколько литров воздуха, содержащего 78 %  азота,   потребуется для получения  100 литров аммиака?

V Подведение итогов урока

Домашнее задание. § 23, упр. 2,3,4а,5.

АЗОТ

Символ элемента

Состав ядра  атома

Строение электронной оболочки

Характерные  степени  окисления

Формула и характер

Формула  водородного  соединения

Высшего оксида

Высшего гидроксида

Задание 2.   Заполните схему

https://www.youtube.com/watch?v=l6bU8oCIFBI

Задание 3. 

Перечислить условия смещения химического равновесия вправо (→) в следующих реакциях:

а)  N2 + 3Н2 ↔ 2 NН3 + Q                  _________________________________

б)  N2 + О2 ↔ 2 NО –  Q                     _________________________________

Решение  задач

Задача 1.   Сколько грамм кальция потребуется для взаимодействия с 28 граммами азота?

Задача 2.  Сколько литров воздуха, содержащего 78 %  азота,   потребуется для получения  100 литров аммиака?

Состав

N2

Тип  и  класс вещества

Простое

Неметалл

Тип химической связи и механизм её образования

Ковалентная неполярная  N≡N

Тип кристаллической решетки

Молекулярная

Физические  свойства

Бесцветный газ, без запаха и вкуса, плохо растворим в воде

Химические  свойства

Химически инертен

Взаимодействие с металлами, водородом и кислородом.

Состав

Тип  и  класс вещества

Тип химической связи и механизм её образования

Тип кристаллической решетки

Физические  свойства

Химические  свойства

Источник: https://nsportal.ru/shkola/khimiya/library/2012/12/22/urok-khimii-v-9-klasse-po-teme-azot

Азот — урок. Химия, 8–9 класс

 — химический элемент № (7). Он расположен в VА группе Периодической системы химических элементов.

На внешнем слое атома азота содержатся пять валентных электронов, до его завершения не хватает трёх электронов. Поэтому в соединениях с металлами и водородом азоту характерна степень окисления (–3), а при взаимодействии с более электроотрицательными кислородом и фтором он проявляет положительные степени окисления от (+1) до (+5).

Азот в виде простого вещества содержится в воздухе. Его объёмная доля составляет (78) %. В земной коре соединения азота встречаются редко. Известно месторождение нитрата натрия  (чилийская селитра).

Азот относится к жизненно важным элементам, так как входит в состав молекул белков и нуклеиновых кислот.

 ,  .

При обычных условиях азот — бесцветный газ без запаха и вкуса, малорастворимый в воде.

Не ядовит.

Азот химически малоактивен из-за прочной тройной связи и в химические реакции вступает только при высоких температурах.

При комнатной температуре он реагирует только с литием с образованием нитрида лития:

.

При нагревании образует нитриды и с некоторыми другими металлами:

.

С водородом азот реагирует только при высоком давлении, повышенной температуре и в присутствии катализатора. В реакции образуется аммиак:

.

В реакциях с металлами и водородом азот проявляет окислительные свойства.

Восстановительные свойства азота проявляются в реакции с кислородом:

.

Реакция возможна только при очень высокой температуре ((3000) °С) и частично протекает в атмосфере во время грозы. Образуется оксид азота((II)).

Применяется он для создания инертной среды при проведении химических реакций. Жидкий азот находит применение в медицине, используется для охлаждения в химических и физических исследованиях.

Чистый азот получают из воздуха.

Источник: https://www.yaklass.ru/p/himija/89-klass/khimiia-nemetallov-157456/azot-i-ego-soedineniia-161796/re-c79e2cf3-4588-479f-88f0-348ec0688712

Азот и его соединения

АЗОТ N:NºN: Открыт Д.Резерфордом в 1772 г. Основной компонент воздуха (78% по объему, 75,6% по массе).В молекуле имеются одна s- и две p- связи. Физические свойства Газ, без цвета, запаха и вкуса; плохо растворим в воде (в 100V H2O растворяется 1,54V N2 при t°=20°С и p = 1 атм); t°кип.=-196°C; t°пл.

=-210°C. Получение       1.      Промышленный способ. Перегонка жидкого воздуха.      2.      Лабораторный способ. Разложение нитрита аммония: NH4NO2  –t°®  N2 + 2H2O Химические свойства Молекула азота (:NºN:) Очень устойчива (три ковалентные связи), поэтому обладает низкой реакционной способностью.

 Восстановитель N20 ®  2N+2Высокая температура (электрическая дуга, 3000°С) N20 + O2 « 2N+2O(в природе – во время грозы) Окислитель N20 ® 2N-3      1.      c водородом (500°С, kat, p)N20 + 3H2 « 2N-3HЗ       2.      с активными металлами (с щелочными и щел.зем.

металлами) 6Li + N20 ® 2LiЗN-33Mg + N20  –t°®  MgЗN2-3  АММИАК NH3 Строение Молекула полярная, имеет форму треугольной пирамиды с атомом азота в вершине, ÐHNH = 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.r по воздуху = MNH3 / M ср.воздуха = 17 / 29 = 0,5862t° кип.= -33,4°C; t°пл.= -78°C.Молекулы аммиака связаны слабыми водородными связями 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       1.      Промышленный способ N2 + 3H2 ® 2NH3(p=1000 атм; t°= 500°C; kat = Fe + алюмосиликаты; принцип циркуляции).       2.      Лабораторный способ. Нагревание солей аммония со щелочами. 2NH4Cl + Ca(OH)2  –t°®  CaCl2 + 2NH3­ + 2Н2O(NH4)2SO4 + 2KOH  –t°®  K2SO4 + 2NH3­ + 2Н2O Аммиак можно собирать только по методу (А), т.к. он легче воздуха и очень хорошо растворим в воде. Химические свойства Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму.       1.      Аммиак – основание Льюиса. Его раствор в воде (аммиачная вода, нашатырный спирт) имеет щелочную реакцию (лакмус – синий; фенолфталеин – малиновый) из-за образования гидроксида аммония. NH3 + Н2O « NH4OH « NH4+ + OH-       2.      Аммиак реагирует с кислотами с образованием солей аммония. NH3 + HCl ® NH4Cl2NH3 + H2SO4 ® (NH4)2SO4NH3 + H2O + CO2 ® NH4HCO3 Аммиак – восстановитель (окисляется до N2+1O или N+2O)       1.      Разложение при нагревании2N-3H3  ¬t°®  N20 + 3H2       2.      Горение в кислороде             a)     без катализатора 4N-3H3 + 3O2 ® 2N20 + 6Н2O                         b)     каталитическое окисление ( kat = Pt )  4N-3H3 + 5O2 ® 4N+2O + 6Н2O       3.      Восстановление оксидов некоторых металлов 3Cu+2O + 2N-3H3 ® 3Cu0 + N20 + 3Н2OСОЛИ 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(cульфат аммония) + 2Н2O Химические свойства       1.      Сильные электролиты (диссоциируют в водных растворах) NH4Cl « NH4+ + Cl-       2.      Разложение при нагревании.                   a)     если кислота летучая NH4Cl  ¬t°®  NH3­ + HCl­NH4HCO3 ® NH3­ + Н2O­ + CO2­                         b)     если анион проявляет окислительные свойства  NH4NO3  –t°®  N2O­ + 2Н2O­(NH4)2Cr2O7  –t°®  N2­ + Cr2O3 + 4Н2O­       3.      С кислотами и солями (реакция обмена)             a)                                                                  (NH4)2CO3 + 2НCl ® 2NH4Cl + Н2O + CO2­2NH4+ + CO32- + 2H+ + 2Cl- ® 2NH4+ + 2Cl- + Н2O + CO2­CO32- + 2H+ ® Н2O + CO2­             b)                                                (NH4)2SO4 + Ba(NO3)2 ® BaSO4¯ + 2NH4NO32NH4+ + SO42- + Ba2+ + 2NO3- ® BaSO4¯ + 2NH4+ + 2NO3-Ba2+ + SO42- ® BaSO4¯       4.      Соли аммония подвергаются гидролизу (как соль слабого основания и сильной кислоты) – среда кислая: NH4Cl + Н2O « NH4OH + HClNH4+ + Н2O « NH4OH + H+       5.      При нагревании со щелочами выделяют аммиак (качественная реакция на NH4+) NH4Cl + NaOH  –t°®  NaCl + NH3­ + Н2OОКСИДЫ АЗОТА  N2+1OОКСИД АЗОТА (I)ЗАКИСЬ АЗОТА, “ВЕСЕЛЯЩИЙ ГАЗ” N+2OОКСИД АЗОТА (II)ОКИСЬ АЗОТА N2+3O3ОКСИД АЗОТА (III)АЗОТИСТЫЙ АНГИДРИД N+4O2ОКСИД АЗОТА (IV)ДВУОКИСЬ АЗОТА, ДИОКСИД АЗОТА N2+5O5ОКСИД АЗОТА (V)АЗОТНЫЙ АНГИДРИД   Оксид азота (I) N2+1O  закись азота, “веселящий газ” Физические свойства Газ, бесцветный, запах сладковатый, растворим в воде, t°пл.= -91°C, t°кип.= -88,5°С. Анестезирующее средство. Получение NH4NO3 –t°®  N2O + 2Н2O Химические свойства       1.      Разлагается при 700°C с выделением кислорода: 2N2+1O  –t°®  2N20 + O20             поэтому он поддерживает горение и является окислителем       2.      С водородом:N2+1O + H2 ® N20 + Н2O       3.      Несолеобразующий Оксид азота (II) N+2O окись азота Газ, бесцветный, плохо растворим в воде, t°пл.= -164°C, t°кип.= -152°С Получение       1.      Каталитическое окисление аммиака (промышленный способ) 4NH3 +5O2 ® 4NO + 6H2O       2.       3Cu + 8HNO3(разб.) ® 3Cu(NO3)2 + 2NO­ + 4H2O       3.       N2 + O2 ® 2NO (в природе, во время грозы) Химические свойства       1.      Легко окисляется кислородом и галогенами 2NO + O2 ® 2NO22NO + Cl2 ® 2NOCl(хлористый нитрозил)       2.      Окислитель2N+2O + 2S+4O2 ® 2S+6O3 + N20       3.      Несолеобразующий Оксид азота (III) N2+3O3 азотный ангидрид Физические свойства Темно-синяя жидкость (при низких температурах), t°пл.= -102°C, t°кип.= 3,5°С; Выше t°кип. разлагается на NO и NO2. N2O3 соответствует азотистой кислоте (HNO2), которая существует только в разбавленных водных растворах. Получение NO2 + NO « N2O3 Химические свойства Все свойства кислотных оксидов. N2O3 + 2NaOH ® 2NaNO2(нитрит натрия) + H2O Оксид азота (IV) N+4O2 двуокись азота, диоксид азота Физические свойства Бурый газ, запах резкий, удушливый, ядовит, t°пл.= -11,2°C, t°кип.= 21°С. Получение       1.       2NO + O2 ® 2NO2      2.       Cu + 4HNO3(конц.) ® Cu(NO3)2 + 2NO2­ + 2H2O Химические свойства       1.      Кислотный оксид      с водой2NO2 + H2O ® HNO3 + HNO24NO2 + 2H2O + O2 ® 4HNO3       со щелочами2NO2 + 2NaOH ® NaNO2 + NaNO3 + H2O       2.      ОкислительN+4O2 + S+4O2 ® S+6O3 + N+2O       3.      Димеризация2NO2(бурый газ)« N2O4(бесцветная жидкость) Оксид азота (V) N2+5O5 азотный ангидрид Физические свойства Кристаллическое вещество, летучее, неустойчивое. Получение       1.       2NO2 + O3 ® N2O5 + O2      2.       2HNO3 +P2O5 ® 2HPO3 + N2O5 Химические свойства       1.      Кислотный оксидN2O5 + H2O ® 2HNO3       2.      Сильный окислитель       3.      Легко разлагается (при нагревании – со взрывом): 2N2O5 ® 4NO2 + O2АЗОТИСТАЯ КИСЛОТА HNO2 Азотистая кислотаH–O–N=O  Физические свойства Существует только в разбавленных водных растворах. Получение AgNO2 + HCl ® HNO2 + AgCl¯ Химические свойства       1.      Слабая кислота; ее соли (нитриты) – устойчивы: HNO2 + NaOH ® NaNO2 + H2O       2.      Разлагается при нагревании: 3HNO2 ® HNO3 + 2NO­ + H2O       3.      Слабый окислитель (окислительные свойства проявляет только в реакциях с сильными восстановителями) 2KNO2 + 2KI + 2H2SO4 ® 2K2SO4 + I2 + 2NO + 2H2O 2I- – 2e ® I20    1NO2- + 2H+ + 1e ® NO + H2O    2 2I- + 2NO2- + 4H+ ® I20 + 2NO + 2H2O       4.      Сильный восстановитель: HNO2 + Cl2 + H2O ® HNO3 + 2HClАЗОТНАЯ КИСЛОТА HNO3 Азотная кислота Физические свойства Бесцветная жидкость, неограниченно растворимая в воде; t°пл.= -41°C; t°кип.= 82,6°С, r = 1,52 г/см3 Получение       1.      Лабораторный способ KNO3 + H2SO4(конц)  –t°®  KHSO4 + HNO3­       2.      Промышленный способ. Осуществляется в три этапа:                   a)           Окисление аммиака на платиновом катализаторе до NO  4NH3 + 5O2  –500°,Pt®  4NO + 6H2O             b)     Окисление кислородом воздуха NO до NO2  2NO + O2 ® 2NO2             c)      Поглощение NO2 водой в присутствии избытка кислорода  4NO2 + О2 + 2H2O « 4HNO3 Химические свойства Очень сильная кислота. Диссоциирует в водном растворе практически нацело: HNO3 « H+ + NO3- Реагирует: с основными оксидамиCuO + 2HNO3 ® Cu(NO3)2 + H2OCuO + 2H+ + 2NO3- ® Cu2+ + 2NO3- + H2Oили CuO + 2H+ ® Cu2+ + H2O с основаниямиHNO3 + NaOH ® NaNO3 + H2OH+ + NO3- + Na+ + OH- ® Na+ + NO3- + H2Oили H+ + OH- ® H2O вытесняет слабые кислоты из их солей 2HNO3 + Na2CO3 ® 2NaNO3 + H2O + CO2­2H+ + 2NO3- + 2Na+ + СO32- ® 2Na+ + 2NO3- + H2O + CO2­2H+ + СO32- ® H2O + CO2­ Специфические свойства азотной кислоты Сильный окислитель       1.      Разлагается на свету и при нагревании 4HNO3  –t°,hn®  2H2O + 4NO2­ + O2­       2.      Окрашивает белки в оранжево-желтый цвет (при попадании на кожу рук – “ксантопротеиновая реакция”)       3.      При взаимодействии с металлами никогда не выделяется водород металл + HNO3 ® соль азотной кислоты + вода + газ      HNO3          /              концентрированная    разбавленная¯    ¯    ¯    ¯    ¯Fe, Al, Cr, Au, Ptпассивирует (без нагревания)    с тяжелыми металламиNO2    со щелочными и щел.зем. металламиN2O    с тяжелыми металламиNO    со щелочными и щел.зем. металлами, а также Sn и FeNH3 (NH4NO3) HNO3 + 4HCl    + Au ® H[AuCl4] + NO­ + 2H2O”царская водка”(1:3 по объему)            4.      С неметаллами:      Азотная кислота превращается в NO (или в NO2); неметаллы окисляются до соответствующих кислот: S0 + 6HNO3(конц) ® H2S+6O4 + 6NO2 + 2H2OB0 + 3HNO3 ® H3B+3O3 + 3NO23P0 + 5HNO3 + 2H2O ® 5NO + 3H3P+5O4РАЗЛОЖЕНИЕ НИТРАТОВ Реакции разложения нитратов при нагревании       1)     Нитраты щелочных металлов разлагаются до нитритов: 2NaNO3  –t°®  2NaNO2 + O2­       2)     Нитраты менее активных металлов (от щелочноземельных до меди) разлагаются до оксидов: 2Mg(NO3)2  –t°®  2MgO + 4NO2­ + O2­2Cu(NO3)2  –t°®  2CuO + 4NO2­ + O2­       3)     Нитраты наименее активных металлов разлагаются до металлов: Hg(NO3)2  –t°®  Hg + 2NO2­ + O2­2AgNO3  –t°®  2Ag + 2NO2­ + O2­       4)     Нитрат аммония разлагаются до N2O 

NH4NO3  –t°®  N2O­ + 2H2O­

Источник: https://www.examen.ru/add/manual/school-subjects/natural-sciences/chemistry/neorganicheskaya-ximiya/podgruppa-azota-1529/azot-i-ego-soedineniya/

Урок. Тема: «Повторение и обобщение свойств азота и его соединений. Решение задач на определение выхода продукта реакции в от теоретически возможного»

Сохрани ссылку в одной из сетей:

9 класс.

Обобщающий урок.

Тема: «Повторение и обобщение свойств азота и его соединений.

Решение задач на определение выхода продукта реакции в % от теоретически возможного».

Казимирова А.Д.

Тема: «Повторение и обобщение свойств азота и его соединений. Решение задач на определение выхода продукта реакции в процентах от теоретически возможного».

Цели: закрепить и обобщить знания учащихся об азоте и важнейших соединениях на основе теории электролитической диссоциации и представлении об окислительно- восстановительных процессах; проверить знания учащихся о генетической связи соединений азота и их взаимопревращениях, а также умения выражать суть реакций ионными уравнениями и уравнениями с электронным балансом; повторить способ вычисления практического выхода продукта реакции в процентах от теоретически возможного.

Оборудование: на д/с : H2SO4(k), KNO3, Cu(медная проволока), спиртовка, держалка, спички. На столах учащихся: NH4NO3(тв), р-р NaOH(k), спиртовка, держалка, спички, уголёк.

ход урока.

Сообщаю учащимся о целях урока.

1. Закончить уравнения реакций в молекулярном, ионном и сокращенно ионном виде:

Класс работает по вариантам и двое на переносных досках.

Вариант 1

А) NH4Br + NaOH=

Б) (NH4)2CO3 + HCl=

Вариант 2

А) NH4Cl+ Ca(OH)2=

Б) NH4Br+ AgNO3=

1.Азотистый ангидрид N2O3

2.Чилийская селитра NaNO3

3. Нашатырь NH4Cl

4.Норвежская селитра Ca(NO3)2

5. Соединение азота, имеющее бурый цвет NO2

6. Сырьё для производства азотной кислоты NH3

7.Оксид азота, производящий опьяняющее действие при его вдыхании N2O

8. Нашатырный спирт NH4OH

9.Ляпие AgNO3

10. Азотная кислота HNO3

11.Оксид азота, образующийся

при грозовых разрядах кислорода и азота NO

12. Индийская селитра KNO3

1. а) Распознать, что это раствор соли азотной кислоты.

Для определения нитрат – ионов NO3 в пробирку помещаем немного исследуемого вещества, добавляем медных стружек, приливаем концентрированную серную кислоту и нагреваем:

Na2NO3+ H2SO4=NaHSO+HNO3

HNO3+ Cu Cu(NO3)2+NO2+H2O

Выделение газа NO2 свидетельствует о наличии нитрат- ионов NO3.

б) Учащиеся на местах распознают твёрдые нитраты, для этого на раскалённый уголёк бросают щепотку нитрата, произойдёт вспышка.

2)Учащиеся получают аммиак.

NH3

NH4NO3+ NaOH= NH4OH + NaNO3

Н2О

Предупреждаю вас заранее,

Я непригоден для дыхания!

Но все как будто – бы не слышат

И постоянно мною дышат. (Азот)

Найди меня. Я газ. Я прост.

Я рыжий, словно лисий хвост.

Я образуюсь из нитрата.

А в воздухе- из газа-брата.

А если встречусь я с водой, то стану сильной кислотой.(Диоксид азота)

Я никто. Меня не сыщешь.

Я невидимый, дружище.

Электрический разряд-

Мой родитель, друг и брат.

Когда я в воздух выделяюсь,

То постепенно окисяюсь. (Оксид азота II)

В печи однажды проколят

Аммония нитрат.

Теперь я газ. Прощай, нитрат!

Признаться, я не рад!

Но ни людей, ни печь я в этом не виню,

Наоборот, развеселю и даже …опьяню! (веселящий газ)

Я «светоносный» элемент,

Я спичку вам зажгу в момент

Сожгут меня – и под водой

Оксид мой станет кислотой. (Фосфор)

Вариант 1

N2 NH3 NO NO2 HNO3

Вариант 2

NH3 (NH4)2SO4 NH4NO3 NH3 N2

Поспорили как-то раз нашатырь и Селитра кто из них важней да сильней. СЕлитра и говорит:

-Вот я, бывало, возьму себе в компанию Серу и Уголь, да пальну так, что дым идёт! То-то потеха!

А нашатырь отвечает:

– Твоя потеха военная, а моя – мирная! Я, во-первых, могу без насоса теннисный мячик надуть, а ведь это не легко. А во-вторых, я любой металл заставлю всю свою подноготную показать, а потому дружбу вожу с паяльником и канифолью.

Спорили они, спорили, так ни с чем и разошлись. О чём спорили селитра и нашатырь?

2KNO3+S=2KNO2+SO2

2KNO3+C=2KNO2+CO2

Нашатырь действительно надувает теннисный мячик без насоса. Только надо предварительно смешать его с нитритом натрия и спрессовать смесь в виде таблетки. Заготовка для теннисного мяча – это две одинаковые полусферы. Таблетку- смесь солей – кладут внутрь заготовки, смазывают резиновым клеем для вулканизации клея (чтобы склеить половинки мяча).

При этом разлагается и смесь солей, получается азот, который под давлением заполняет мячик:

NaNO3+NH4Cl= NaCl+ N2+2H2O

А когда предстоит с помощью паяльника соединить медные провода, их поверхность предварительно обрабатывают нашатырём, чтобы очистить от оксидов металлов. Ведь спаять можно только совершенно чистые поверхности металлов. Хлорид аммония при высокой температуре распадается на аммиак и хлороводород.

NH4Cl+2HCl =CuCl2+H2O

VII.Задачи на определение выхода продукта реакции в % от теоретически возможного.

А) При взаимодействии 1,7 г аммиака с хлороводородом было получено 5 г соли. Вычислите массовую долю выхода хлорида аммония.

Один учащийся решает на доске, остальные в тетради.

1. Учащиеся переводят алхимическую запись.

«Крепкая водка пожирает луну, выпуская лисий хвост. Сгущение полученной жидкости порождает адский камень, который чернит ткань, бумагу и руки. Чтобы луна опять взошла, прокаливай адский камень в печи….»

Ответ: вспомним, что «луной» алхимики называли серебро, «крепкой водкой»- азотную кислоту, а адским камнем – кристаллический нитрат серебра.

«Пожирает» значит «растворяет», а «сгущение»- это выпаривание и кристаллизация растворенной соли, а «восход луны» – образное обозначение выделения металлического серебра при прокаливании нитрата серебра.

Ag+2HNO3(k)=AgNO3+NO2 +H2O

2AgNO3(при темрер.)=2Ag+2NO2 +O2

Повторить §17-§20; §21-§23.

Решить задачу:

Какой объём аммиака можно получить (н.у.), нагревая смесь 33 г сульфата аммония с избытком кальция, если объёмная доля выхода составляет 80%?

1. Программа курса

   В содержании курса главным образом изучаются вопросы неорганической химии. Рассматриваются свойства простых веществ – металлов и неметаллов как повторение и углубление материала, изучаемого в VIII классе.

2. Пояснительная записка

   Материалы для рабочей программы разработаны на основе авторской программы О.С. Габриеляна, соответствующей Федеральному компоненту государственного стандарта общего образования и допущенной Министерством образования и науки Российской Федерации.

3. Рабочая программа

   Рабочая программа по химии для учащихся 9 класса средней общеобразовательной школы №1 г. Аткарска составлена на основе примерной программы основного общего образования по химии и авторской программы курса химии для учащихся 8 – 11

4. Рабочая программа

   Рабочая программа по химии для 9 классов общеобразовательной школы разработана на основе Примерной программы основного общего образования по химии, Программы курса химии для 8-11 классов общеобразовательных учреждений автор О.

5. Пояснительная записка

   овладение умениями наблюдать химические явления, проводить химический эксперимент, а также умениями производить расчёты на основе химических формул веществ и уравнений химических реакций;

Источник: https://refdb.ru/look/2647164.html

Урок химии в 9 классе по теме Азот и его соединения

Цель урока: Создание условий для обобщения и закрепления изученного материала по теме, отработка полученных умений записывать уравнения химических реакций, развивать познавательный опыт школьников.

1. 1. Сообщения по группам учащихся.

   2. Работа в группах:

а) практическая часть.

б) решение задач.

в) викторина.

Подведение итогов работы в группе.

1. 1. Проверочная работа по вариантам.

1. Сообщения учащихся по темам:

I. Задание для первой группы: Химия азота всегда была полна загадок и парадоксов. Его название – азот безжизненный и без азота нет жизни! Почему? Почему азот в зоне пристального внимания? Содержится ли азот только в земной атмосфере или есть на других планетах.

II. Задание для сообщения второй группе: Круговорот азота в природе.

III. Задание для третьей группы: Как решена проблема связанного азота?

IV. Задание для четвертой группы: Синтез аммиака. Почему синтез аммиака в промышленном масштабе расценивается как путь к решению важных народно-хозяйственных нужд?

А) Практические задания

1. Доказать экспериментально качественный состав сульфата аммония.

2. Распознать растворы солей: хлорид аммония и хлорид калия.

3. Получить аммиак и собрать. Доказать его наличие.

4. Проделать реакции характерные для твердой соли хлорида аммония.

1. 1. Раствор (NH)SOв пробирке подписано, раствор BaCl, NaOH, спиртовка, держалка.

   2. Раствор KCl и NHCl в пронумерованных пробирках, раствор AgNO, NaOH, спиртовка, держалка, проволочная петля.

   3. Раствор NHOH, NaOH, NHNO, спиртовка, газоотводная, лакмусовая бумага, сухая пробирка.

   4. Соль NHCl – хлорид аммония, твердая стадия с HO, раствор AgNO, NaOH, спиртовка.

1. Наличие NH+ доказать прилив к образцу щелочи и нагреть – NH↑

(NH)SO + 2NaOH =t0= 2NH + 5HO + NaSO

Наличие SO2– прилить BaCl – осадок

(NH)SO + BaCl = ↓BaSO + 2NHCl

1. К образцам добавить щелочи и нагреть. Из одной пойдет запах аммиака.

NHCl + NaOH =t0= NH + HO + NaCl

А хлориды – AgNO – белый осадок

NHOH =t0= NH + HO

NHNO + NaOH = NH + HO + NaNO

Газ легкий, вытеснением воздуха, распознать лакмусовой бумагой.

1. Смесь, состоящую из 1,48 г. гидроксида кальция и 3 г. сульфата аммония, нагрели до прекращения реакции. Сколько аммиака (в л.) образовалось?

2. Определить выход аммиака (в %), если известно, что при прохождении через колонну синтеза водорода массой 30 т. Получен аммиак массой 160 т.

3. Смесь, состоящую из 2 г. гидроксида натрия и 4 г. хлорида аммония, нагрели до прекращения реакции. Сколько хлорида натрия (в г.) при этом получилось?

4. При полном растворении 3,2 г. меди в азотной концентрированной кислоте практически выделилось 3 г. оксида азота (IV). Какова массовая доля (в %) это составляет от теоретически возможного выхода?

Ca(OH) + (NH)SO = CaSO + 2NH + 2HO

m = 74 г m = 132 г 2*22,4 л

1,48 г – х

74 – 132

х = 2,64 избыток (NH)SO

3H + N = 2NH

m = 6 т 34 т

NaOH + NHCl = NH + HO + NaCl

m = 40 г 53,5 г 58,5 г

, недостаток NaOH

Cu + 4HNO = Cu(NO) + 2HO + 2NO

64 46*2

x = 4,6 г

1. Еще в древности замечено о биологическом пути усвоения атмосферного азота. В поэме Верилия есть слова:

«Там, где с поля собран урожай стручками шумящий, засевай золотые злаки…»

О какой форме превращения атмосферного азота в природе идет речь?

1. Что такое агрохимия и кто ее основоположник из русских ученых?

2. Дать химическое название и формулы веществам:

б) норвежская селитра;

в) индийская селитра;

г) нашатырь.

1. В годы первой мировой войны было единственное сырье для получения азотной кислоты, необходимое для производства взрывчатых веществ. Что это за сырье и где его брали?

2. Какую соль аммония можно предложить для выпечки из теста, аналогично пищевой соде? Почему?

1. Составить электронный баланс

4Cu+2O + 2-3NH4Cl = 3Cu0 + CuCl + N0 + 4HO

Cu+2 + 2e  Cu0 3 окислитель

N-3 – 3e  N0 2 восстановитель

2. Написать уравнения реакций получения оксида азота (IV) не менее трех случаев

а) Cu + 4HNO = Cu(NO) + 2HO + 2NO

б) 2NO + O  2NO

в) 4HNO = 4NO + O + HO

1. Составить электронный баланс

S + 6HNO = HSO + 6NO + 2HO

S0 – 6e  S+6 1 восстановитель

N+5 + 1e  N+4 6 окислитель

2. Написать уравнения реакций получения оксида азота (II) не менее трех случаев

а) 4NH + 5O = 4NO + 6HO

б) 3Cu + 8HNO = 3Cu(NO) + 4HO + 2NO

в) 3NO + HO = 2HNO + NO

Источник: https://docbaza.ru/naurok/himiya/text-60466013.html

Азот и его соединения.. История открытия. Азот (англ. Nitrogen, франц. Azote, нем. Stickstoff) был открыт почти одновременно несколькими исследователями. – презентация

1 Азот и его соединения.<\p>

2 История открытия. Азот (англ. Nitrogen, франц. Azote, нем. Stickstoff) был открыт почти одновременно несколькими исследователями. Кавендиш получил азот из воздуха (1772), пропуская последний через раскаленный уголь, а затем через раствор щелочи для поглощения углекислоты. Кавендиш не дал специального названия новому газу. Кавендиш получил азот из воздуха (1772), пропуская последний через раскаленный уголь, а затем через раствор щелочи для поглощения углекислоты. Кавендиш не дал специального названия новому газу. В эти же годы Шееле получил азот из атмосферного воздуха тем же путем, что и Кавендиш. В эти же годы Шееле получил азот из атмосферного воздуха тем же путем, что и Кавендиш. Лавуазье установил, что в воздухе содержится относительно инертный газ. Происхождение названия спорно, некоторые переводят как «безжизненный», другие как «образующий селитру».<\p>

3 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: 1s 2 2s 2 2p 3 Молекула состоит из двух атомов. Связь ковалентная неполярная. Электронная формула :N N: Степени окисления: от -3 до +5 Наиболее устойчивая степень окисления 0.<\p>

4 Физические свойства азота. При обычных условиях газ, без цвета, запаха, вкуса. Плотность по воздуху: D воздух (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<\p>

6 Получение и использование азота. Способ получения элементного азота зависит от требуемой его чистоты. В промышленности: сжижение воздуха В лаборатории: NH 4 NO 2 = N 2 + 2H 2 O NH 3 + Br 2 = N 2 + HBr 2NaN 3 = 3N 2 + 2Na (NaN 3 – азид натрия) 2NH 3 + 3CuO = N 2 + 3Cu + 3H 2 O В основном используют для получение аммиака: N 2 + 3H 2 = 2NH 3 Также применяют для создания инертной среды, охлаждения веществ до низких веществ до низких температур, и другое.<\p>

7 Степени окисления и соединения азота. Степени окисления Соединения азота -IIIАммиак NH 3, нитриды Me 3 N n -IIГидразин N 2 H 4 -IГидроксиламин NH 2 OH IОксид азота(I) N 2 O, г ипонитрит натрия Na 2 N 2 O 2 IIОксид азота(II) NO, HNO 2 и ее соли IIIОксид азота(III) N 2 O 3 IVОксид азота(IV) NO 2, N 2 O 4 VОксид азота(V) N 2 O 5, HNO 3 и ее соли<\p>

8 Оксиды азота. Оксид азота(V) N 2 O 5 – белое кристаллическое вещество, получается обезвоживанием азотной кислоты в присутствии оксида фосфора P 4 O 10 : 2HNO 3 N 2 O 5 + H 2 O 2HNO 3 +P 2 O 5 2HPO 3 + N 2 O 5 2HNO 3 +P 2 O 5 2HPO 3 + N 2 O 5 N2O5 – хороший окислитель, легко реагирует, иногда бурно, с металлами и органическими соединениями и в чистом состоянии при нагреве взрывается. Вероятную структуру N2O5 можно представить как:<\p>

9 Оксиды азота. Оксид азота(IV) (Бурый газ) Ядовитый газ красно-коричневого цвета с резким запахом. Получается: 1) в промышленности: 2NO + O 2 = 2NO 2 2) в лаборатории: Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O Реакции с водой: 2NO 2 + H 2 O = HNO 3 + HNO 2 3NO 2 + H 2 O = 2HNO 3 + NO<\p>

10 Оксиды азота. Получение концентрированной азотной кислоты: 4NO 2 + 2H 2 O + O2 = 4HNO 3 Димеризуется: 2NO 2 N 2 O 4 Бурый Бесцветный NO 2 обладает сильными окислительными свойствами: 1) SO 2 + NO 2 = SO 3 + NO 2) 2C + 2NO 2 = 2CO 2 + N 2 – горение<\p>

11 Оксиды азота. Оксид азота(III) Ангидрид азотистой кислоты: N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 2 Чистый N 2 O 3 может быть получен в виде голубой жидкости при низких температурах (–20 °С) из эквимолекулярной смеси NO и NO 2. N 2 O 3 устойчив только в твердом состоянии при низких температурах (т.пл. –102,3 °С), в жидком и газообразном состояния он снова разлагается на NO и NO 2. NO 2 + NO N 2 O 3<\p>

12 Азотная кислота. Получение: 1) 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (катализатор Pt) 2) 2NO + O 2 = 2NO 2 3) 4NO 2 + 2H 2 O + O 2 = 4HNO 3 Бесцветная жидкость с едким запахом. Как соляная кислота, дымит на воздухе. Гигроскопична. Смешивается с водой в любых отношениях. На свету разлагается: 4HNO 3(K) = 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O<\p>

14 Азотная кислота. Если кислота разбавленная: С малоактивными металлами: 3Cu + 8HNO 3(р) = 3Cu(NO 3 ) 2 + 4H 2 O + 2NO С металлами средней активности: 4Ni + 10HNO 3(р) = 4Ni(NO 3 ) 2 + 5H 2 O + N 2 O С активными металлами: 10Na + 12HNO 3(р) = 10NaNO 3 + 6H 2 O + N 2 Если кислота очень разбавленная: 8Na + 10HNO 3(OP) = 8NaNO 3 + 3H 2 O + NH 4 NO 3<\p>

15 Оксиды азота. Оксид азота(II) Бесцветный газ, плохо растворяется в воде, немного тяжелее воздуха. Получение: 1) в промышленности: 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (катализатор Pt) 2) в лаборатории: 3Cu + 8HNO 3(р) = 3Cu(NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O Под действием кислорода воздуха: 2NO + O 2 = 2NO 2<\p>

16 Азотная кислота. Азотная кислота пассивирует с Fe, Al, Cr, Co. Золото и платина не реагируют с азотной кислотой. Реагируют с «царской водкой»: HNO 3 + 4HCl+ Au = H[AuCl 4 ] + NO + 2H 2 O «Царская водка» состоит из 3 объемных долей концентрированной соляной кислоты и 1 объемной доли концентрированной азотной кислоты. Применяется: Производство минеральных удобрений, красителей, взрывчатых веществ, лекарственных препаратов, и другое.<\p>

17 Оксиды азота. В соединения с кислородом азот проявляет все свои положительные степени: N 2 O, NO, N 2 O 3, NO 2 (N 2 O 4 ), N 2 O 5 N 2 O и NO – не солеобразующие оксиды Оксид азота(I) (Веселящий газ) Получение: NH 4 NO 3 = N 2 O + 2H 2 O N 2 O довольно инертен при комнатной температуре, но при высоких температурах может поддерживать горение легко окисляющихся материалов Используется в медицине для наркоза.<\p>

18 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.<\p>

19 Круговорот азота в природе.<\p>

Источник: http://www.myshared.ru/slide/108852/