'

Азот и его соединения.

Понравилась презентация – покажи это...





Слайд 0

Азот и его соединения.


Слайд 1

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. 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». Лавуазье А.Л. Шееле К.В. Кавендиш Г.


Слайд 2

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 :N?N: Степени окисления: от -3 до +5 Наиболее устойчивая степень окисления 0.


Слайд 3

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


Слайд 4

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


Слайд 5

Получение и использование азота. Способ получения элементного азота зависит от требуемой его чистоты. В промышленности: сжижение воздуха В лаборатории: NH4NO2 = N2 + 2H2O NH3 + Br2 = N2 + HBr 2NaN3 = 3N2 + 2Na (NaN3 – азид натрия) 2NH3 + 3CuO = N2 + 3Cu + 3H2O В основном используют для получение аммиака: N2 + 3H2 = 2NH3 Также применяют для создания инертной среды, охлаждения веществ до низких веществ до низких температур, и другое.


Слайд 6

Степени окисления и соединения азота.


Слайд 7

Оксиды азота. Оксид азота(V) N2O5 – белое кристаллическое вещество, получается обезвоживанием азотной кислоты в присутствии оксида фосфора P4O10: 2HNO3 <=> N2O5 + H2O 2HNO3 +P2O5 <=> 2HPO3 + N2O5  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:


Слайд 8

Оксиды азота. Оксид азота(IV) (Бурый газ) Ядовитый газ красно-коричневого цвета с резким запахом. 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


Слайд 9

Оксиды азота. Получение концентрированной азотной кислоты: 4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3 Димеризуется: 2NO2 <=> N2O4 Бурый Бесцветный NO2 обладает сильными окислительными свойствами: 1) SO2 + NO2 = SO3 + NO 2) 2C + 2NO2 = 2CO2 + N2 - горение


Слайд 10

Оксиды азота. Оксид азота(III) Ангидрид азотистой кислоты: N2O3 + H2O = 2HNO2 Чистый N2O3 может быть получен в виде голубой жидкости при низких температурах (–20 °С) из эквимолекулярной смеси NO и NO2. N2O3 устойчив только в твердом состоянии при низких температурах (т.пл. –102,3 °С), в жидком и газообразном состояния он снова разлагается на NO и NO2. NO2 + NO <=> N2O3


Слайд 11

Азотная кислота. Получение: 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O (катализатор Pt) 2NO + O2 = 2NO2 4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3 Бесцветная жидкость с едким запахом. Как соляная кислота, дымит на воздухе. Гигроскопична. Смешивается с водой в любых отношениях. На свету разлагается: 4HNO3(K) = 4NO2 + O2 + 2H2O


Слайд 12

Азотная кислота. Реагирует с Me: Если кислота концентрированная: С малоактивными металлами: Cu + 4HNO3(K) = Cu(NO3)2 + 2H2O + 2NO2 С металлами средней активности: 3Ni + 8HNO3(K) = 3Ni(NO3)2 + 4H2O + 2NO С активными металлами: 8Na + 10HNO3(K) = 8NaNO3 + 5H2O + N2O


Слайд 13

Азотная кислота. Если кислота разбавленная: С малоактивными металлами: 3Cu + 8HNO3(р) = 3Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO С металлами средней активности: 4Ni + 10HNO3(р) = 4Ni(NO3)2 + 5H2O + N2O С активными металлами: 10Na + 12HNO3(р) = 10NaNO3 + 6H2O + N2 Если кислота очень разбавленная: 8Na + 10HNO3(OP) = 8NaNO3 + 3H2O + NH4NO3


Слайд 14

Оксиды азота. Оксид азота(II) Бесцветный газ, плохо растворяется в воде, немного тяжелее воздуха. Получение: 1) в промышленности: 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O (катализатор Pt) 2) в лаборатории: 3Cu + 8HNO3(р) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O Под действием кислорода воздуха: 2NO + O2 = 2NO2


Слайд 15

Азотная кислота. Азотная кислота пассивирует с Fe, Al, Cr, Co. Золото и платина не реагируют с азотной кислотой. Реагируют с «царской водкой»: HNO3 + 4HCl+ Au = H[AuCl4] + NO + 2H2O «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.


Слайд 16

Оксиды азота. В соединения с кислородом азот проявляет все свои положительные степени: N2O, NO, N2O3, NO2 (N2O4), N2O5 N2O и NO – не солеобразующие оксиды Оксид азота(I) (Веселящий газ) Получение: NH4NO3 = N2O + 2H2O N2O довольно инертен при комнатной температуре, но при высоких температурах может поддерживать горение легко окисляющихся материалов Используется в медицине для наркоза.


Слайд 17

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.


Слайд 18

Круговорот азота в природе.


×

HTML:





Ссылка: