Муниципальное бюджетное общеобразовательное учреждение

1. Муниципальное бюджетное общеобразовательное учреждение «Клюквинская средняя общеобразовательная школа-интернат» Томской области Верхнекетского района Азот и его соединения Автор: Титов Илья, обучающийся 11 класса Руководитель: Сафарова Ольга Анатольевна, Учитель химии

2. Оглавление Азот Аммиак Соли аммония Азотная кислота Соли азотная кислота

3. (от лат. а – нет и зоэ – жизнь) – безжизненный«нитрогениум» - «рождающий селитру» Азот

4. Строение атома

5. Возможные степени окисления +3 +4 +5 0 +1 +2 -3

6. Азот – простое вещество N2 Молекулярная формула N N структурная формула электронная формула , В, Ц, З, М Ткип = - 195 С Тпл = - 210 С

7. Химические свойства азота

9. Круговорот азота в природе

10. Аммиак • NH3, нитрид водорода, при нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом (запахнашатырного спирта)

11. Три неспаренных р-электрона атома азота участвуют в образовании полярной ковалентной связи с 1s-электронами трех атомов водорода (связи N-H) Строение молекулы

12. Аммиак – бесцветный газ с характерным запахом «нашатырного спирта» Физические свойства

13. В фарфоровую чашку насыпьте хлорид аммония и гидроксид кальция объемом по одной ложечке для сжигания веществ. Смесь перемешайте стеклянной палочкой и высыпьте в сухую пробирку. Закройте ее пробкой и укрепите в лапке штатива (обратите внимание на наклон пробирки относительно отверстия!). На газоотводную трубку наденьте сухую пробирку для собирания аммиака. Пробирку со смесью хлорида аммония и гидроксида кальция прогрейте сначала всю (2—3 движения пламени), а затем в том месте, где находится смесь. Для обнаружения аммиака поднесите к отверстию перевернутой вверх дном пробирки: • влажную фенолфталеиновую или лакмусовую бумажку (она становиться малиновой или синей соответственно); • палочку смоченную концентрированной соляной кислотой (идет белый дым). Собирание и распознавание аммиака

14. При нагревании аммиак проявляет восстановительные свойства. Так, он горит в атмосфере кислорода, образуя воду и азот. Окисление аммиака воздухом на платиновом катализаторе даёт оксиды азота, что используется в промышленности для получения азотной кислоты: На восстановительной способности NH3 основано применение нашатыря NH4Cl для очистки поверхности металла от оксидов при их пайке: Восстановительные свойства аммиака

15. NH3 + H+ = NH4+ Образование иона аммония

16. - соли, содержащие аммоний, NH4+; по строению, цвету и другим свойствам они похожи на соответствующие соли натрия. Все соли аммония хорошо растворимы в воде и полностью диссоциируют в водном растворе. Соли аммония проявляют общие свойства солей. Соли аммония

17. - Нитрат аммония (аммиачная селитра) NH4NO3 применяют как азотное удобрение и для изготовления взрывчатых веществ — аммонитов; - Сульфат аммония (NH4)2SO4 — как дешёвое азотное удобрение; - Гидрокарбонат аммония NH4HCO3 и карбонат аммония (NH4)2CO3 — в пищевой промышленности при производстве мучных кондитерских изделий в качестве химического разрыхлителя, при крашении тканей, в производстве витаминов, в медицине; - Хлорид аммония (нашатырь) NH4Cl — в гальванических элементах (сухих батареях), при пайке и лужении, в текстильной промышленности, как удобрение, в ветеринарии, в медицине. Применение солей аммония

18. Соли аммония – твердые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде. Физические свойства

19. Сильные электролиты (диссоциируют в водных растворах): NH4Cl ↔ NH4+ + Cl− • Разложение при нагревании: а) если кислота летучая NH4Cl → NH3↑ + HCl NH4HCO3 → NH3↑ + Н2O­ + CO2 б) если анион проявляет окислительные свойства NH4NO3 → N2O↑ + 2Н2O (NH4)2Cr2O7 → N2↑ + Cr2O3+ 4Н2O • С кислотами (реакция обмена): (NH4)2CO3 + 2HCl → 2NH4Cl + Н2O + CO2 ↑ 2NH4+ + CO32− + 2H+ + 2Cl− → 2NH4+ + 2Cl− + Н2O + CO2 ↑ CO32− + 2H+ → Н2O + CO2 ↑ Химические свойства

20. C солями (реакция обмена): (NH4)2SO4 + Ba(NO3)2 → BaSO4 ↓ + 2NH4NO3 2NH4+ + SO42− + Ba2+ + 2NO3− → BaSO4 ↓ + 2NH4+ + 2NO3− Ba2+ + SO42− → BaSO4 ↓ • Соли аммония подвергаются гидролизу (как соль слабого основания и сильной кислоты) — среда кислая: NH4Cl + Н2O ↔ NH4OH + HCl NH4+ + Н2O ↔ NH4OH + H+ • При нагревании со щелочами выделяют аммиак (качественная реакция на ион аммония) NH4Cl + NaOH → NaCl + NH3 ↑ + Н2O Химические свойства

21. Азо́тная кислота́ (HNO3)

22. Азот в азотной кислоте четырёхвалентен[2], степень окисления +5. Азотная кислота — бесцветная, дымящая на воздухе жидкость, температура плавления −41,59 °C, кипения +82,6 °C с частичным разложением. Растворимость азотной кислоты в воде не ограничена. Водные растворы HNO3 с массовой долей 0,95-0,98 называют «дымящей азотной кислотой», с массовой долей 0,6-0,7 — концентрированной азотной кислотой. С водой образует азеотропную смесь (массовая доля 68,4 %, d20 = 1,41 г/см, Tкип= 120,7 °C). Высококонцентрированная HNO3 имеет обычно бурую окраску вследствие происходящего на свету процесса разложения: Физические свойстваHNO3

23. При нагревании азотная кислота распадается по той же реакции. Азотную кислоту можно перегонять (без разложения) только при пониженном давлении (указанная температура кипения при атмосферном давлении найдена экстраполяцией). Золото, некоторые металлы платиновой группы и тантал инертны к азотной кислоте во всём диапазоне концентраций, остальные металлы реагируют с ней, ход реакции при этом определяется её концентрацией. HNO3 как сильная одноосновная кислота взаимодействует: а) с основными и амфотерными оксидами: б) с основаниями: Химические свойстваHNO3

24. При кипении или под действием света азотная кислота частично разлагается: Азотная кислота в любой концентрации проявляет свойства кислоты-окислителя, при этом азот восстанавливается до степени окисления от +4 до −3. Глубина восстановления зависит в первую очередь от природы восстановителя и от концентрации азотной кислоты. Как кислота-окислитель, HNO3 взаимодействует: а) с металлами, стоящими в ряду напряжений правее водорода: Концентрированная HNO3 Разбавленная HNO3 Химические свойстваHNO3

25. б) с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода: Химические свойстваHNO3

26. В промышленности азотную кислоты получают двумя способами: 1.Электродуговым – из N2 2. Аммиачным – NH3 Получение азотной кислоты

27. Азотную кислоту используют для производства: - Азотных удобрений; - Взрывчатых веществ; - Красителей; - Нитратов. Применение азотной кислоты

28. Нитраты и нитриты Нитрат  — соль азотной кислоты, содержит однозарядный анион NO3−. Нитрит — соль азотистой кислоты HNO2. Нитриты термически менее устойчивы, чем нитраты

29. Соли азотной кислоты при нагревании разлагаются, причём продукты разложения зависят от положения солеобразующего металла в ряду стандартных электродных потенциалов. Нитраты металлов, расположенных левее магния Mg, (за исключением лития) при разложении образуют нитриты и кислород, например, нитрат натрия разлагается при температуре 300 °С: Нитраты металлов, расположенных в данном ряду после Cu образуют свободный металл, NO2 и кислород. Например, нитрат серебра, разлагается при температуре 170 °С, образуя свободный металл, диоксид азота и кислород. Разложение при нагревании

30. Термическое разложение нитрата аммония может происходить по-разному, в зависимости от температуры: Температура ниже 270°C: Температура выше 270 °C, или детонация: Разложение при нагревании

31. Применение • Основное применение нитратов — удобрения (селитры), взрывчатые вещества (аммониты) • Нитриты применяются в производстве азокрасителей и в медицине.

32. Применение Применяют в сельском хозяйстве в виде удобрений

33. В настоящее время существует проблема повышенного содержания нитратов и нитритов в сельскохозяйственной продукции. Сами нитраты не отличаются высокой токсичностью. Но под действием микрофлоры кишечника идёт восстановление их в нитриты (соли азотистой кислоты), которые во много раз токсичнее – особенно для стариков и детей, для больных дисбактериозом кишечника, а также для страдающих заболеваниями дыхательной и сердечно – сосудистой систем. Происходит это потому, что нитриты связывают двухвалентное железо гемоглобина крови, лишая его способности транспортировать кислород и мешая тем самым, нормальному тканевому дыханию. Кроме того, избыточные нитриты в организмы участвуют в образовании более сложных соединений – нитрозаминов, считающихся канцерогенами.

34. «перекармливания» растений азотсодержащими удобрениями; большие дозы этих удобрений, не сбалансированные с другими; внесение их в конце вегетации, когда растение не в состоянии «переваривать» избыточную пищу; а также характер почв; погодные условия; густота посевов – всё это причины избыточного содержания нитритов и нитратов. Проблема эта возникла в результате:

35. Различные виды растений обладают разной способностью к накоплению нитратов: из овощей несомненные лидеры зеленные культуры (укроп, салат, петрушка и др.), за ними идет свёкла, а дальше с существенными отставаниями – капуста и морковь. Предельно допустимые нормы содержания нитратов были утверждены Минздравом РФ (в мг/кг по нитрат-Иону): в картофеле – 80, капусте белокочанной – 300, моркови – 300,томатах – 60,луке репчатом – 60.лук – перо – 400,огурцах – 150, в арбузах -45, дынях – 45,свёкле – 140.

36. Спасибо за внимание!