Презентация на тему "Азот и его соединения"

Содержание

• 
  Слайд 1

  Азот и его соединения

  Презентация учителя химии МОУ СОШ №1 г. Алексеевки Белгородской области Е.П. Харченко для 9 класса

• 
  Слайд 2

  Строение и свойства атома азота

  Азот / Nitrogenium (N) Атомный номер -7 Газ без цвета вкуса и достаточно инертный при нормальных условиях двухатомный газ без цвета, вкуса и запаха (формула N2).

• 
  Слайд 3

  Распростаненность азота

  Вне пределов Земли азот обнаружен в газовых туманностях, солнечной атмосфере, на Уране, Нептуне, межзвёздном пространстве и др. Азот — четвёртый по распространённости элемент Солнечной системы (после водорода, гелия и кислорода). Азот, в форме двухатомных молекул N2 составляет большую часть атмосферы, где его содержание составляет 75,6 % (по массе) или 78,084 % (по объёму), то есть около 3,87·1015 т. Содержится азота в земной коре в верхней части мантии, откуда он поступает в другие оболочки Земли с извержениями вулканов. Содержится азота в гидросфере в виде соединений.

• 
  Слайд 4

  Химические свойства азота

  Вследствие большой прочности молекулы азота многие его соединения термически малоустойчивы и довольно легко разлагаются при нагревании. Именно поэтому азот на Земле находится по большей части в свободном состоянии. Ввиду своей значительной инертности азот при обычных условиях реагирует только с литием: 6Li + N2 → 2Li3N, При нагревании он реагирует с некоторыми другими металлами и неметаллами, также образуя нитриды: 3Mg + N2 → Mg3N2, 2B + N2 →2BN, Наибольшее практическое значение имеет нитрид водорода (аммиак)

• 
  Слайд 5

  Биологическая роль азота

  Азот является элементом, необходимым для существования животных и растений, он входит в состав белков (16—18 % по массе), аминокислот, нуклеиновых кислот, нуклеопротеидов, хлорофилла, гемоглобина и др. В составе живых клеток по числу атомов азота около 2%, по массовой доле - около 2,5 % (четвертое место после водорода, углерода и кислорода). В связи с этим значительное количество связанного азота содержится в живых организмах, в веществе морей и океанов. В результате процессов гниения и разложения азотсодержащей органики, могут образоваться природные залежи полезных ископаемых, содержащие азот, например, «чилийская селитра» (нитрат натрия с примесями других соединений), норвежская, индийская селитры.

• 
  Слайд 6

  Круговорот азота в природе

  Фиксация атмосферного азота в природе происходит по двум основным направлениям — абиогенному и биогенному. Первый путь включает главным образом реакции азота с кислородом. Так как азот химически весьма инертен, для окисления требуются большие количества энергии (высокие температуры). Эти условия достигаются при разрядах молний, когда температура достигает 25000 °C и более. При этом происходит образование различных оксидов азота.

• 
  Слайд 7

  Круговорот азота в природе

  Однако основная часть молекулярного азота фиксируется биотическим путём. Долгое время считалось, что связывать молекулярный азот могут только клубеньковые бактерии бобовых растений, цианобактерии и др. Сейчас известно, что этой способностью обладают многие другие организмы в воде и почве, например, актиномицеты в клубнях ольхи и других деревьев (всего 160 видов). Все они превращают молекулярный азот в соединения аммония (NH4+). Этот процесс требует значительных затрат энергии. Таким образом, видна взаимная польза от симбиоза растений и азотфиксирующих бактерий — первые предоставляют вторым «место для проживания» и снабжают полученным в результате фотосинтеза «топливом» — глюкозой, вторые обеспечивают необходимый растениям азот в усваиваемой ими форме.

• 
  Слайд 8
  

  Азот в форме аммиака и соединений аммония быстро окисляется до нитратов и нитритов (этот процесс носит название нитрификации). Последние, не связанные тканями растений (и далее по пищевой цепи травоядными и хищниками), недолго остаются в почве. Большинство нитратов и нитритов хорошо растворимы, поэтому они смываются водой и в конце концов попадают в мировой океан. Азот, включённый в ткани растений и животных, после их гибели подвергается аммонификации (разложению содержащих азот сложных соединений с выделением аммиака и ионов аммония) и денитрификации то есть выделению атомарного азота, а также его оксидов. Эти процессы целиком происходят благодаря деятельности микроорганизмов в аэробных и анаэробных условиях.

• 
  Слайд 9

  Токсикология азота и его соединений

  Сам по себе атмосферный азот достаточно инертен, чтобы оказывать непосредственное влияние на организм человека и млекопитающих. Тем не менее, при повышенном давлении он вызывает наркоз, опьянение или удушье (при недостатке кислорода); при быстром снижении давления азот вызывает кессонную болезнь. Многие соединения азота очень активны и нередко токсичны.

• 
  Слайд 10

  Получение азота

  В лабораторияхего можно получать 1. По реакции разложения нитрита аммония: NH4NO2 → N2↑ + 2H2O Нагревание смеси дихромата калия и сульфата аммония (в соотношении 2:1 по массе). K2Cr2O7 + (NH4)2SO4 = (NH4)2Cr2O7 + K2SO4 (NH4)2Cr2O7 →(t) Cr2O3 + N2↑ + 4H2O 3. Самый чистый азот можно получить разложением азидов металлов: 2NaN3 →(t) 2Na + 3N2↑ 4. Так называемый «воздушный», или «атмосферный» азот, то есть смесь азота с благородными газами, получают путём реакции воздуха с раскалённым коксом: O2+ 4N2 + 2C → 2CO + 4N2 5. Пропускание аммиака над оксидом меди (II) при температуре ~700°С: 2NH3 + 3CuO → N2↑ + 3H2O + 3Cu Молекулярный азот в промышленности получают фракционной перегонкой жидкого воздуха. Этим методом можно получить и «атмосферный азот».

• 
  Слайд 11

  Соединения азота:

  Степени окисления азота в соединениях −3, −2, −1, +1, +2, +3, +4, +5. Соединения азота в степени окисления −3 представлены нитридами, из которых практически наиболее важен аммиак; Соединения азота в степени окисления −2 менее характерны, представлены пернитридами, из которых самый важный пернитрид водорода N2H4 или гидразин; Соединения азота в степени окисления −1 NH2OH (гидроксиламин) — неустойчивое основание, применяющееся, наряду с солями гидроксиламмония, в органическом синтезе; Соединения азота в степени окисления +1оксид азота (I) N2O (закись азота, веселящий газ); Соединения азота в степени окисления +2оксид азота (II) NO (монооксид азота); Соединения азота в степени окисления +3оксид азота (III) N2O3, азотистая кислота, Соединения азота в степени окисления +4оксид азота (IV) NO2 (диоксид азота, бурый газ); Соединения азота в степени окисления +5 — оксид азота (V) N2O5, азотная кислота и её соли — нитраты, и др.

• 
  Слайд 12

  Аммиак

  Молекула аммиака имеет форму пирамиды с атомом азота в вершине. Три неспаренных p-электрона атома азота участвуют в образовании полярных ковалентных связей с 1s-электронами трёх атомов водорода (связи N-H), четвёртая пара внешних электронов является неподелённой, она может образовать донорно-акцепторную связь с ионом водорода, образуя ион аммония NH4. Благодаря тому, что не связывающее двухэлектронное облако строго ориентировано в пространстве, молекула аммиака обладает высокой полярностью, что приводит к его хорошей растворимости в воде. Молекула аммиака имеет форму тригональной пирамиды с атомом азота в вершине. Три неспаренных p-электрона атома азота участвуют в образовании полярных ковалентных связей с 1s-электронами трёх атомов водорода (связи N-H), четвёртая пара внешних электронов является неподелённой, она может образовать донорно-акцепторную связь с ионом водорода, образуя ион аммония NH4. Благодаря тому, что не связывающее двухэлектронное облако строго ориентировано в пространстве, молекула аммиака обладает высокой полярностью, что приводит к его хорошей растворимости в воде.

• 
  Слайд 13

  Физические свойства аммиака

  Аммиа́к — NH3, нитрид водорода, при нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта), почти вдвое легче воздуха, ядовит. Растворимость NH3 в воде чрезвычайно велика — около 1200 объёмов (при 0 °C) или 700 объёмов (при 20 °C) в объёме воды. В холодильной технике носит название R717, где R  хладагент, 7 — тип хладагента (неорганическое соединение), 17 — молекулярная масса.

• 
  Слайд 14

  Химические свойства аммиака

  Благодаря наличию неподеленной электронной пары он присоединяет протон, образуя ион аммония: NH3 + H+ → NH4+ Водный раствор аммиака («нашатырный спирт») имеет слабощелочную реакцию из-за протекания процесса: NH3 + H2O → NH4+ + OH- Взаимодействуя с кислотами даёт соответствующие соли аммония: NH3 + HNO3 → NH4NO3 Амиды металлов являются аналогами гидроксидов.. Амиды подвергаются в водных растворах необратимому гидролизу: Zn3N2 + 6H2O → 3Zn(OH)2 + 2NH3↑ Фенолфталеин в этих растворах окрашивается в красный цвет, при добавлении кислот происходит их нейтрализация. 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: 4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H20 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O На восстановительной способности NH3 основано применение нашатыря NH4Cl для очистки поверхности металла от оксидов при их пайке: 3CuO + 2NH4Cl → 3Cu + 3H2O +2HCl + N2 Галогены (хлор, йод) образуют с аммиаком опасные взрывчатые вещества — галогениды азота (хлористый азот, иодистый азот).

• 
  Слайд 15

  Биологическая роль аммиака

  Аммиак является конечным продуктом азотистого обмена в организме человека и животных. Он образуется при метаболизмебелков, аминокислот и других азотистых соединений. Он высоко токсичен для организма, поэтому большая часть аммиака перерабатывается печенью в более безвредное и менее токсичное соединение — карбамид (мочевину). Мочевина затем выводится почками. Аммиак может также использоваться печенью для обратного процесса — ресинтеза аминокислот из аммиака Таким образом, из щавелевоуксусной кислоты получается аспарагиновая, из α-кетоглутаровой — глутаминовая, и т. д.

• 
  Слайд 16

  Физиологическое действие аммиака

  По физиологическому действию на организм относится к группе веществ удушающего и нейротропного действия, способных вызвать отёк лёгких и тяжёлое поражение нервной системы. Аммиак обладает как местным, так и резорбтивным действием. Пары аммиака сильно раздражают слизистые оболочки глаз и органов дыхания, а также кожные покровы. Это мы и воспринимаем как резкий запах. Пары аммиака вызывают обильное слезотечение, боль в глазах, химический ожог конъюктивы и роговицы, потерю зрения, приступы кашля, покраснение и зуд кожи. При соприкосновении сжиженного аммиака и его растворов с кожей возникает жжение, возможен химический ожог с пузырями, изъязвлениями. Кроме того, сжиженный аммиак при испарении поглощает тепло, и при соприкосновении с кожей возникает обморожение различной степени. Если чувствуется запах аммиака, то работать без средств защиты уже опасно. В мире максимальная концентрация аммиака в атмосфере (больше 1 миллиграмма на кв. метр) наблюдается на Индо-Гангской равнине, в Центральной долине США и в Южно-Казахстанской области.

• 
  Слайд 17

  Применение аммиака

  В основном используется для производства азотных удобрений (нитрат и сульфат аммония, мочевина), взрывчатых веществ и полимеров, азотной кислоты, соды (по аммиачному методу) и других продуктов химической промышленности. Жидкий аммиак используют в качестве растворителя. В холодильной технике используется в качестве холодильного агента (R717)

• 
  Слайд 18

  Получение аммиака

  Промышленный способ получения аммиака основан на прямом взаимодействии водорода и азота: N2(г) + 3H2(г) ↔ 2NH3(г) + 45,9 кДж Реакция происходит с выделением тепла и понижением объёма. Следовательно, исходя из принципа Ле-Шателье, реакцию следует проводить при возможно низких температурах и при высоких давлениях — тогда равновесие будет смещено вправо. Однако скорость реакции при низких температурах ничтожно мала, а при высоких увеличивается скорость обратной реакции. Проведение реакции при очень высоких давлениях требует создания специального, выдерживающего высокое давление оборудования, а значит и больших капиталовложений. Кроме того, равновесие реакции даже при 700 °C устанавливается слишком медленно для практического её использования. Применение катализатора (пористое железо с примесями Al2O3 и K2O) позволило ускорить достижение равновесного состояния. Интересно, что при поиске катализатора на эту роль пробовали более 20 тысяч различных веществ. Учитывая все вышеприведённые факторы, процесс получения аммиака проводят при следующих условиях: температура 500 °C, давление 350 атмосфер, катализатор. Выход аммиака при таких условиях составляет около 30 %. В промышленных условиях использован принцип циркуляции — аммиак удаляют охлаждением, а непрореагировавшие азот и водород возвращают в колонну синтеза. Это оказывается более экономичным, чем достижение более высокого выхода реакции за счёт повышения давления. Для получения аммиака в лаборатории используют действие сильных щелочей на соли аммония: NH4Cl + NaOH = NH3↑ + NaCl + H2O.

• 
  Слайд 19

  Оксид азота (I)

  N2O Оксид азота N2O — бесцветный газ со слабым запахом, растворим в воде. Не взаимодействует с водой, растворами кислот и щелочей. При нагревании разлагается на азот и кислород. При высоких концентрациях N2O возбуждает нервную систему («веселящий газ»). В медицине N2O применяют как слабое средство для наркоза. Оксид азота, N2O

• 
  Слайд 20

  Оксид азота (II)

  NO Оксид азота NO — бесветный газ, незначительно растворим в воде. Не взаимодействует с водой, растворами кислот и щелочей. Оксид азота (II) — очень реакционноспособное соединение, может вступать в реакции присоединения с рядом солей (нитрозосоли), с галогенами (напр., нитрозилхлорид NOCl), органическими соединениями. При обычной температуре NO соединяется с кислородом с образованием NO2. Оксид NO получают каталитическим окислением при производстве азотной кислоты. Оксид азота, NO

• 
  Слайд 21

  Оксид азота (III)

  N2O3 Оксид N2O3 (азотистый ангидрид) неустойчив при обычных условиях, взаимодействует с водой, образуя азотистую кислоту HNO2.

• 
  Слайд 22

  Оксид азота (IV)

  NО2, N2O4(IV) Оксид азота NО2 — бурый газ, токсичен, тяжелее воздуха, легко сжижается. При комнатной температуре NО2 находится в смеси с его бесцветным димером N2O4, приблизительно 1:1. Взаимодействует с водой: 2NO2 + Н2О = HNO3 + HNO2 и растворами щелочей: 2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2О Сильный окислитель. Многие вещества (уголь, сера, фосфор, органические соединения) могут гореть в NО2. Этот оксид окисляет SО2 до SO3, на этой реакции основан нитрозный метод получения серной кислоты. Раздражает дыхательные пути, при больших концентрациях появляется отёк легких. Оксид азота , NO2 Оксид азота,(NO2)2 или N2O4

• 
  Слайд 23

  Оксид азота (V)

  N2O5 Оксид N2O5 (азотный ангидрид) — бесцветное кристаллическое вещество, легко разлагается на NО2 и О2. Сильный окислитель. В воде легко растворяется с образованием азотной кислоты HNO3. Азотный ангидрид, N2O5