Азот и его соединения

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
Оглавление
Азот
Аммиак
Соли аммония
Азотная кислота
Соли азотная кислота
Азот
(от лат. а – нет и зоэ – жизнь) – безжизненный
«нитрогениум» - «рождающий селитру»
Строение атома
Возможные степени окисления
0
+3
+1
+4
+2
+5
-3
Азот – простое вещество
Молекулярная формула
Химические свойства азота
Круговорот азота в природе
Аммиак

NH3, нитрид водорода,
при нормальных
условиях —
бесцветный газ с
резким характерным
запахом (запах
нашатырного спирта)
Строение молекулы
Три неспаренных р-электрона атома азота участвуют в
образовании полярной ковалентной связи с 1sэлектронами трех атомов водорода (связи N-H)
Физические свойства
Аммиак – бесцветный газ с характерным
запахом «нашатырного спирта»
Собирание и распознавание аммиака
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).
Восстановительные свойства аммиака
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:
Образование иона аммония
NH3 + H+ = NH4+
Соли аммония
- 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.
Применение солей аммония
- 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.
Физические свойства
Соли аммония – твердые кристаллические
вещества, хорошо растворимые в воде.
Химические свойства



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



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
Азо́тная кислота́ (HNO3)
Физические свойства HNO3
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:
Химические свойства HNO3
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 свойства HNO3
При кипении или под действием света азотная кислота частично
разлагается:
Азотная кислота в любой концентрации проявляет свойства кислотыокислителя, 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 свойства HNO3
б) с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода:
Получение азотной кислоты
В промышленности азотную кислоты получают
двумя способами:
1.Электродуговым – из N2
2. Аммиачным – NH3
Применение азотной кислоты
Азотную кислоту используют для производства:
- Азотных удобрений;
- Взрывчатых веществ;
- Красителей;
- Нитратов.
Нитраты и нитриты
Нитрат — соль азотной
кислоты, содержит
однозарядный анион NO3−.
Нитрит — соль азотистой
кислоты HNO2. Нитриты
термически менее устойчивы,
чем нитраты
Разложение при нагревании



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
Термическое разложение нитрата аммония
может происходить по-разному, в зависимости
от температуры:
 Температура ниже 270°C:


Температура выше 270 °C, или детонация:
Применение

Нитриты применяются
в производстве
азокрасителей и
в медицине.

Основное применение
нитратов —
удобрения (селитры), вз
рывчатые
вещества (аммониты)
Применение
Применяют в сельском
хозяйстве в виде удобрений


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.
ПРОБЛЕМА ЭТА ВОЗНИКЛА В РЕЗУЛЬТАТЕ:

«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.
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.
Спасибо за внимание!