V группа главная подгруппа. Азот
презентация к уроку по химии (9 класс) по теме

Слайд 1

Неметаллы Элементы V группы главной подгруппы пниктогены

Слайд 2

Общая характеристика nS 2 nP 3 – строение внешнего энергетического уровня На внешнем уровне 5 электронов Увеличивается количество энергетических уровней в атоме Увеличивается радиус атома ослабляется притяжение валентных электронов к ядру ослабляются неметаллические и окислительные сойства возрастают металлические и восстановительные свойства ЭО уменьшается Низшая степень окисления в соединениях -3 Высшая степень окисления в соединениях +5

Слайд 3

Азот – простое вещество Молекула азота ( :N N: ) N 2 В молекуле имеются одна σ - и две π - связи. Молекула очень устойчива (три ковалентные связи), поэтому обладает низкой реакционной способностью. Открыт Д.Резерфордом в 1772 г. Основной компонент воздуха (78% по объему, 75,6% по массе). Газ, без цвета, запаха и вкуса; плохо растворим в воде, не поддерживает дыхание и горение t° кип.= -196°C; t°пл.=-210°C.

Слайд 4

Химические свойства азота Молекула азота очень устойчива (три ковалентные связи), поэтому обладает низкой реакционной способностью. В химических реакциях может выступать в роли как восстановителя: N 2 0 2N +2 так и в роли окислителя: N 2 0 2N -3

Слайд 5

Восстановительные свойства атомы проявляют при взаимодействии с кислородом при температуре электрической дуги N 2 0 + O 2 2N +2 O (в природе - во время грозы) Окислительные свойства атомы проявляют при взаимодействии с металлами и водородом: N 2 0 + 3H 2 2N -3 H З взаимодействие с активными металлами (с щелочными и щелочноземельными) при обычных условиях азот взаимодействует только с литием: 6Li 0 + N 2 0 2Li З N -3 3Mg 0 + N 2 0 Mg З N 2 -3 при нагревании В результате взаимодействия образуются нитриды металлов

Слайд 6

Получение азота Промышленный способ: Перегонка жидкого воздуха. Лабораторный способ: Разложение нитрита аммония: NH 4 NO 2 N 2 + 2H 2 O Рассмотрите данную реакцию как окислительно - восстановительный процесс

Слайд 7

А м м и а к NH 3 Молекула полярная, имеет форму треугольной пирамиды с атомом азота в вершине, угол HNH = 107,3°. Атом азота находится в sp 3 - гибридном состоянии; из четырех гибридных орбиталей азота три участвуют в образовании одинарных связей N–H, а четвертая связь занята неподеленной электронной парой.

Слайд 8

Физические свойства NH 3 - бесцветный газ, запах резкий, удушливый, ядовит, легче воздуха. t° кип.= -33,4°C; t°пл.= -78°C. Молекулы аммиака связаны слабыми водородными связями Водородная связь -это химическая связь между атомами водорода и атомами сильноэлектроотрицательного элемента ( F, Cl, O) 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 Н 2 O растворяется 750V NH 3 (при t°=20°C и p=1 атм).

Слайд 9

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".

Слайд 10

Получение Промышленный способ: N 2 + 3H 2 2NH 3 (p=1000 атм; t°= 500°C; kat). Лабораторный способ: Нагревание солей аммония со щелочами. 2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 CaCl 2 + 2NH 3 + 2Н 2 O (NH 4 ) 2 SO 4 + 2KOH K 2 SO 4 + 2NH 3 + 2Н 2 O

Слайд 11

Аммиак можно собирать только по методу (А), т.к. он легче воздуха и очень хорошо растворим в воде.

Слайд 12

Химические свойства NH 3 Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму Такой механизм образования связи, который возникает за счет свободной электронной пары, имеющейся у одного из атомов, называется донорно- акцепторным.

Слайд 13

Раствор аммиака в воде (аммиачная вода, нашатырный спирт) имеет щелочную реакцию (лакмус – синий ; фенолфталеин – малиновый ) из-за образования гидроксида аммония. NH 3 + Н 2 O NH 4 OH NH 4 + + OH - Аммиак реагирует с кислотами с образованием солей аммония. NH 3 + HCl NH 4 Cl 2NH 3 + H 2 SO 4 (NH 4 ) 2 SO 4 NH 3 + H 2 O + CO 2 NH 4 HCO 3 Аммиак-восстановитель (окисляется до N 2 0 , N 2 +1 О, N +2 O )

Слайд 14

Горение в кислороде без катализатора 4N -3 H 3 + 3O 2 2 N 2 + 6Н 2 O каталитическое окисление ( kat = Pt ) 4N -3 H 3 + 5O 2 4 NO + 6Н 2 O Восстановление оксидов некоторых металлов 3Cu +2 O + 2N -3 H 3 3Cu + N 2 0 + 3Н 2 O Разложение при нагревании 2N -3 H 3 N 2 + 3H 2

Слайд 15

Соли аммония Соли аммония – сложные вещества, в состав которых входят катионы аммония NH 4 + , связанные с кислотным остатком. Физические свойства Кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде. Получение: Аммиак (или гидроксид аммония) + кислота. NH 3 + HNO 3 NH 4 NO 3 (нитрат аммония) 2NH 4 OH + H 2 SO 4 (NH 4 ) 2 SO 4 + 2Н 2 O (cульфат аммония)

Слайд 16

Химические свойства солей аммония Сильные электролиты (диссоциируют в водных растворах) NH 4 Cl NH 4 + + Cl - Разложение при нагревании : NH 4 Cl NH 3 + HCl NH 4 HCO 3 NH 3 + Н 2 O + CO 2 NH 4 NO 3 N 2 O + 2Н 2 O (NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 N 2 + Cr 2 O 3 + 4Н 2 O Последние два процесса являются окислительно-восстановительными реакциями: уравняйте методом электронного баланса

Слайд 17

Химические свойства солей аммония Взаимодействие с кислотами (NH 4 ) 2 CO 3 + 2НCl 2NH 4 Cl + Н 2 O + CO 2 2NH 4 + + CO 3 2- + 2H + + 2Cl - 2NH 4 + + 2Cl - + Н 2 O + CO 2 CO 3 2- + 2H + Н 2 O + CO 2 Взаимодействие с солями (NH 4 ) 2 SO 4 + Ba(NO 3 ) 2 BaSO 4 + 2NH 4 NO 3 2NH 4 + + SO 4 2- + Ba 2+ + 2NO 3 - BaSO 4 + 2NH 4 + + 2NO 3 - Ba 2+ + SO 4 2- BaSO 4 Качественная реакция на NH 4 + При нагревании со щелочами выделяется аммиак NH 4 Cl + NaOH NaCl + NH 3 + Н 2 O По запаху аммиака можно судить о наличии соли аммония.

Слайд 18

Применение солей аммония Хлорид аммония NH 4 Cl : используют при паянии, он очищает поверхность металла от оксидной пленки, и к ней хорошо пристает припой. Гидрокарбонат аммония NH 4 HCO 3 и карбонат аммония (NH 4 ) 2 CO 3 : применяют в кондитерском деле, так как они легко разлагаются при нагревании и образуют газы, разрыхляющие тесто и делающие его пышным : NH 4 HCO 3 NH 3 + H 2 O + CO 2 Нитрат аммония NH 4 NO 3 в смеси с порошками алюминия и угля используют в качестве взрывчатого вещества – аммонала, который широко применяется при производстве горных работ.

Слайд 19

Оксиды азота N 2 +1 O, N +2 O, N 2 +3 O 3 , N +4 O 2 ,N 2 +5 O 5 Оксиды N 2 O, NO несолеобразующие, а остальные оксиды проявляют свойства типичных кислотных оксидов : N 2 O 3 HNO 2 NO 2 при растворении в воде дает одновременно две кислоты: 2NO 2 + H 2 O HNO 3 + HNO 2 4NO 2 + 2H 2 O + O 2 4HNO 3 Как типичные кислотные оксиды взаимодействуют с водой, с основными оксидами и основаниями – подтвердите это уравнениями соответствующих реакций.

Слайд 20

Азотная кислота HNO 3 Физические свойства Бесцветная жидкость, неограниченно растворимая в воде; t°пл.= -41°C; t°кип.= 82,6°С, r = 1,52 г/см3 Очень сильная кислота. Диссоциирует в водном растворе практически нацело: HNO 3 H + + NO 3 -

Слайд 21

HNO 3 обладает всеми свойствами, характерными для типичных кислот: Взаимодействует с основными оксидами: CuO + 2HNO 3 Cu(NO 3 ) 2 + H 2 O CuO + 2H + + 2NO 3 - Cu 2+ + 2NO 3 - + H 2 O CuO + 2H + Cu 2+ + H 2 O Взаимодействует с основаниями: HNO 3 + NaOH NaNO 3 + H 2 O H + + NO 3 - + Na + + OH - Na + + NO 3 - + H 2 O H + + OH - H 2 O Вытесняет слабые кислоты из их солей: 2HNO 3 + Na 2 CO 3 2NaNO 3 + H 2 O + CO 2 2H + + 2NO 3 - + 2Na + + СO 3 2- 2Na + + 2NO 3 - + H 2 O + CO 2 2H + + СO 3 2- H 2 O + CO 2

Слайд 22

Специфические свойства азотной кислоты HNO 3 сильный окислитель Разлагается на свету и при нагревании 4HNO 3 2H 2 O + 4NO 2 + O 2 Окрашивает белки в оранжево-желтый цвет (при попадании на кожу рук - "ксантопротеиновая реакция") При взаимодействии с металлами никогда не выделяется водород металл + HNO 3 соль азотной кислоты + вода + ( NH 3 , N 2 , NO, NO 2 )

Слайд 23

Окислительные свойства HNO 3 Взаимодействие с металлами: Fe, Al, Cr, Au, Pt HNO 3 пассивирует (без нагревания) Окислительные свойства зависят как от концентрации кислоты так и активности металла: HNO 3 проявляет окислительные свойства за счет атома N +5 Продуктами восстановления азота могут быть: N 2 O, NO, NO 2 , NH 3

Слайд 24

Окислительные свойства HNO 3 Взаимодействие с неметаллами: Азотная кислота превращается в NO (или в NO 2 ); неметаллы окисляются до соответствующих кислот: S 0 + HNO 3 (конц) H 2 S +6 O 4 + NO 2 + 2H 2 O B 0 + HNO 3 H 3 B +3 O 3 + NO 2 P 0 + HNO 3 + H 2 O NO + H 3 P +5 O 4 Рассмотрите данные реакции как окислительно- восстановительные процессы, укажите функции веществ в данных реакциях.

Слайд 25

Соли азотной кислоты-нитраты Нитраты щелочных металлов разлагаются до нитритов : 2NaNO 3 2 NaNO 2 + O 2 Нитраты менее активных металлов (от щелочноземельных до меди) разлагаются до оксидов: 2Mg(NO 3 ) 2 2 MgO + 4NO 2 + O 2 2Cu(NO 3 ) 2 2 CuO + 4NO 2 + O 2 Нитраты наименее активных металлов разлагаются до металлов: Hg(NO 3 ) 2 Hg + 2NO 2 + O 2 2AgNO 3 2 Ag + 2NO 2 + O 2 Нитрат аммония разлагаются до N 2 O NH 4 NO 3 N 2 O + 2H 2 O

Слайд 26

Значение азота Азот- жизненно важный элемент. Все основные части клеток организма построены из белковых молекул, в состав которых входят атомы азота. Без белка нет жизни, а без азота нет белка. Азот входит в состав растительных белков, а животные получают готовые белковые вещества от растений, в животном организме содержится от 1 – 10 % азота по массе. Большое значение имеют особые бактерии, которые живут в клубеньках на корнях бобовых растений ( клубеньковые бактерии ). Эти бактерии превращают атмосферный азот в соединения, которые могут усваивать растения.

Слайд 27

Азот в составе жизненно важных молекул белка