Презентация к теме" Азот и его соединения"
презентация к уроку по химии (9 класс) на тему

Слайд 1

Символ - N Атомный вес - 14.0067 Плотность - 0.808 (при -195.8°C) Температура плавления - -209.86 °C Температура кипения - -195.82 °C Открыт - Д. Резерфордом в 1772 г. Азот и его соединения

Слайд 2

Жидкий азот Жидкий азот —не взрывоопасен и не ядовит. Испаряясь, азот охлаждает очаг возгорания и вытесняет кислород, необходимый для горения, поэтому пожар прекращается. Так как азот, в отличие от воды, пены или порошка, просто испаряется и выветривается, азотное пожаротушение, наряду с углекислотным, — наиболее эффективный с точки зрения сохранности ценностей способ тушения пожаров. жидкость прозрачного цвета . Имеет точку кипения − 195,75 ° С

Слайд 3

Применение жидкого азота ; для охлаждения различного оборудования и техники; для охлаждения компонентов компьютера при экстремальном разгоне

Слайд 4

Применение жидкого азота В косметологии жидкий азот применяется . для лечения вульгарных, подошвенных и плоских бородавок, папиллом, гипертрофических рубцов, вульгарной угревой сыпи, розовых угрей . В пищевой промышленности азот зарегистрирован в качестве пищевой добавки E941, как газовая среда для упаковки и хранения, хладагент, а жидкий азот применяется при разливе масел и негазированных напитков для создания избыточного давления и инертной среды в мягкой таре.

Слайд 5

Поведение веществ в жидком азоте Вещества в жидком азоте становятся хрупкими

Слайд 6

Ожоги жидким азотом Следует охладить поражённые участки тела водой или холодными предметами, ввести обезболивающие препараты, наложить на раны повязки из стерильных перевязочных средств или подручных материалов.

Слайд 7

Кессонная болезнь Кессонная болезнь возникает при быстром снижении давления (например, при всплытии с глубины, выхода из кессона или барокамеры, или подъеме на высоту). При этом газ азот, ранее растворенный в крови или тканях, образует газовые пузырьки в кровеносных сосудах. Характерные симптомы включают боль или неврологические нарушения. Тяжелые случаи могут быть фатальными.

Слайд 8

Химические свойства азота В химическом отношении азот довольно инертный газ из-за прочной ковалентной связи, атомарный же азот химически очень активен. Из металлов свободный азот реагирует в обычных условиях только с литием, образуя нитрид: 6Li + N2 = 2Li3N С повышением температуры активность молекулярного азота увеличивается. При взаимодействии азота с водородом при нагревании, повышенном давлении и присутствии катализатора образуется аммиак: N2 + 3H2 = 2NH3 С кислородом азот соединяется только в электрической дуге с образованием оксида азота (II): N2 + O2 = 2NO

Слайд 9

Оксиды азота С водой и щелочами не реагируют Оксид азота( I) (N2O) Оксид азота( II) (NO) Оксид азота( III) (N2O3) Оксид азота( IV) (NO2) Оксид азота( V) (N2O5) 2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2, 4NO2 + 2H2O + О2 = 4 HNO3.

Слайд 10

Азотная кислота Температура кипения азотной кислоты +83 °С, температура замерзания –41 °С, т.е. при обычных условиях это жидкость. Резкий запах и то, что при хранении она желтеет, объясняется тем, что концентрированная кислота малоустойчива и под действием света или при нагревании частично разлагается. 4HNO3 = 2H2O + 4NO2 + O2.

Слайд 11

Взаимодействие с металлами Концентрированная азотная кислота Me + HNO3( конц .) → соль + вода + NO2 С концентрированной азотной кислотой не взаимодействуют благородные металлы ( Au , Ru , Os , Rh , Ir , Pt ), а ряд металлов ( Al , Ti , Cr , Fe , Co , Ni ) при низкой температуре пассивируются концентрированной азотной кислотой. Реакция возможна при повышении температуры Ag + 2HNO3(конц.) → AgNO3 + H2O + NO2↑ .

Слайд 12

Взаимодействие с металлами Разбавленная азотная кислота Продукт восстановления азотной кислоты в разбавленном растворе зависит от активности металла, участвующего в реакции: Активный металл 8 Al + 30HNO3( разб .) → 8 Al(NO3)3 + 9H2O + 3NH4NO3 Металл средней активности 10Cr + 36HNO3( разб .) → 10Cr(NO3)3 + 18H2O + 3N2 Металл малоактивный 3 Ag + 4HNO3( разб .) → 3 AgNO3 + 2H2O + NO

Слайд 13

Получение азотной кислоты NaNO3 + H2SO4 = NaHSO4 + HNO3 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O ( Условия: катализатор – Pt , t = 500˚ С) 2NO + O2 → 2NO2 4 NO2 + О2 + 2 H2O ↔ 4HNO3

Слайд 14

Применение азотной кислоты Производство азотных и комплексных удобрений. Производство взрывчатых веществ . Производство красителей. Производство лекарств . Производство пленок, нитролаков, нитроэмалей . Производство искусственных волокон . Как компонент нитрующей смеси, для траления металлов в металлургии.

Слайд 15

Аммиак . Аммиа́к — NH3, нитрид водорода, при нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта). Аммиак почти вдвое легче воздуха . Растворимость NH3 в воде чрезвычайно велика — около 1200 объёмов (при 0 °C) или 700 объёмов (при 20 °C) в объёме ( Аммиак (в европейских языках его название звучит как «аммониак») своим названием обязан оазису Аммона в Северной Африке, расположенному на перекрестке караванных путей. В жарком климате мочевина (NH2)2CO, содержащаяся в продуктах жизнедеятельности животных, разлагается особенно быстро. Одним из продуктов разложения и является аммиак. По другим сведениям, аммиак получил своё название от древнеегипетского слова амониан . Так называли людей, поклоняющихся богу Амону. Они во время своих ритуальных обрядов нюхали нашатырь NH4Cl, который при нагревании испаряет аммиак.

Слайд 16

Аммиак - опасен В медицине 10% водный раствор аммиака известен как нашатырный спирт. Резкий запах аммиака раздражает специфические рецепторы слизистой оболочки носа и способствует возбуждению дыхательного и сосудодвигательного центров, поэтому при обморочных состояниях или алкогольном отравлении пострадавшему дают вдыхать пары нашатырного Аммиак опасен при вдыхании. При остром отравлении аммиак поражает глаза и дыхательные пути, при высоких концентрациях возможен смертельный исход. Вызывает сильный кашель, удушье, при высокой концентрации паров — возбуждение, бред. При контакте с кожей — жгучая боль, отек, ожег с пузырями. Первая медицинская помощь: промыть глаза и лицо водой, надеть противогаз или ватно-марлевую повязку, смоченную 5% раствором лимонной кислоты, открытые участки кожи обильно промыть водой, немедленно покинуть очаг заражения. При попадании аммиака в желудок надо выпить несколько стаканов теплой воды с добавлением одной чайной ложки столового уксуса на стакан воды и вызвать рвоту.

Слайд 17

Получение аммиака лаборатории используют действие сильных щелочей на соли аммония : NH4Cl + NaOH = NH3↑ + NaCl + H2O (NH4)2SO4 + Ca (OH)2 = 2NH3↑ + CaSO4 + 2H2O Промышленный способ получения аммиака основан на прямом взаимодействии водорода и азота : N2(г) + 3H2(г) ↔ 2NH3(г) + 45,9 кДж Условия : катализатор – пористое железо температура – 450 – 500 ˚ С давление – 25 – 30 атм

Слайд 18

Химические свойства аммиака NH3 – сильный восстановитель. 1. Горение аммиака (при нагревании) 4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H20 2. Каталитическое окисление амииака (катализатор Pt – Rh , температура) 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O

Слайд 19

Взаимодействие аммиака с водой и кислотами И водный раствор аммиака, и соли аммония содержат особый ион — катион аммония NH4, играющий роль катиона металла. Он получается в результате того, что атом азота имеет свободную ( неподеленную ) электронную пару, за счет которой и формируется еще одна ковалентная связь с катионом водорода, переходящего к аммиаку от молекул кислот или воды: Такой механизм образования ковалентной связи, которая возникает не в результате обобществления непарных электронов, а благодаря свободной электронной паре, имеющейся у одного из атомов, называется донорно-акцепторным. NH3 + HCl = NH4Cl↑ 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4↓ NH3 + Н20 <-> NН4 + ОН- Если к раствору аммиака прилить несколько капель фенолфталеина, то он окрасится в малиновый цвет, т. е. покажет щелочную среду:

Слайд 20

Соли аммония вступают в обменную реакцию с кислотами и солями : (NH4)2SO4 + Ba(NO3)2 → BaSO4 ↓ + 2NH4NO3 ( NH4)2CO3 + 2HCl → 2NH4Cl + Н2O + CO2 ↑ взаимодействуют с растворами щелочей с образованием аммиака – качественная реакция на ион аммония : NH4Cl + NaOH → NaCl + NH3 ↑ + Н2 O разлагаются при нагревании NH4Cl → NH3↑ + HCl NH4NO3 → N2O↑ + 2 Н2 O (NH4)2Cr2O7 → N2↑ + Cr2O3+ 4 Н2 O