Презентация на тему: 20.04.2014

20.04.2014
20.04.2014
20.04.2014
20.04.2014
20.04.2014
20.04.2014
20.04.2014
20.04.2014
20.04.2014
20.04.2014
20.04.2014
Определите высшую и низшую степени окисления азота
20.04.2014
20.04.2014
АЗОТ. СОЕДИНЕНИЯ АЗОТА
22.04.2014
АЗОТ. КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ АЗОТА
20.04.2014
20.04.2014
20.04.2014
Опыт
20.04.2014
20.04.2014
АЗОТИСТАЯ КИСЛОТА HNO 2
20.04.2014
АЗОТНАЯ КИСЛОТА HNO 3
20.04.2014
20.04.2014
20.04.2014
20.04.2014
20.04.2014
20.04.2014
20.04.2014
20.04.2014
Опыт
20.04.2014
Опыт
27.04.2014
20.04.2014
20.04.2014
20.04.2014
20.04.2014
Опыт
АММИАК NH 3
20.04.2014
Опыт
АММИАК NH 3
Опыт
20.04.2014
Опыт
20.04.2014
20.04.2014
20.04.2014
АММИАК NH 3
Опыт
20.04.2014
20.04.2014
20.04.2014
20.04.2014
20.04.2014
20.04.2014
20.04.2014
20.04.2014
20.04.2014
1/64
Средняя оценка: 4.2/5 (всего оценок: 77)
Код скопирован в буфер обмена
Скачать (198 Кб)
1

Первый слайд презентации: 20.04.2014

§ 24, уметь определять степень окисления у азота; оформить таблицу «кислородосодержащие соединения азота»; Конспект «Круговорот азота»

Изображение слайда
2

Слайд 2

АЗОТ N 2

Изображение слайда
3

Слайд 3

1s 2 2 s 2 2 p 3 2 s 2 p АЗОТ 1. Строение N N N N N 2 1 неподелённая электронная пара неспаренные электроны 3 поделённые электронные пары внешние электроны

Изображение слайда
4

Слайд 4

в промышленности: фракционная перегонка (разделение) жидкого воздуха – выделение жидкого азота ( видео ); 2. Получение

Изображение слайда
5

Слайд 5

в лаборатории: NH 4 NO 2 = 2H 2 O + N 2 ↑ KNO 2 + NH 4 Cl = KCl + 2H 2 O + N 2 ↑ ( видео ) 2 NH 3 + 3CuO = 3Cu + 3H 2 O + N 2 ↑ (NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 = N 2 ↑ + 4H 2 O + Cr 2 O 3 t o C t o C t o C t o C

Изображение слайда
6

Слайд 6

г; ц; з; в; малорастворим в воде (хуже кислорода) 0 о С в 1 V воды – 0,0 024 V( N 2 ). Легче воздуха t кип. =-195,6 o C и t пл. =-210 o C Растворяется в крови с увеличением давления – « кессоная болезнь » или ДКБ ( видео ) N 2 3. Физические свойства

Изображение слайда
7

Слайд 7

Крепитация (crepitatio; лат. crepitare скрипеть, хрустеть) представляет собой характерный хруст, возникающий из-за лопания микропузырьков азота в тканях

Изображение слайда
8

Слайд 8

Собирают: методом вытеснения воды; методом вытеснения воздуха; N 2

Изображение слайда
9

Слайд 9

Качественная реакция: горящая лучинка – гаснет в атмосфере азота; N 2

Изображение слайда
10

Слайд 10

При комнатной температуре реагирует только с литием: 6 Li + N 2 = 2 Li 3 N (нитрид лития) С остальными металлами и неметаллами азот реагирует только при нагревании (давлении или наличие катализатора) 4. Химические свойства

Изображение слайда
11

Слайд 11

N 2 + 3 H 2 2NH 3 + Q, кДж N 2 + O 2 2NO – Q, кДж → → Fe, p, t → → Электрическая дуга

Изображение слайда
12

Слайд 12: Определите высшую и низшую степени окисления азота

Изображение слайда
13

Слайд 13

В ходе химических реакций азот проявляет с.о.: -2 N 2 H 4 гидразин -1 NH 2 OH гидроксиламин 0 N 2 +1 N 2 O +2 NO -3 NH 3 аммиак NH 4 OH гидроксид аммония NH 4 + R соль аммония + 3 N 2 O 3 HNO 2 азотистая кислота MeNO 2 нитриты +4 NO 2 +5 N 2 O 5 HNO 3 азотная кислота MeNO 3 нитраты (нитраты Na, K, Ca и аммония – селитры) ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓

Изображение слайда
14

Слайд 14

5. Круговорт азота в природе Законспектировать самостоятельно стр. 144-145

Изображение слайда
15

Слайд 15: АЗОТ. СОЕДИНЕНИЯ АЗОТА

Основные соединения: аммиак, гидроксид аммония и соли аммония; оксиды азота ( I-V) ; азотистая кислота и её соли – нитриты; азотная кислота и её соли - нитраты.

Изображение слайда
16

Слайд 16: 22.04.2014

§ 27, знать свойства и получение кислородосодержащих соединений азота; ОВР с участием азотной кислоты; ОВР разложения нитратов;

Изображение слайда
17

Слайд 17: АЗОТ. КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ АЗОТА

Основные соединения: оксиды азота ( I-V) ; азотистая кислота и её соли – нитриты; азотная кислота и её соли - нитраты.

Изображение слайда
18

Слайд 18

ОКСИДЫ АЗОТА N 2 O x – 2 + х

Изображение слайда
19

Слайд 19

Таблица. « Оксиды азота ». формула название физические свойства химические свойства N +1 2 O оксид азота ( I ), « веселящий газ », закись азота, гемиоксид азота Бесцветный газ, сладкий запах, наркотик (Г. Дэви), растворимость в воде 0,6:1; несолеобразующий оксид Несолеобразующий оксид, тлеющая лучинка в нём вспыхивает (кач. реакция): N 2 O + C = CO + N 2 N +2 O оксид азота ( II ), монооксид азота Бесцветный газ, без запаха, нерастворимый в воде; несолеобразующий оксид Несолеобразующий оксид, легко окисляется кислородом воздуха: 2NO + O 2 = 2NO 2 N +3 2 O 3 оксид азота ( III ), азотистый ангидрид Тёмно-синяя жидкость без запаха, растворимая в воде, t кип. = +3,4 о С при 4 о С разлагается Разлагается: N 2 O 3 = NO + NO 2 При растворении в воде образует азотистую кислоту: N 2 O 3 + H 2 O = 2 HNO 2 C основаниями образует нитриты: N 2 O 3 + 2KOH = 2KNO 2 + H 2 O

Изображение слайда
20

Слайд 20

N +4 O 2 оксид азота ( IV ), «лисий хвост» Жёлто-бурый газ, с едким запахом, хорошо растворим в воде (реагирует с ней), канцероген Тлеющая лучинка в нём вспыхивает: 2NO 2 + C = 2NO + CO 2 при растворении в воде l испропорционирует – образует азотистую и азотную кислоты: 2N +4 O 2 + H 2 O = HN +3 O 2 + HN +5 O 3 C основаниями образует два вида солей: 2 NO 2 + 2 KOH = KNO 2 + KNO 3 + H 2 O Димеризуется на холоду: 2 NO 2 ⇄ N 2 O 4 N +5 2 O 5 оксид азота ( V ), азотный ангидрид Твёрдое, белое кристаллическое вещество, хорошо растворяется в воде (со взрывом), t пл. = +32 о С При растворении в воде образует азотную кислоту: N 2 O 5 + H 2 O = 2 HNO 3 C основаниями образует нитраты: N 2 O 5 + 2 KOH = 2 KNO 3 + H 2 O

Изображение слайда
21

Слайд 21: Опыт

Получение NO, N 2 O 3, NO 2

Изображение слайда
22

Слайд 22

2. Получение: NH 4 NO 3 = N 2 O ↑ + 2H 2 O N 2 + O 2 2 NO 3 Cu + 8HNO 3(разб.) = 3Cu(NO 3 ) 2 + 2 NO ↑ + 4H 2 O 2KNO 2 + 2HCl 2KCl + N 2 O 3 + H 2 O Cu + 4HNO 3( конц.) = Cu(NO 3 ) 2 + 2 NO 2 ↑ + 2H 2 O 2HNO 3 N 2 O 5 + H 2 O t o C 2000 o C или эл.дуга на холоду P 2 O 5

Изображение слайда
23

Слайд 23

АЗОТИСТАЯ КИСЛОТА HNO 2 + 3

Изображение слайда
24

Слайд 24: АЗОТИСТАЯ КИСЛОТА HNO 2

Описание и свойства: Слабая, одноосновная, существует в очень разбавленных растворах, легко разлагается по реакции: 3 HNO 2 = HNO 3 + 2NO ↑ + H 2 O Соли – нитриты. Токсичны. ЛД для детей = 0,18 г. Окрашивает белок миоглобин в кроваво-красный цвет, используется для «химического» копчения мяса.

Изображение слайда
25

Слайд 25

АЗОТНАЯ КИСЛОТА HNO 3 + 5

Изображение слайда
26

Слайд 26: АЗОТНАЯ КИСЛОТА HNO 3

1. Физические свойства: ж, ц, но желтеет на свету и нагревании, разлагаясь по реакции: 4HNO 3 2H 2 O + 4NO 2 ↑ + O 2 ↑ «дымит», з – едкий, неограниченно растворима в воде – с выделением теплоты; ρ =1,42 г/см 3 ; едкое и активное вещество – многие органические вещества с азотной кислотой воспламеняются. Свет, t o C * Чистая кислота впервые была получена в 1625 г. Иоганном Рудольфом Глаубером

Изображение слайда
27

Слайд 27

2. Строение молекулы азотной кислоты: Азот в азотной кислоте имеет с.о. +5, но валентность IV. Четвёртая связь возникает по донорно-акцепторному механизму. Пятивалентного азота не бывает! H O N O O –2 +1 –2 –2 +5 H O N O O –2 +1 –2 –2 +5 H O N O O –2 +1 –2 –2 +5 «Резонансная структура» делокализация связи

Изображение слайда
28

Слайд 28

3. Химические свойства: В х/реакциях является всегда окислителем: реагирует с металлами как слева, так и справа от водорода в ряду напряжений. Не реагирует с Au и Pt. C некоторыми металлами (Fe, Al, Cr, W) не реагирует только на холоду в концентрированном состоянии. Окисляет неметаллы: С до CO 2 и воды, S до H 2 SO 4, P до H 3 PO 4, I 2 до HIO 4 (H 5 IO 6 ), при этом сама азотная кислота, если конц. восстанавливается до NO 2, а если разб. – до NO.

Изображение слайда
29

Слайд 29

В реакциях с металлами образуется три продукта (учебник, стр. 1 57 ): Me + HNO 3 = MeNO 3 + H 2 O + X Me ряд напряжений HNO 3 ( конц.) (от 60%) HNO 3 ( разб.) (от 10 до 60%) HNO 3 (оч. разб.) (ниже 10%) Li …… Al X = NO ↑ X = N 2 O ↑ или N 2 ↑ X = NH 3 ↑ или NH 4 NO 3 Mn …… ( H 2 ) металл Fe до Fe 3+ X = NO 2 ↑ X = NO ↑ X = NH 3 ↑ или NH 4 NO 3 ( H 2 ) …… Ag X = NO 2 ↑ X = NO ↑ не реагируют Al, Cr, Fe, Ni, W + благородные металлы ( Au, Pt ) благородные металлы ( Au, Pt )

Изображение слайда
30

Слайд 30

Fe + HNO 3 ( к ) = … Металлы железо и алюминий пассивируются азотной кислотой на холоду, но реагируют с ней при нагревании, при этом железо окисляется до Fe 3+ t o C Ag + HNO 3 ( к ) = … K + HNO 3 (2%) = … + NH 4 NO 3 + … Ca + HNO 3 (15%) = … + N 2 O ↑ + … S + HNO 3 ( к ) = …

Изображение слайда
31

Слайд 31

Азотная кислота с соляной кислотой в соотношении 1:3 образует раствор, способный растворять золото и платину, такой раствор называют «царская (или королевская) водка»: При смешивании этих кислот происходит реакция образования хлороксида азота ( III ) (или хлористого нитрозила) NOCl и хлора Cl 2 : HNO 3 + 3HCl = 2H 2 O + Cl 2 ↑ + NOCl↑ NOCl разлагается, высвобождая сильнейший окислитель – атомарный хлор. В итоге весь этот набор окислителей и обуславливает активность «царской водки»: Au + HNO 3 + 3HCl = 2H 2 O + AuCl 3 + NO↑ 3Pt + 4HNO 3 + 12HCl = 8H 2 O + 3PtCl 4 + 4NO↑

Изображение слайда
32

Слайд 32

4. Качественные реакции: – в нагретой конц. азотной кислоте вспыхивает лучинка (рис. 89, стр 157);

Изображение слайда
33

Слайд 33

5. Соли азотной кислоты: – все нитраты – растворимы, соли аммония, кальция, калия, натрия называются селитрами – NaNO 3 натриевая (чилийская) селитра; KNO 3 калиевая (индийская) селитра Ca(NO 3 ) 2 кальциевая селитра NH 4 NO 3 аммиачная селитра AgNO 3 – ляпис или «адский камень» ( см. И. С. Тургенев «Отцы и дети» )

Изображение слайда
34

Слайд 34

Селитры при нагревании разлагаются по схемам: AgNO 3 = … Zn(NO 3 ) 2 = … t o C t o C (Fe +2 до Fe +3 ) Fe(NO 3 ) 2 = … t o C

Изображение слайда
35

Слайд 35: Опыт

Разложение нитрата натрия 2NaNO 3 = 2NaNO 2 + O 2 ↑ Горение серы и угля в расплаве нитрата натрия С + O 2 = CO 2 S + O 2 = SO 2 t o C

Изображение слайда
36

Слайд 36

Калиевая селитра в сочетании с древесным углём, серой используется для изготовления «чёрного (дымного) пороха», который при поджигании быстро сгорает выделяя большое облако дыма: 2KNO 3 + 3C +S = 3CO 2 + N 2 + K 2 S t o C

Изображение слайда
37

Слайд 37: Опыт

Горение чёрного пороха

Изображение слайда
38

Слайд 38: 27.04.2014

§ 25-26, знать всё о свойствах аммиака; подготовиться к СР по теме «Аммиак», способы получения.

Изображение слайда
39

Слайд 39

АММИАК NH 3

Изображение слайда
40

Слайд 40

1. Получение (в природе): Аммиак в природе образуется при разложении азотсодержащих органических веществ, например, продуктов жизнедеятельности – мочевины (карбамида) (NH 2 ) 2 CO. АММИАК NH 3

Изображение слайда
41

Слайд 41

2. Получение (в промышленности): N 2 + 3 H 2 2NH 3 + Q, кДж/моль → → t o C, p, Fe Осуществляется в колоннах до 20 м, давлении 30-100 МПа, температуре 450-500 о С. Выход при этом составляет 10-40% по объёму. А потому данный процесс является циркуляционным : получившийся аммиак сжижается легче водорода и азота и потому легко удаляется из реакционной смеси, а непрореагировавшие азот и водород снова запускаются в колонну.

Изображение слайда
42

Слайд 42

3. Получение (в лаборатории): NH 4 R + Me OH = Me R + NH 3 ↑ + H 2 O 2 NH 4 Cl + Ca(OH) 2 = CaCl 2 + 2 NH 3 ↑ + 2 H 2 O соль аммония щёлочь t o C Учебник: рисунок 113, стр. 190

Изображение слайда
43

Слайд 43: Опыт

Получение аммиака 2 NH 4 Cl + Ca(OH) 2 = CaCl 2 + 2 NH 3 ↑ + 2 H 2 O В пробирку насыпьте 1:1 смесь из хлорида аммония и гидроксида кальция. Хорошо перемешайте и насыпьте в пробирку на 1/5 от объёма. Укрепите пробирку в штативе и нагрейте смесь согласно рис. 113 стр. 190. Соберите аммиак в чистую и сухую пробирку и заткните пробирку пробкой. t o C

Изображение слайда
44

Слайд 44: АММИАК NH 3

2. Физические свойства: г, ц, «запах резкий специфический», негорюч на воздухе, легче воздуха в 1,7 раза, очень хорошо растворим в воде 1:710 при 20 о С – раствор называется: 3-10% «нашатырный спирт» 18-25% «аммиачная вода»

Изображение слайда
45

Слайд 45

низкая t кип. = –33,34 о С по сравнению с другими гидридами пниктогенов обусловлена наличием водородных связей (обозн. «…») стр. 147 N 2s 2 2p 3 2s 2 p Неподелённая электронная пара N .. H H H Молекула – треугольная пирамида N H H H . . N H H H . . N H H H . . N H H H . . … … … … … Ассоциаты

Изображение слайда
46

Слайд 46: Опыт

Растворение аммиака В пластиковый контейнер налейте воды ¾ от его объёма. Закрытую пробирку с аммиаком опустите в контейнер с водой и аккуратно выньте пробку. Что наблюдаете? Воспользуйтесь индикаторной бумагой, чтобы определить среду раствора

Изображение слайда
47

Слайд 47: АММИАК NH 3

3. Химические свойства: В х/реакциях сильнейший восстановитель! В кислороде в зависимости от условий горит по-разному: 4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 ↑ + 6H 2 O 4NH 3 + 5O 2 = 4NO↑ + 6H 2 O -2 0 -3 0 Pt, Rh -2 0 -3 +2 - каталитическое горение

Изображение слайда
48

Слайд 48: Опыт

Горение аммиака на оксиде хрома (III) Cr 2 O 3 «Светлячки в банке»

Изображение слайда
49

Слайд 49

С галогенами (хлором и иодом) образует сильно взрывчатые вещества, способные от легкого касания разлагаться со взрывом, издавая при этом глухой треск («удар хлыстом»): 2NH 3 + 6I 2 = 2NI 3 + 6HI Иодистый азот -3 +1 -1 0 -3 Получил впервые 1813г. Бернар Куртуа (история про шмеля-спасителя) NCl 3 Получил впервые 181 1 г. Пьер Дюлонг, это стоило ему глаза и трёх пальцев

Изображение слайда
50

Слайд 50: Опыт

Разложение иодистого азота 2NI 3 = N 2 ↑ + 3I 2 ↑ + Q «Чёрный» «Фиолетовый дымок» +1 -3 0 0

Изображение слайда
51

Слайд 51

Аммиак восстанавливает при нагревании некоторые металлы из их оксидов: 2NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 ↑ + 3H 2 O ↑ t o C 0 0 +2 -3

Изображение слайда
52

Слайд 52

NH 3 + HOH NH 3 ∙H 2 O NH 4 OH Аммиак реагирует с водой, образуя гидроксид аммония (стр. 148): → → → →

Изображение слайда
53

Слайд 53

NH 3 + HCl = NH 4 Cl NH 3 + H 2 SO 4 = NH 4 HSO 4 2NH 3 + H 2 SO 4 = (NH 4 ) 2 SO 4 Аммиак реагирует с кислотами, образуя соли аммония: Хлорид аммония («нашатырь») Гидросульфат аммония Сульфат аммония

Изображение слайда
54

Слайд 54: АММИАК NH 3

4. Качественные реакции: «Дымит» в присутствии летучих кислот (например, HCl) – «дым без огня»; Изменяет окраску индикаторов; NH 3 + HOH NH 4 OH NH 4 OH NH 4 + + OH - → → → → Гидроксид аммония – очень слабое основание, но меняет окраску индикатора – среда щелочная Гидроксид аммония

Изображение слайда
55

Слайд 55: Опыт

Качественные реакции на аммиак Поднесите к отверстию пробирки, из которой выделяется аммиак, поочередно: флакон с HCl, а затем влажную индикаторную бумажку; Сделайте вывод о наблюдаемы изменениях

Изображение слайда
56

Слайд 56

СОЛИ АММОНИЯ NH 4 +

Изображение слайда
57

Слайд 57

1. Образование катиона аммония и его строение: NH 3 + HR = NH 4 + R HR = H + + R - NH 3 + H + = NH 4 +

Изображение слайда
58

Слайд 58

N 2s 2 2p 3 2s 2 p Неподелённая электронная пара N H 3 H H H H + «пусто» Катион водорода N .. H H H

Изображение слайда
59

Слайд 59

N H H H Молекула аммиака – треугольная пирамида H + + = «ДОНОР» «АКЦЕПТОР» Азот в аммиаке: имеет с.о. –3, образует три связи – валентность III N H H H H + Катион аммония – тетраэдр Азот в катионе аммония: имеет с.о. –3, образует четыре связи – валентность IV Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму стр. 149

Изображение слайда
60

Слайд 60

N H H H H + + = . . N H H H + H Обозначение на схемах связи возникшей по донорно-акцепторному механизму, хотя в реальности все связи N-H будут равноценны! NH 4 +

Изображение слайда
61

Слайд 61

2. Химические свойства: Соли аммония способны разлагаться на исходные компоненты из которых получены (без изменения степеней окисления): NH 4 Cl = NH 3 + HCl NH 4 HCO 3 = NH 3 + H 2 O + CO 2 «Пекарный порошок»

Изображение слайда
62

Слайд 62

Либо разлагаться по окислительно-восстановительным реакциям: NH 4 NO 2 = N 2 ↑ + 2H 2 O NH 4 NO 3 = N 2 O ↑ + 2H 2 O (NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 = N 2 ↑ + Cr 2 O 3 + 4H 2 O 0 0 +1 +3 -3 -3 -3 +5 +3 +6 60-70 o C 170 o C 200-270 o C

Изображение слайда
63

Слайд 63

Соли аммония вступают в другие реакции, как и соли металлов: NH 4 Cl + AgNO 3 = AgCl ↓ + NH 4 NO 3 NH 4 HCO 3 + HCl = NH 4 Cl + H 2 O + CO 2 ↑

Изображение слайда
64

Последний слайд презентации: 20.04.2014

3. Номенклатура солей аммония: NH 4 Cl – «нашатырь» NH 4 NO 3 – «аммиачная селитра» NH 4 HCO 3 – «пекарный порошок»

Изображение слайда