«Азот – безжизненный, или главный элемент жизни на Земле?»
Высшая валентность IV Степень окисления -3,0,+1,+2,+3,+4,+5 Азо́т — элемент 5-й группы Природный азот состоит из двух стабильных изотопов 14N и 15N 2 s 2p
Молекула: N2, Химическая связь - ковалентная неполярная Кристаллическая решётка - молекулярная Молекула очень устойчивая (молекулярная формула) (структурная формула) (электронная формула)
При нормальных условиях инертный газ, не вступающий в реакции с другими химическими соединениями. Физические свойства: бесцветный газ не имеет запаха нерастворим в воде температура кипения -195 0С не поддерживает горение и дыхание не ядовит легче воздуха
С металлами 1, 2 группы и алюминием 6 Li + N 2 →2 Li 3 N нитрид (обычные условия) 3 Mg + N 2 → Mg 3 N 2 (при температуре) С неметаллами N 2 + O 2 →2 NO (при температуре) N 2 +3 H 2 →2 NH 3 аммиак Тройная связь между атомами азота является очень прочной, поэтому азот химически инертен.
Химическая связь - ковалентная полярная Кристаллическая решетка – молекулярная N H H H •• 3 δ - δ + δ + δ + N H H H •• N H H H •• Водородная связь между молекулами аммиака Физические свойства: бесцветный газ легче воздуха с резким характерным запахом нашатырного спирта (при н.у.) хорошо растворим в воде ядовит
Молекула аммиака способна образовывать донорно – акцепторную связь N H H H •• + H + N H H H •• H + АКЦЕПТОР ДОНОР Ион аммония
1. Взаимодействуя с кислотами, даёт соответствующие соли аммония: NH 3 + HNO 3 → NH 4 NO 3 нитрат аммония NH 3 + HCl → NH 4 Cl хлорид аммония 2. С водой NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 OH 3. Горение аммиака 4. Разложение аммиака NH 3 ↔ N 2 + H 2 5. восстанавление металлов из оксидов малоактивных металлов Кат.
С кислотами С оксидами металлов Каталитическое окисление ( kat - Pt ) с водой горение NH 3 NH 3
1. Промышленный способ получения аммиака основан на прямом взаимодействии водорода и азота (при давлении, высокой температуре и катализаторе). Используют принцип циркуляции:
N 2 O закись азота NO окись азота N 2 O 3 азотистый ангидрид NO 2 Лисий хвост Ангидрид двух кислот N 2 O 5 Азотный ангидрид Несолеобразующий оксид. «веселящий газ» Несолеобразу - ющий оксид Кислотный оксид Кислотный оксид, образует 2 кислоты Кислотный оксид Бесцветный, ядовитый газ Темно синяя жидкость Бурый газ с удушливым запахом. Безцветное Крист. вещество N2 + O2 = NO (в природе во время грозы) NO + O2 = NO2 NO2 + H2O = HNO3 + HNO2 NO2 + NaOH = NaNO2 + NaNO3 + H2O
Азот в азотной кислоте четырёхвалентен, степень окисления +5. Физические свойства Азотная кислота — бесцветная, дымящая на воздухе жидкость. Растворимость азотной кислоты в воде не ограничена. Водные растворы HNO3с массовой долей 95-98 называют «дымящей азотной кислотой», с массовой долей 60-70%— концентрированной азотной кислотой. Резкий запах и при хранении желтеет, объясняется это тем, что концентрированная кислота малоустойчива и под действием света или при нагревании частично разлагается. 4HNO3 = 2H2O + 4NO2 + O2
HNO 3 сильная одноосновная кислота взаимодействует: Изменение цветов индикаторов в кислотах HNO 3 → H + NO 3 ¯ с основными и амфотерными оксидами: CuO+2HNO 3 →Cu(NO 3 ) 2 +H 2 O ZnO+2HNO 3 →Zn(NO 3 ) 2 +H 2 O с основаниями: KOH + HNO 3 → KNO 3 + H 2 O вытесняет слабые кислоты из их солей: CaCO 3 +2HNO 3 →Ca(NO 3 ) 2 +H 2 O+CO 2 При кипении или под действием света азотная кислота частично разлагается : 4 HNO 3 →4 NO 2 + O 2 +2 H 2 O
концентрированная разбавленная Активные металлы Соль + N 2 O + H 2 O Соль + NH 4 NO 3 +H 2 O (NH 3 ; N 2 O) Сред/ c лабые металлы Соль + NO 2 + H 2 O Соль + NO + H 2 O Неметаллы Высший оксид + NO 2 + H 2 O Высший оксид + NO + H 2 O Al, Fe, Cr Au, Pt Пассивируют в концентрированной кисл.
При нагревании твердых нитратов они разлагаются с выделением кислорода можно выделить четыре группы. 1.Нитрат щелочных металлов 2КNО 3 → 2КNО 2 + О 2 ↑. 2.Большинство нитратов от Mg до Cu 2Сu(NО 3 ) 2 = 2СuО + 4NО 2 + O 2, 3. Нитраты наиболее тяжелых металлов ( АgNО 3 и Нg (NО 3 ) 2 ) Hg (NО 3 ) 2 = Нg + 2NО 2 + О 2, 4. Нитрат и нитрит аммония: NН 4 NО 3 →N 2 О + 2Н 2 O NH 4 NO 2 →N 2 +H 2 O
Slide-Share