АЗОТ

Д/з:§24, РТ стр. 85-86 №7-9.

ОР: (NH₄)₂Cr₂O₇, спирт, спиртовка, спички, асбестовая сетка.

Проверочная работа по теме «Серная кислота и её соли», Проверка блока по теме «Серная кислота и её соли».


Подгруппа азота (VА группа) - азот, фосфор, мышьяк, сурьма, висмут.

НАХОЖДЕНИЕ В ПРИРОДЕ: Содержание в земной коре: азот - 0,01%, фосфор - 0,08%, мышьяк - 0,0006%, сурьма - 0,0004%, висмут - 0,00002%

Наличие трех неспаренных электронов на внешнем энергетическом уровне объясняет то, что в нормальном, невозбужденном состоянии валентность элементов подгруппы азота равна III.

У атомов элементов подгруппы азота (кроме азота - внешний уровень азота состоит только из двух подуровней - 2s и 2p) на внешних энергетических уровнях имеются вакантные ячейки d-подуровня, поэтому они могут распарить один электрон с s-подуровня и перенести его на d-подуровень. Таким образом, валентность фосфора, мышьяка, сурьмы и висмута равна V.

Возможные степени окисления:

Из-за наличия трёх неспаренных электронов азот очень активен, находится только в виде соединений. Азот проявляет в соединениях степени окисления от «-3» до «+5».

Физические свойства:

Азо́т (от греч. — безжизненный, лат. Nitrogenium). Было известно, что азот не поддерживает ни горения, ни дыхания. Хотя впоследствии выяснилось, что азот, наоборот, крайне необходим для всех живых существ.

В свободном состоянии существует в виде двухатомных молекул N₂ – ковалентная неполярная связь, тройная, очень прочная, молекулярная кристаллическая решётка. Малая реакционная способность при обычной температуре (газ, без цвета, запаха, легче воздуха). В воде растворяется хуже, чем кислород.Mr(Bоздуха)/Mr(N₂) = 29/28

Биологическая роль:

Азот является элементом, необходимым для существования животных и растений, входит в состав белков, аминокислот, нуклеиновых кислот,  хлорофилла, гемоглобина и др. По массовой доле – 4 место после водорода, углерода и кислорода. Значительное количество связанного азота содержится в живых организмах, «мёртвой органике». В результате процессов гниения и разложения азотсодержащей органики, при условии благоприятных факторов окружающей среды, могут образоваться природные залежи полезных ископаемых, содержащие азот, например, «чилийская селитра» (нитрат натрия с примесями других соединений), норвежская, индийская селитры. Селитры используются в качестве азотных удобрений и в производстве взрывчатых веществ.

---

Получение:

1) в промышленности - из жидкого воздуха.

2) в лабораториичистый («химический») азот получают добавляя при нагревании насыщенный раствор хлорида аммония NH₄Cl к твердому нитриту натрия NaNO₂:

а) NaNO₂ + NH₄Cl = NaCl + N₂↑ + 2H₂O.

Можно также нагревать твердый нитрит аммония: NH₄NO₂ = N₂↑+ 2H₂O.

б) (NH₄)₂Cr₂O₇ = N₂↑ + Cr₂O₃ + 4H₂O демонстрационный опыт

Химические свойства:

1. С металламиобразуются нитриды:

- при нагревании с Mg и щелочноземельными, щелочными:

3Сa + N₂ = Ca₃N₂ (при tºC)

- c Li при tºC комнатной

!!!Нитриды разлагаются водой (гидролиз): Са₃N₂ + 6H₂O = 3Ca(OH)₂ + 2NH₃↑

2. С водородом:3H₂ + N₂  ↔ 2NH₃(условия: tºC, p, kat)

3. N₂ + O₂  ↔ 2 NO – Q (в природе подобный процесс наблюдается при грозах или при t = 2000º C)

4. N₂ + 3F₂ = 2NF₃

!!!Азот не реагирует с серой, углеродом, фосфором, кремнием и некоторыми другими неметаллами.

Применение:

В промышленности - для получения аммиака. Жидкий азот используют как хладагент, в медицине, особенно в косметологии. Важное значение в поддержании плодородия почв имеют азотные минеральные удобрения.

Круговорот азота в природе:

учебник стр. 144-145 – изучить самостоятельно

Закрепление:

1.  Осуществите превращения по схеме: N₂ → Li₃N → NH₃

2. В одном цилиндре находится газ азот, в другом - кислород, а в третьем - углекислый газ. Как различить эти газы?

3. В некоторых горючих газах содержится в виде примеси свободный азот. Может ли при сгорании таких газов в обыкновенных газовых плитах образоваться оксид азота (II). Почему?

4. Учебник стр. 146 упр. 2

АММИАК

Д/з:§25, РТ стр. 86-87 №3-4, 6.

ОПРОС:

1. Физические свойства, применение, получение азота.

2. Химические свойства азота.

3. Карточки индивидуальные.

4. Проверка РТ стр. 85-86 №7-9 - выборочно.

Аммиак (в европейских языках его название звучит как «аммониак») своим названием обязан оазису Аммона в Северной Африке. 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.

Строение молекулы:



Молекула аммиака имеет форму пирамиды с атомом азота в вершине. Три неспаренных  p-электрона атома азота участвуют в образовании полярных ковалентных связей с 1s-электронами трёх атомов водорода (связи N−H), четвёртая пара внешних электронов является неподелённой, она может образовать донорно-акцепторную связь с ионом водорода, образуя ион аммония NH₄⁺.

Физические свойства аммиака:

При н.у. — бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта), почти вдвое легче воздуха, ядовит. Растворимость NH₃ в воде чрезвычайно велика — около 1200 объёмов (при 0°C) или 700 объёмов (при 20°C) в объёме воды. При кипячении растворённый аммиак улетучивается из раствора.

По физиологическому действию на организм относится к группе веществ удушающего действия, способных при ингаляционном поражении вызвать токсический отёк лёгких и тяжёлое поражение нервной системы. Пары аммиака сильно раздражают слизистые оболочки глаз и органов дыхания, а также кожные покровы. Это мы и воспринимаем как резкий запах. Пары аммиака вызывают обильное слезотечение, боль в глазах, химический ожог конъюнктивы и роговицы, потерю зрения, приступы кашля, покраснение и зуд кожи.

Получение аммиака:

В промышленности:

NH₄Cl + NaOH = NH₃↑ + NaCl + H₂O

Внимание! Гидроксид аммония неустойчивое основание, разлагается:NH₄OH ↔ NH₃↑ + H₂O

Собирание аммиака:

При получении аммиака держите пробирку - приёмник дном кверху, так как аммиак легче воздуха: 

Промышленный способ получения аммиака основан на прямом взаимодействии водорода и азота:

---

N_2(г) + 3H_2(г) ↔ 2NH_3(г)

Условия:

катализатор – пористое железо

температура – 450 – 500˚С; давление

Химические свойства аммиака:

1.Горение аммиака(при нагревании): 4NH₃ + 3O₂ = 2N₂↑ + 6H₂О

2.Каталитическое окисление аммиака(катализатор Pt – Rh, tºC):

4NH₃ + 5O₂ = 4NO↑ + 6H₂O

3. С оксидами металлов: 2 NH₃  + 3CuO = 3Cu + N₂↑ + 3H₂O

4. С сильными окислителями (например, Cl₂):2NH₃ + 3Cl₂ = N₂ + 6HCl (tºC)

5. 2NH₃ + 3Mg = Mg₃N₂ + 3H₂↑



Распознавание аммиака:

Применение:

По объемам производства аммиак занимает одно из первых мест; ежегодно во всем мире получают около 100 миллионов тонн этого соединения. Аммиак выпускается в жидком виде или в виде водного раствора – аммиачной воды, которая обычно содержит 25% NH₃. Огромные количества аммиака далее используются для получения азотной кислоты, которая идет на производство удобрений и множества других продуктов. Аммиачную воду применяют также непосредственно в виде удобрения, а иногда поля поливают из цистерн непосредственно жидким аммиаком. Из аммиака получают различные соли аммония, мочевину, уротропин. Его применяют также в качестве дешевого хладагента в промышленных холодильных установках.

Медики используют водные растворы аммиака (нашатырный спирт) в повседневной практике: ватка, смоченная в нашатырном спирте, выводит человека из обморочного состояния. Для человека аммиак в такой дозе не опасен. Рисунок 85 стр. 151

 Закрепление:

1. Осуществить превращения по схеме:

а) Азот → Аммиак → Оксид азота (II)

б) Нитрат аммония → Аммиак → Азот

в) Аммиак → Хлорид аммония → Аммиак → Сульфат аммония

2. Напишите четыре уравнения химических реакций, в результате   которых образуется аммиак.

СОЛИ АММОНИЯ

Д/з:§26, блок по теме «Азот. Аммиак. Соли аммония», повт. §24-25 к проверочной работе.

ОР: фарфоровая ступка с пестиком, порошок соды (карбонат натрия) и хлорида аммония, вода, стакан химический, лакмусовая бумага.

---

ОПРОС:

1. Физические свойства, применение, получение аммиака.

2. Химические свойства азота, способы собирания и распознавания

3. упр. 6 стр. 152 учебник – у доски письменно.

4. Карточки индивидуальные.

5. Проверка РТ стр. 86-87 №3-4, 6 - выборочно.

6. Проведение лабораторного опыта РТ стр. 87 №7, оформить.

Соли аммония - это сложные вещества, в состав которых входят ионы аммония NH₄⁺, соединённые с кислотными остатками.

Например, NH₄Cl – хлорид аммония

NH₄NO₃ – нитрат аммония (NH₄)₂HPO₄ – гидроортофосфат аммония

Физические свойства:

Кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде.

Получение

1 способ -    NH₃ + HNO₃ = NH₄NO3       

2 способ -Аммиачная вода + кислота:   2NH₄OH + H₂SO₄ = (NH₄)₂SO₄+ 2Н₂O

Химические свойства:



Применение:

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), в текстильной промышленности, как удобрение, в ветеринарии.

---

Смотрите также файлы

• Практическая работа 3 по теме Особенности конструирования современного урока.docx

• Отчет о педагогической практике.docx

• Химия пні бойынша оу жоспары 8 сынып Астана 2018 Мазмны.docx

• Факторы эволюции Факторы эволюции.pptx

• Отчет по лабораторной работе 10 определение коэффициента термического расширения.docx