Презентация на тему Азот и его соединения

номер -7
Газ без цвета вкуса и
достаточно инертный при нормальных

условиях двухатомный газ без цвета, вкуса и запаха (формула N2).

туманностях, солнечной атмосфере, на Уране, Нептуне, межзвёздном пространстве и

др. Азот — четвёртый по распространённости элемент Солнечной системы (после водорода, гелия и кислорода).
Азот, в форме двухатомных молекул N2 составляет большую часть атмосферы, где его содержание составляет 75,6 % (по массе) или 78,084 % (по объёму), то есть около 3,87·1015 т.
Содержится азота в земной коре в верхней части мантии, откуда он поступает в другие оболочки Земли с извержениями вулканов.
Содержится азота в гидросфере в виде соединений.

его соединения термически малоустойчивы и довольно легко разлагаются при

нагревании. Именно поэтому азот на Земле находится по большей части в свободном состоянии.
Ввиду своей значительной инертности азот при обычных условиях реагирует только с литием:
6Li + N2 → 2Li3N,
При нагревании он реагирует с некоторыми другими металлами и неметаллами, также образуя нитриды:
3Mg + N2 → Mg3N2,
2B + N2 →2BN,
Наибольшее практическое значение имеет нитрид водорода (аммиак)

необходимым для существования животных и растений, он входит в

состав белков (16—18 % по массе), аминокислот, нуклеиновых кислот, нуклеопротеидов, хлорофилла, гемоглобина и др. В составе живых клеток по числу атомов азота около 2%, по массовой доле - около 2,5 % (четвертое место после водорода, углерода и кислорода). В связи с этим значительное количество связанного азота содержится в живых организмах, в веществе морей и океанов. В результате процессов гниения и разложения азотсодержащей органики, могут образоваться природные залежи полезных ископаемых, содержащие азот, например, «чилийская селитра» (нитрат натрия с примесями других соединений), норвежская, индийская селитры.

азота в природе происходит по двум основным направлениям — абиогенному

и биогенному.
Первый путь включает главным образом реакции азота с кислородом. Так как азот химически весьма инертен, для окисления требуются большие количества энергии (высокие температуры). Эти условия достигаются при разрядах молний, когда температура достигает 25000 °C и более. При этом происходит образование различных оксидов азота.

часть молекулярного азота фиксируется биотическим путём. Долгое время считалось,

что связывать молекулярный азот могут только клубеньковые бактерии бобовых растений, цианобактерии и др. Сейчас известно, что этой способностью обладают многие другие организмы в воде и почве, например, актиномицеты в клубнях ольхи и других деревьев (всего 160 видов). Все они превращают молекулярный азот в соединения аммония (NH4+). Этот процесс требует значительных затрат энергии. Таким образом, видна взаимная польза от симбиоза растений и азотфиксирующих бактерий — первые предоставляют вторым «место для проживания» и снабжают полученным в результате фотосинтеза «топливом» — глюкозой, вторые обеспечивают необходимый растениям азот в усваиваемой ими форме.

соединений аммония быстро окисляется до нитратов и нитритов (этот

процесс носит название нитрификации). Последние, не связанные тканями растений (и далее по пищевой цепи травоядными и хищниками), недолго остаются в почве. Большинство нитратов и нитритов хорошо растворимы, поэтому они смываются водой и в конце концов попадают в мировой океан.
Азот, включённый в ткани растений и животных, после их гибели подвергается аммонификации (разложению содержащих азот сложных соединений с выделением аммиака и ионов аммония) и денитрификации то есть выделению атомарного азота, а также его оксидов. Эти процессы целиком происходят благодаря деятельности микроорганизмов в аэробных и анаэробных условиях.

себе атмосферный азот достаточно инертен, чтобы оказывать непосредственное влияние

на организм человека и млекопитающих. Тем не менее, при повышенном давлении он вызывает наркоз, опьянение или удушье (при недостатке кислорода); при быстром снижении давления азот вызывает кессонную болезнь.
Многие соединения азота очень активны и нередко токсичны.

По реакции разложения нитрита аммония:

NH4NO2 → N2↑ + 2H2O
Нагревание смеси дихромата калия и сульфата аммония (в соотношении 2:1 по массе).
K2Cr2O7 + (NH4)2SO4 = (NH4)2Cr2O7 + K2SO4
(NH4)2Cr2O7 →(t) Cr2O3 + N2↑ + 4H2O
3. Самый чистый азот можно получить разложением азидов металлов:
2NaN3 →(t) 2Na + 3N2↑
4. Так называемый «воздушный», или «атмосферный» азот, то есть смесь азота с благородными газами, получают путём реакции воздуха с раскалённым коксом:
O2+ 4N2 + 2C → 2CO + 4N2
5. Пропускание аммиака над оксидом меди (II) при температуре ~700°С:
2NH3 + 3CuO → N2↑ + 3H2O + 3Cu

Молекулярный азот в промышленности получают фракционной перегонкой жидкого воздуха. Этим методом можно получить и «атмосферный азот».

−1, +1, +2, +3, +4, +5.

Соединения азота в степени

окисления −3 представлены нитридами, из которых практически наиболее важен аммиак;
Соединения азота в степени окисления −2 менее характерны, представлены пернитридами, из которых самый важный пернитрид водорода N2H4 или гидразин;
Соединения азота в степени окисления −1 NH2OH (гидроксиламин) — неустойчивое основание, применяющееся, наряду с солями гидроксиламмония, в органическом синтезе;
Соединения азота в степени окисления +1 оксид азота (I) N2O (закись азота, веселящий газ);
Соединения азота в степени окисления +2 оксид азота (II) NO (монооксид азота);
Соединения азота в степени окисления +3 оксид азота (III) N2O3, азотистая кислота,
Соединения азота в степени окисления +4 оксид азота (IV) NO2 (диоксид азота, бурый газ);
Соединения азота в степени окисления +5 — оксид азота (V) N2O5, азотная кислота и её соли — нитраты, и др.

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. Благодаря тому, что не связывающее двухэлектронное облако строго ориентировано в пространстве, молекула аммиака обладает высокой полярностью, что приводит к его хорошей растворимости в воде. Молекула аммиака имеет форму тригональной 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. Благодаря тому, что не связывающее двухэлектронное облако строго ориентировано в пространстве, молекула аммиака обладает высокой полярностью, что приводит к его хорошей растворимости в воде.

при нормальных условиях — 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. В холодильной технике носит название R717, где R  хладагент, 7 — тип хладагента (неорганическое соединение), 17 — молекулярная масса.

присоединяет протон, образуя ион аммония:
NH3 + H+ →

NH4+
Водный раствор аммиака («нашатырный спирт») имеет слабощелочную реакцию из-за протекания процесса:
NH3 + H2O → NH4+ + OH-
Взаимодействуя с кислотами даёт соответствующие соли аммония:
NH3 + HNO3 → NH4NO3
Амиды металлов являются аналогами гидроксидов.. Амиды подвергаются в водных растворах необратимому гидролизу:
Zn3N2 + 6H2O → 3Zn(OH)2 + 2NH3↑
Фенолфталеин в этих растворах окрашивается в красный цвет, при добавлении кислот происходит их нейтрализация.
При нагревании аммиак проявляет восстановительные свойства. Так, он горит в атмосфере кислорода, образуя воду и азот. Окисление аммиака воздухом на платиновом катализаторе даёт оксиды азота, что используется в промышленности для получения азотной кислоты:
4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H20
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O
На восстановительной способности NH3 основано применение нашатыря NH4Cl для очистки поверхности металла от оксидов при их пайке:
3CuO + 2NH4Cl → 3Cu + 3H2O +2HCl + N2
Галогены (хлор, йод) образуют с аммиаком опасные взрывчатые вещества — галогениды азота (хлористый азот, иодистый азот).

обмена в организме человека и животных. Он образуется при

метаболизме белков, аминокислот и других азотистых соединений. Он высоко токсичен для организма, поэтому большая часть аммиака перерабатывается печенью в более безвредное и менее токсичное соединение — карбамид (мочевину). Мочевина затем выводится почками.
Аммиак может также использоваться печенью для обратного процесса — ресинтеза аминокислот из аммиака Таким образом, из щавелевоуксусной кислоты получается аспарагиновая, из α-кетоглутаровой — глутаминовая, и т. д.

относится к группе веществ удушающего и нейротропного действия, способных

вызвать отёк лёгких и тяжёлое поражение нервной системы. Аммиак обладает как местным, так и резорбтивным действием. 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 конъюктивы и роговицы, потерю зрения, приступы кашля, покраснение и зуд кожи. При соприкосновении сжиженного аммиака и его растворов с кожей возникает жжение, возможен химический ожог с пузырями, изъязвлениями. Кроме того, сжиженный аммиак при испарении поглощает тепло, и при соприкосновении с кожей возникает обморожение различной степени. Если чувствуется запах аммиака, то работать без средств защиты уже опасно.
В мире максимальная концентрация аммиака в атмосфере (больше 1 миллиграмма на кв. метр) наблюдается на Индо-Гангской равнине, в Центральной долине США и в Южно-Казахстанской области.

(нитрат и сульфат аммония, мочевина), взрывчатых веществ и полимеров,

азотной кислоты, соды (по аммиачному методу) и других продуктов химической промышленности. Жидкий аммиак используют в качестве растворителя.
В холодильной технике используется в качестве холодильного агента (R717)

взаимодействии водорода и азота:
N2(г) + 3H2(г)

↔ 2NH3(г) + 45,9 кДж
Реакция происходит с выделением тепла и понижением объёма. Следовательно, исходя из принципа Ле-Шателье, реакцию следует проводить при возможно низких температурах и при высоких давлениях — тогда равновесие будет смещено вправо.
Однако скорость реакции при низких температурах ничтожно мала, а при высоких увеличивается скорость обратной реакции. Проведение реакции при очень высоких давлениях требует создания специального, выдерживающего высокое давление оборудования, а значит и больших капиталовложений. Кроме того, равновесие реакции даже при 700 °C устанавливается слишком медленно для практического её использования.
Применение катализатора (пористое железо с примесями Al2O3 и K2O) позволило ускорить достижение равновесного состояния. Интересно, что при поиске катализатора на эту роль пробовали более 20 тысяч различных веществ.
Учитывая все вышеприведённые факторы, процесс получения аммиака проводят при следующих условиях: температура 500 °C, давление 350 атмосфер, катализатор. Выход аммиака при таких условиях составляет около 30 %.
В промышленных условиях использован принцип циркуляции — аммиак удаляют охлаждением, а непрореагировавшие азот и водород возвращают в колонну синтеза. Это оказывается более экономичным, чем достижение более высокого выхода реакции за счёт повышения давления.
Для получения аммиака в лаборатории используют действие сильных щелочей на соли аммония:
NH4Cl + NaOH = NH3↑ + NaCl + H2O.

слабым запахом, растворим в воде. Не взаимодействует с водой,

растворами кислот и щелочей. При нагревании разлагается на азот и кислород. При высоких концентрациях N2O возбуждает нервную систему («веселящий газ»). В медицине N2O применяют как слабое средство для наркоза.

Оксид азота, N2O

растворим в воде. Не взаимодействует с водой, растворами кислот

и щелочей. Оксид азота (II) — очень реакционноспособное соединение, может вступать в реакции присоединения с рядом солей (нитрозосоли), с галогенами (напр., нитрозилхлорид NOCl), органическими соединениями. При обычной температуре NO соединяется с кислородом с образованием NO2. Оксид NO получают каталитическим окислением при производстве азотной кислоты.

Оксид азота, NO

обычных условиях, взаимодействует с водой, образуя азотистую кислоту HNO2.

токсичен, тяжелее воздуха, легко сжижается. При комнатной температуре NО2

находится в смеси с его бесцветным димером N2O4, приблизительно 1:1. Взаимодействует с водой:
2NO2 + Н2О = HNO3 + HNO2 и растворами щелочей:
2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2О
Сильный окислитель. Многие вещества (уголь, сера, фосфор, органические соединения) могут гореть в NО2. Этот оксид окисляет SО2 до SO3, на этой реакции основан нитрозный метод получения серной кислоты. Раздражает дыхательные пути, при больших концентрациях появляется отёк легких.

Оксид азота , NO2

Оксид азота,(NO2)2 или N2O4