Навигация:

Главная Случайная страница Обратная связь ТОП Интересно знать Избранные Новые материалы

Топ:

Процедура выполнения команд. Рабочий цикл процессора: Функционирование процессора в основном состоит из повторяющихся рабочих циклов, каждый из которых соответствует...

Комплексной системы оценки состояния охраны труда на производственном объекте (КСОТ-П): Цели и задачи Комплексной системы оценки состояния охраны труда и определению факторов рисков по охране труда...

Проблема типологии научных революций: Глобальные научные революции и типы научной рациональности...

Интересное:

Финансовый рынок и его значение в управлении денежными потоками на современном этапе: любому предприятию для расширения производства и увеличения прибыли нужны...

Средства для ингаляционного наркоза: Наркоз наступает в результате вдыхания (ингаляции) средств, которое осуществляют или с помощью маски...

Инженерная защита территорий, зданий и сооружений от опасных геологических процессов: Изучение оползневых явлений, оценка устойчивости склонов и проектирование противооползневых сооружений — актуальнейшие задачи, стоящие перед отечественными...

Дисциплины:

Автоматизация Антропология Археология Архитектура Аудит Биология Бухгалтерия Военная наука Генетика География Геология Демография Журналистика Зоология Иностранные языки Информатика Искусство История Кинематография Компьютеризация Кораблестроение Кулинария Культура Лексикология Лингвистика Литература Логика Маркетинг Математика Машиностроение Медицина Менеджмент Металлургия Метрология Механика Музыкология Науковедение Образование Охрана Труда Педагогика Политология Правоотношение Предпринимательство Приборостроение Программирование Производство Промышленность Психология Радиосвязь Религия Риторика Социология Спорт Стандартизация Статистика Строительство Теология Технологии Торговля Транспорт Фармакология Физика Физиология Философия Финансы Химия Хозяйство Черчение Экология Экономика Электроника Энергетика Юриспруденция

Фосфор как химический элемент.

2017-09-30

311

0.00 из 5.00 0 оценок

Заказать работу

Стр 1 из 2Следующая ⇒

Азот и Фосфор

План.

1. Азот как химический элемент.

2. Азот как простое вещество.

3. Аммиак.

4. Соли аммония.

5. Оксиды азота.

6. Азотная кислота и ее соли.

7. Кругооборот азота в природе.

8. Фосфор как химический элемент.

9. Фосфор как простое вещество.

10. Соединения фосфора с отрицательной степенью окисления.

11. Оксиды фосфора.

12. Фосфорная кислота и ее соли.

13. Кругооборот фосфора в природе.

1. Азот (Нитроген) как химический элемент. Положение в ПС: №7, 2 период, 5 группа, главная подгруппа, А_r = 14. Состав атома: 7p, 7e^-, 7n. Заряд ядра +7, два электронных слоя: 2e^-, 5e^-. Электронная формула 1s² 2s² 2p³.

На внешнем слое 5 электронов, слой не завершён, но близок к завершению, радиус атома маленький (всего два слоя) => высокая ЭО, азот типичный неметалл. Три e^- неспаренные, характерная валентность (III), но наличие не поделенной пары электронов делает возможным образование еще одной ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму. Т.е. максимальная валентность азота равна четырем. Характерна отрицательная степень окисления -3, положительные степени окисления проявляют в соединениях с кислородом и фтором (+1, +2, +3, +4, +5).

Распространение в природе: 0,04% по массе на Земле. Встречается в свободном состоянии (в виде простого вещества в воздухе (78% по объему)); неорганических минералов практически не образует, известны только чилийская селитра (NaNO₃) и индийская селитра (КNO₃). Органоген, содержание в организме человека 3,1% по массе, входит в состав всех белков, нуклеиновых кислот и некоторых липидов.

2. Азот как простое вещество. Строение молекулы: N₂

Химическая связь ковалентная неполярная, очень прочная, т.к. образована тремя парами электронов. Даже при 3000^оС распадается одна из тысячи молекул.

Физические свойства: Газ, без цвета, запаха и вкуса. Температура кипения -196^оС, плавления -210^оС. Плохо растворим в воде и органических растворителях. Немного легче воздуха.

Химические свойства: Инертен (химически малоактивен). Типичный неметалл, может быть и окислителем, и восстановителем.

Как окислитель взаимодействует с металлами и водородом

N₂ + Mg Mg₃N₂ – нитрид магния (при нагревании)

N₂ + Li → Li₃N – нитрид лития (при н.у.)

N₂ + H₂↔ NH₃ – аммиак (температура 500^оС, повышенное давление, катализатор платина):

Как восстановитель взаимодействует с кислородом:

N₂ + O₂→ NO – оксид азота (II) (температура более 3000^оС, электрический разряд)

Получение:

1) в промышленности из воздуха (фракционная перегонка);

2) в лаборатории чаще всего термическим разложением нитрита аммония: NH₄NO₂ = N₂ + H₂O

Применение:

1) газообразный азот используют для создания инертной атмосферы (плавление металлов, перекачка топлива, электрические лампы…);

2) жидкий азот в криогенной технике для создания низких температур (медицина – кожные заболевания, хранение органов и тканей, пищевая промышленность – продукты глубокой заморозки, техника – холодильники, явления сверхпроводимости и сверхтекучести…);

3) для получения аммиака, а из него всех азотсодержащих неорганических и органических веществ.

3. Аммиак. Строение молекулы: NH₃

Форма молекулы – пирамида треугольная, связи ковалентные полярные, электронная плотность смещена к азоту, у азота неподеленная пара электронов, высокая ЭО => молекула аммиака является диполем, т.е. полярная. Между молекулами существует достаточно сильное взаимодействие, водородные связи.

Физические свойства: При н.у. – газ, бесцветный, с резким характерным запахом. Температура кипения 33,5^оС ниже нуля, температура плавления минус 78^оС. При повышенном давлении легко сжижается, при испарении поглощает много тепла. Очень хорошо растворим в воде (при 20^оС в 1л растворяется 700 л аммиака, насыщенный раствор имеет массовую долю аммиака 25%) и органических растворителях. Намного легче воздуха. Физиологическое действие: раздражает слизистые, вызывает отек, раздражает рецепторы верхних дыхательных путей, оказывает возбуждающее действие на ЦНС.

Химические свойства:

1) Аммиак проявляет свойства оснований. Неподеленная пара электронов азота и его высокая ЭО приводит к тому, что молекула аммиака может присоединить протон. Эта частица имеет вакантную орбиталь и образует с азотом ковалентную полярную связь по донорно-акцепторному механизму.
Поэтому при взаимодействии с водой (растворении) происходит процесс:

NH₃+ H₂O ↔ NH₄⁺ + OH^- и в растворе появляется избыток ионов гидроксила, т.е. щелочная среда. Раствор аммиака в воде является щелочью, т.е. растворимым основанием. Но это слабый электролит, равновесие смещено в сторону молекул аммиака (К_д = 10^-5). Водный раствор аммиака называют иногда гидроксидом аммония, это слабое и нестойкое основание, оно существует только в растворе, поэтому формулу [NH₄OH] пишут в квадратных скобках, имея в виду ее условность. Но не только раствор аммиака, но и сам аммиак может давать реакции характерные для оснований. Например, аммиак взаимодействует с кислотами, и при этом образуются соли.

NH₃+ HCl ↔ NH₄Cl – хлорид аммония

NH₃+ HNO₃ ↔ NH₄NO₃…

2) Аммиак в ОВР всегда ведет себя как восстановитель (азот в нем находится в самой низкой для него с.о.). Наиболее важные реакции такого типа — это взаимодействие с кислородом и восстановление оксидов металлов.

А) NH₃+ O₂→ N₂ + H₂O – горение

Б) NH₃+ O₂→ NO + H₂O – каталитическое окисление, Pt

В) NH₃+ CuO→ N₂ + H₂O + Cu

Г) NH₃+ Fe₂O₃ → N₂ + H₂O + Fe

Получение:

1) в промышленности – синтез из простых веществ

N₂ + 3H₂↔ 2NH₃ + Q – эта реакция обратимая, экзотермическая, гомогенная

Оптимальные условия процесса (по принципу Ле Шателье):

А) 4 моль ↔ 2 моль, т.е. в прямой реакции давление уменьшается, в обратной – увеличивается => необходимо повысить давление, чтобы сместить равновесие в сторону образования аммиака;

Б) прямая реакция экзотермическая, обратная – эндотермическая, значит нельзя использовать очень высокую температуру, чтобы равновесие не сместилось к простым веществам, но чтобы скорость реакции была достаточно большой надо повысить температуру хотя бы до 450-500^оС;

В) эта реакция каталитическая и протекает только в присутствии катализатора, идеально – платины, но чаще используют губчатое железо с примесями Al₂O₃ и K₂O.

Основные принципы производства аммиака:

- принцип теплообмена;

- принцип циркуляции.

Применение:

1) жидкий аммиак как хладагент в холодильниках;

2) водный раствор аммиака:

- 10% раствор называют «нашатырным спиртом» и используют в медицине (потеря сознания, алкогольное отравление, обработка рук и инструмента, стеклянной посуды…), в домашнем хозяйстве (стирка, мытье окон, выведение пятен, чистка ковров, ювелирных изделий…);

- разбавленный раствор – как азотное удобрение;

3) аммиак – сырье для получения минеральных удобрений (карбамид, аммиачная селитра и т.д.), анилина (красители, нитробензол, лаки, краски, ВВ и т.д.), азотной кислоты и ее солей, соды и т.д. Именно с этого вещества начинается получение ВСЕХ органических и неорганических соединений, которые использует человек.

4. Соли аммония.

Ион NH₄⁺ ведет себя как ионы К⁺ или Na⁺, т.е. образует соли, хорошо растворимые в воде, сильные электролиты. Например: (NH₄)₂SO₄↔ 2NH₄⁺ + SO₄^2-

Соли аммония нестойкие, разлагаются при нагревании, продукты разложения могут быть разными, в зависимости от природы аниона и температуры. Например:

1) NH₄Cl ↔ NH₃↑+ HCl ↑, при незначительном нагревании;

2) NH₄NO₃→N₂О+ H₂O, при нагревании до 250^оС.

Ион аммония в растворе можно определить по запаху образующегося аммиака, если добавить в раствор щелочь и нагреть (качественная реакция):

NH₄Cl + NaOH → NH₃↑+H₂O + NaCl

Получают соли аммония при взаимодействии аммиака с кислотами (см. выше).

Применение:

1) минеральные удобрения: аммиачная селитра – нитрат аммония NH₄NO₃, сульфат аммония - (NH₄)₂SO₄, и аммофос – смесь фосфата и гидрофосфатов аммония, смесь нитрата и фосфата калия - нитрофоска и т.д. Последние два вида удобрений называют сложными, потому что они содержат несколько питательных элементов.

2) NH₄Cl под названием «нашатырь» используют для пайки и лужения металлов, для крашения тканей, в гальванических элементах.

3) NH₄NO₃ образует взрывчатые смеси с горючими веществами (под названием «аммонал»).

5. Оксиды азота. N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₅.

N₂O – оксид азота (I), закись азота, веселящий газ. Бесцветный газ, сладковатый запах, t_кип.= -89^оС, мало растворим в воде. Несолеобразующий (не взаимодействует ни с кислотами, ни со щелочами). Обладает выраженным физиологическим действием: в небольших количествах притупляет болевую чувствительность, в больших – возбуждает нервную систему. Азот со с.о. +1 проявляет свойства окислителя, например:

1) N₂O = N₂ +О₂, разлагается при нагревании до 700^оС;

2) N₂O + Н₂ = N₂+ H₂O

Получение: NH₄NO₃→N₂О+ H₂O, при нагревании до 250^оС.

NO– оксид азота (II). Газ без цвета и запаха, t_кип.= -152^оС, мало растворим в воде. Несолеобразующий. В ОВР может быть и окислителем, и восстановителем, химически очень активен, является свободным радикалом (O=N∙). Например:

1) NO + SO₂ → N₂ + SO₃ - как окислитель

2) NO+О₂→NO₂ – как восстановитель, при н.у.

Получение:

1) в промышленности: NH₃+ O₂→ NO + H₂O – каталитическое окисление аммиака, Pt

Или при температуре более 3000^оС (электрический разряд): N₂ + O₂→ NO

2) в лаборатории HNO₃₍_pa_зб.)+ Cu → Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O

N₂O₃ – оксид азота (III). Газ, при температуре 3,5^оС превращается в темно-синюю жидкость. Очень нестойкое соединение, при н.у. N₂O₃↔ NO +NO₂, т.е. диспропорционирует, проявляет и окислительные и восстановительные свойства.

Кислотный оксид:

N₂O₃+ H₂O →HNО₂ – азотистая кислота, слабая, существует только в растворах.

N₂O₃+ NаОН → NаNO₂+ H₂O – нитрит натрия, соль азотистой кислоты.

NO₂ – оксид азота (IV), бурый газ. Газ с характерным резким запахом, желто-коричневого (бурого) цвета. t_кип.= 2^оС. Токсичен. Химически очень активен, является свободным радикалом: (O=N^∙=O).

Хорошо растворяется в воде, взаимодействует с ней образуя кислоты, т.е. это кислотный оксид:

NO₂ + H₂O →HNО₂ +HNО₃ (без доступа воздуха идет реакция диспропорционирования, образуются азотистая и азотная кислоты),

NO₂ + H₂O + O₂→ HNО₃ (в присутствии воздуха азотистая кислота окисляется и образуется только азотная кислота).

Со щелочами реакция проходит аналогично:

NO₂ + NaOH →NaNО₂ +NaNО₃ или

NO₂ + NaOH + О₂→ NaNО₃.

Это значит азот со с.о.+4 проявляет восстановительные свойства.

Но более характерными для бурого газа являются окислительные свойства:

C+ NO₂ →CO₂ + N₂ или

SO₂ + NO₂ → SO₃ + NO.

Получение:

1) в промышленности: NO + O₂→NO₂

2) в лаборатории: Cu + HNO_3(конц.)→ Cu(NO₃)₂ + NO₂ + H₂O или

3) Pb(NO₃)₂→PbO + NO₂ + O₂.

N₂O₅ - оксид азота (V), белое кристаллическое вещество, нестойкое, при н.у. разлагается со взрывом:

N₂O₅→ NO₂ + O₂.

Кислотный оксид: N₂O₅+ H₂O → HNО₃

Сильный окислитель: воспламеняет органические вещества.

Получение: NO₂+ O₃→ N₂O₅+ O₂

Азотная кислота и ее соли.

HNО₃- азотная (нитратная) кислота. Бесцветная жидкость, t_пл.= -42^оС, плотность 1,5г/см³, с водой смешивается неограниченно. Летучая жидкость, на воздухе «дымит». При хранении на свету она разлагается: HNО₃→ H₂O + NO₂ + O_2, поэтому концентрированный раствор (при н.у. 63%) имеет резкий запах и окрашен в бурый цвет.

Это одна из самых сильных кислот, она практически полностью диссоциирует в растворах: HNО₃↔ H⁺ + NО₃^-. Как и все кислоты, она взаимодействует с основными оксидами и основаниями:

CaO + HNО₃→ Ca(NO₃)₂ + H₂O

NaOH + HNО₃→NaNО₃+ H₂O;

а также вытесняет более слабые и летучие кислоты из их солей:

CaCO₃ + HNО₃→Ca(NО₃)₂ + H₂O +CO₂↑

Азотная кислота взаимодействует со всеми металлами кроме Au и Pt, но при этом никогда не выделяется водород. Окислителем в этих реакциях является N⁺⁵, поэтому в зависимости от активности металла и концентрации кислоты могут образовываться различные соединения азота.

HNO₃ + Me → Me(NO₃)_n + H₂O + NO₂(NO, N₂O, N₂, NH₄NO₃)

Например: HNO₃₍_конц_.) + Cu → Cu(NO₃)₂ + H₂O + NO₂

HNO₃₍_разб_.) + Cu → Cu(NO₃)₂ + H₂O + NO

Т.е. окисление протекает более активно в разбавленной кислоте, и степень окисления в продуктах восстановления азотной кислоты ниже. В реальности образуется смесь различных соединений азота.

HNO₃₍_конц_.) + Zn → Zn(NO₃)₂ + H₂O + N₂O

Т.е. чем активнее металл, тем окисление протекает активнее. Реакции способствует нагревание. На холоду концентрированная азотная кислота пассивирует некоторые металлы (например, алюминий), при этом образуется на поверхности металла очень тонкая и прочная пленка, препятствующая дальнейшему окислению.

Получение азотной кислоты. Производство HNO₃ обычно включает следующие стадии:

1) азот получают из воздуха, затем он взаимодействует с водородом (температура 450-500 ^оС, небольшое повышенное давление около 30 МПа, катализатор - губчатое железо с алюмокалиевыми квасцами):

N₂ + H₂→ NH₃

2) аммиак окисляют в присутствии катализатора Pt

NH₃+ O₂→ NO + H₂O

3) а затем при н.у. NO+О₂→NO₂

4) NO₂ + H₂O + O₂→ HNО₃

Применение.

- производство удобрений (селитры);

- производство красителей, лаков, полимеров и пластмасс, искусственных волокон;

- производство ВВ и лекарств;

-окислитель в ракетном топливе.

Соли азотной кислоты (нитраты) – твердые кристаллические вещества, хорошо растворимы, токсичны. В растворах окислительные свойства не проявляют. При нагревании разлагаются. Ход реакции зависит от положения металла в электрохимическом ряду. Например:

Если Ме стоит до Mg: KNO₃ → KNO₂ + O₂

Если Ме стоит между Mg и Cu: Pb(NO₃)₂→PbO + NO₂+ O₂

Если Ме стоит после Cu: AgNO₃→ Ag + NO₂ + O₂

Применение. Большая часть – в виде минеральных удобрений (селитры), некоторые соли используют в пиротехнике, AgNO₃ (ляпис) в медицине.

7. Роль азота в организме и использование соединений азота. Содержание азота в организме 3,1%, входит в состав всех белков и нуклеотидов, а значит и всех БАВ. В составе ферментов, гормонов участвует во всех обменах веществ. В медицине используется: жидкий азот – эффективное средство для лечения кожных заболеваний; N₂O – для анестезии, при предынфарктных состояниях, для профилактики травматического шока; нашатырный спирт (10% водный раствор NH₃) раздражает рецепторы дыхательных путей, возбуждает ЦНС, поэтому он используется при обмороках и алкогольных отравлениях; аммиак обладает противомикробным действием и используется как моющее и дезинфицирующее средство; NaNO₂ –спазмолитическое средство, используется при лечении стенокардии и как антидот; NH₄Cl – используют как мочегонное и отхаркивающее средство.

Круговорот азота в природе. Азот, как и другие химические элементы, в природе находится в постоянном «движении». Это «движение» надо понимать, как превращение одних соединений азота в другие. Атомы азота как бы переходят из одних молекул в другие, этот переход иногда называют биогенной миграцией, т.к. в ней принимают участиеживые организмы.

Оксиды фосфора.

P₂O₃– оксид фосфора (III), получается при медленном окислении фосфора или недостатке кислорода. Это твердое вещество белого цвета, плавится при 23,8^оС. Это кислотный оксид, при растворении в воде образует фосфористую кислоту Н₃РО₃. И фосфористая кислота и оксидфосфора (III) легко окисляются кислородом воздуха.

P₂O₅- оксид фосфора (V), образуется при горении фосфора. Это твердое белое вещество, жадно впитывающее в себя воду. При этом образуется метафосфорная кислота, а затем ортофосфорная. Т.е. оксид фосфора это кислотный оксид. Он может взаимодействовать со щелочами и основными оксидами.

P₂O₅+ Н₂О → НРО₃– метафосфорная кислота, ее соли метафосфаты. Ядовиты, входят в составы используемые для смягчения воды (СМС, вода в системах отопления…). В растворах с течением времени происходит реакция: НРО₃+ Н₂О → Н₃РО₄, поэтому немного упрощая можно считать что в растворах существует фосфорная кислота и ее соли.

P₂O₅+NaOH → Na₃PO₄ + Н₂О

P₂O₅+CaO → Ca₃(PO₄)₂

Опыт 4. Свойства фосфора.

Какие аллотропические модификации фосфора вам известны? Рассмотрите эти модификации на видео. Опишите их физические свойства. Поясните их с точки зрения строения вещества. Как доказать, что это не разные вещества, а разные аллотропические модификации одного простого вещества? Почему фосфор имеет очень низкую температуру кипения? Внимательно наблюдайте за взаимодействием фосфора с другими веществами (видео). Напишите уравнения взаимодействия фосфора со следующими веществами: а) кислородом; б) магнием; в) хлором. Расставьте в уравнениях степени окисления и определите, какую роль играет сера в этих реакциях? Сделайте вывод о химической активности и окислительных свойствах серы.

Опыт 5. Получение и свойства фосфорной кислоты.

Посмотрите видео. К полученным при сжигании фосфора в кислороде белым кристаллам оксида фосфора добавили немного воды. Что наблюдали? Какими свойствами обладает полученный раствор? О чем это говорит? Запишите реакции взаимодействия оксида с водой и кислоты с гидроксидом натрия. Какую реакцию можно использовать как качественную для фосфат-ионов? Посмотрите опыт, запишите уравнение.

Домашнее задание. Прочитайте теорию, выполните упражнения, проверьте свои знания с помощью тестов.

Упр.1. Записать схему строения, электронную и графическую формулу фосфора. Верно ли утверждение, что фосфор – типичный неметалл? Почему? Какова возможная валентность фосфора в его соединениях? Почему? Приведите примеры таких соединений. Какова минимальная и максимальная степень окисления фосфора? Почему? Приведите примеры таких соединений.

Упр.№2. Напишите уравнения взаимодействия раствора азотной кислоты со следующими веществами: оксид железа (III), гидроксид кальция, цинк. Какая из этих реакций относится к ОВР? Определите в ней окислитель и восстановитель. Какая из реакций относится к реакциям нейтрализации? Запишите ионные уравнения для нее.

Упр.3. Напишите уравнения взаимодействия азота со следующими веществами:

1 вар. магний, калий, кислород.

2 вар. водород, цинк, иодом.

Укажите условия этих реакций. Поставьте степени окисления элементов. Какие свойства: окислителя или восстановителя проявляет азот в этих реакциях? Сделайте вывод о химической активности и окислительных свойствах хлора.

Упр.4. Фосфор, как и другие химические элементы, в природе находится в постоянном «движении», т.е. одни соединения фосфора превращаются в другие. Эти превращения называют биогенной миграцией или кругооборотом элементов в природе. В этом процессе активное участие принимают живые организмы. Почему в сельском хозяйстве необходимо использовать минеральные удобрения? Почему важнейшие минеральные удобрения: азотные и фосфорные?

Упр.5 Закончите уравнения реакций. Какая из них относится к реакциям нейтрализации? Напишите для нее ионные уравнения:

а) HNО₃ + BaO →

б) H₂O + P₂O₅→

в) NaOH + H₃PO₄→

г) H₃PO₄ + ZnO →

Упр.№ 6. Назовите эти вещества. С помощью каких реакций можно осуществить следующие превращения? Запишите уравнения этих реакций.

А) N₂ → NH₃ → NO → NO₂ → HNO₃ →NaNO₃

Б) NH₃ → NH₄Cl → NH₃ → (NH₄)₂SO₄ → NH₄ NO₃ → N₂O

А) P → P₂O₅ → H₃PO₄→ K₃PO₄→ Ba₃(PO₄)₂→ BaHPO₄

Упр. №7. Как азотная кислота взаимодействует с металлами? Запишите уравнения возможных реакций:

а) раствор азотной кислоты с магнием;

б) раствор азотной кислоты с ртутью;

в) концентрированная азотная кислота с серебром;

г) концентрированная азотная кислота с цинком.

Обозначьте степени окисления, определите окислитель и восстановитель.

Упр.№8. С какими из соединений будет взаимодействовать аммиак? Почему? Дайте объяснения с т.з. строения вещества. Запишите уравнения возможных реакций. а) азотная кислота; б) кислород; в) серная кислота г) магний д) оксид цинка.

Упр.№9. Напишите уравнения взаимодействия раствора фосфорной кислоты со следующими веществами: оксид хрома (III), гидроксид натрия, магний. Какая из этих реакций относится к ОВР? Определите в ней окислитель и восстановитель. Какая из реакций относится к реакциям нейтрализации? Запишите ионные уравнения для нее.

Упр.№10. Как определить в растворах фосфорную кислоту и ее соли? Запишите соответствующие уравнения. Для чего в основном используют соли фосфорной кислоты?

Тесты Азот и его соединения

вопрос	А	Б	В	Г
1. У азота на внешнем энергетическом уровне находятся	5 е^-	7е^-	6е^-	2е^-
2. Для азота в сложных веществах наиболее характерны степени окисления	+4 и -2	+5 и -3	+4 и +5	-3 и +6
3. Азот проявляет максимальную степень окисления в кислоте	H₂NO₄	HNO₃	H₃N	HNO₂
4. Какое из соединений азота называют нашатырь	HNO₃	NH₃	NaNO₃	NH₄Cl
5. Азотная кислота не взаимодействует с	Zn	Hg	Au	Fe
6. Какой ион дает качественную реакцию на ион аммония	OH^-	Cl^-	SO₄^2-	H⁺
7. При взаимодействии меди с азотной кислотой может образоваться	водород	аммиак	азот	бурый газ
8. Окислительная активность в ряду N₂→ P →As→Sb	Не изменяется	уменьшается	увеличивается	Изменяется периодически
9. ZnO + HNO₃ →	CuNO₃	ZnNO₃ + H₂	Zn(NO₃)₂ + H₂O	ZnNO₃ + H₂O
10. Какое вещество получится при взаимодействии азота с магнием	нитрат магния	нитрид магния	хлорид магния	нитрит меди
11. Какие характерные физические свойства имеет аммиак	Газ с характерным запахом, очень хорошо растворимый в воде	Газ бурого цвета, с характерным запахом, растворимый в воде	Бесцветная жидкость с характерным запахом	Бесцветный газ практически нерастворимый в воде
12. Какой признак качественной реакции на ион аммония	Желтый осадок	Появление характерного запаха	Появление пузырьков газа	Белый осадок
13. Почему в химических реакциях аммиак всегда играет роль восстановителя	Потому что это химически активное вещество	Потому что он растворяется в воде	Потому что элемент азот в аммиаке имеет минимальную степень окисления	Потому что элемент азот в аммиаке имеет максимальную степень окисления
14. Аммиак проявляет основные свойства потому что	у атома азота есть неподеленная пара электронов	потому что азот в аммиаке имеет минимальную степень окисления	он хорошо растворяется в воде	он может взаимодействовать с кислотами
15. Какими свойствами обладает бурый газ	Кислотный оксид, очень сильный восстановитель	Кислотный оксид, при растворении в воде образует HNO₂	Кислотный оксид, при растворении в воде образует HNO₂и HNO₃	Кислотный оксид, при растворении в воде образует HNO₃
16. При растворении этого оксида в воде образуется азотная кислота	NO₄	NO₂	NО	N₂O
17. при растворении аммиака в воде реакция среды будет	кислая	нейтральная	щелочная	соленая
18. Равновесие в реакции N₂ +3H₂ ↔ 2NH₃ при понижении давления	сместится в сторону исходных веществ	сместиться в сторону продуктов реакции	не сместится	не протекает
19. При термическом разложении натриевой селитры образуются газы	О₂	NO₂ и О₂	NО и NO₂	N₂O и О₂
20. При термическом разложении нашатыря образуется	Аммиак и вода	Аммиак и бурый газ	Аммиак и хлороводород	Азот, водород и хлор

Азот и Фосфор

План.

1. Азот как химический элемент.

2. Азот как простое вещество.

3. Аммиак.

4. Соли аммония.

5. Оксиды азота.

6. Азотная кислота и ее соли.

7. Кругооборот азота в природе.

8. Фосфор как химический элемент.

9. Фосфор как простое вещество.

10. Соединения фосфора с отрицательной степенью окисления.

11. Оксиды фосфора.

12. Фосфорная кислота и ее соли.

13. Кругооборот фосфора в природе.

2. Азот как простое вещество. Строение молекулы: N₂

Как окислитель взаимодействует с металлами и водородом

N₂ + Mg Mg₃N₂ – нитрид магния (при нагревании)

N₂ + Li → Li₃N – нитрид лития (при н.у.)

N₂ + H₂↔ NH₃ – аммиак (температура 500^оС, повышенное давление, катализатор платина):

Как восстановитель взаимодействует с кислородом:

N₂ + O₂→ NO – оксид азота (II) (температура более 3000^оС, электрический разряд)

Получение:

1) в промышленности из воздуха (фракционная перегонка);

2) в лаборатории чаще всего термическим разложением нитрита аммония: NH₄NO₂ = N₂ + H₂O

Применение:

3) для получения аммиака, а из него всех азотсодержащих неорганических и органических веществ.

3. Аммиак. Строение молекулы: NH₃

Химические свойства:

NH₃+ HCl ↔ NH₄Cl – хлорид аммония

NH₃+ HNO₃ ↔ NH₄NO₃…

А) NH₃+ O₂→ N₂ + H₂O – горение

Б) NH₃+ O₂→ NO + H₂O – каталитическое окисление, Pt

В) NH₃+ CuO→ N₂ + H₂O + Cu

Г) NH₃+ Fe₂O₃ → N₂ + H₂O + Fe

Получение:

1) в промышленности – синтез из простых веществ

N₂ + 3H₂↔ 2NH₃ + Q – эта реакция обратимая, экзотермическая, гомогенная

Оптимальные условия процесса (по принципу Ле Шателье):

Основные принципы производства аммиака:

- принцип теплообмена;

- принцип циркуляции.

Применение:

1) жидкий аммиак как хладагент в холодильниках;

2) водный раствор аммиака:

- разбавленный раствор – как азотное удобрение;

4. Соли аммония.

1) NH₄Cl ↔ NH₃↑+ HCl ↑, при незначительном нагревании;

2) NH₄NO₃→N₂О+ H₂O, при нагревании до 250^оС.

NH₄Cl + NaOH → NH₃↑+H₂O + NaCl

Получают соли аммония при взаимодействии аммиака с кислотами (см. выше).

Применение:

3) NH₄NO₃

12 Следующая ⇒

Поделиться с друзьями:

Кормораздатчик мобильный электрифицированный: схема и процесс работы устройства...

Опора деревянной одностоечной и способы укрепление угловых опор: Опоры ВЛ - конструкции, предназначенные для поддерживания проводов на необходимой высоте над землей, водой...

Археология об основании Рима: Новые раскопки проясняют и такой острый дискуссионный вопрос, как дата самого возникновения Рима...

Механическое удерживание земляных масс: Механическое удерживание земляных масс на склоне обеспечивают контрфорсными сооружениями различных конструкций...