Общая характеристика элементов V-а подгруппы Азот Аммиак Оксид азота (I) Оксид азота (II) Оксид азота (III) Оксид азота (IV) Оксид азота (V) Азотистая.

Презентация:



Advertisements
Похожие презентации
ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА V ГРУППЫ ГЛАВНОЙ ПОДГРУППЫ. В главной подгруппе (подгруппе азота) расположены N, P, As, Sb, Bi. Элементы имеют следующие электронные.
Advertisements

АЗОТ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ.. Азот. Порядковый номер 7. 2 период 5 группа, главная подгруппа.
Азот. Соединения азота.. Азот образует с водородом несколько прочных соединений, из которых важнейшим является аммиак. Электронная формула молекулы аммиака.
Презентация к уроку по химии (9 класс) по теме: Оксиды азота
Азот. Азот в природе. АЗОТ В ПРИРОДЕ АТМОСФЕРНЫЙ N 2 ; NO 2 В СОСТАВЕ ЖИВЫХ БЕЛКОВ ОРГАНИЗМОВ, В МИНЕРАЛАХ И ПОЧВЕ ВАЖНЕЙШИЕ АЗОТНЫЕ УДОБРЕНИЯ АММОФОС.
У атома азота имеется три неспаренных p-электрона на внешнем слое, за счет которых он образует с атомами кислорода три σ -связи. За счет неподеленной.
КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ АЗОТА. Оксид азота (I) N 2 O N 2 O – оксид азота (I), закись азота или «веселящий газ», возбуждающе действует на нервную систему.
Аммиак NH 3. Бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта), почти вдвое легче воздуха, ядовит. Получение аммиака: В лаборатории:
Цель урока: Повторить и обобщить общие химические свойства металлов с учетом их положения в ЭХРНМ.
Общая характеристика подгруппы азота. Азот. Физические и химические свойства.
Аммиак 1. Состав. Строение 3. Физические свойства 2. Получение аммиака в лаборатории в промышленности 4. Химические свойства 5. Применение 6. Тест.
Азот, аммиак и соли аммония Тесты Презентация Масимовой, МБОУ СОШ школа 70, г. Тольятти.
Всего заданийВремя тестированиямин. Введите фамилию и имя Тест по химии Тест по химии VА подгруппа ПС химических элементов Начать тестирование Учитель.
Тест для проверки домашнего задания 1. Формула азотной кислоты а) HNO 2 б) NH 3 в) HNO 3 г) H 2 SO 4 2. При разложении азотной кислоты образуется а) Оксид.
Азот МОУ СОШ п. Алексеевка Хвалынского района Саратовской области Презентация учителя химии Бешагина Владимира Викторовича.
Оксиды азота.. Азот способен проявлять несколько степеней окисления от -3 до +5. Известны несколько оксидов азота Солеобразующие: N2O3.
Азотная кислота и соли азотной кислоты.
КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ АЗОТА Урок-семинар С интерактивной поддержкой.
Азотная кислота 1. Состав. Строение. Физические свойства 2. Классификация 3. Получение азотной кислоты 4. Химические свойства 5. Применение Тест Соли азотной.
Элемент 7 Азот N 2 15 Фосфор P 33 Мышьяк As 51 Сурьма Sb 83 Висмут Bi Атомная масса Плотность, г/см 3 0,00125 Белый 1,82 Красный 2,36 Серый.
Транксрипт:

Общая характеристика элементов V-а подгруппы Азот Аммиак Оксид азота (I) Оксид азота (II) Оксид азота (III) Оксид азота (IV) Оксид азота (V) Азотистая кислота Азотная кислота

С возрастанием атомного радиуса от азота к висмуту закономерно увеличиваются температуры кипения и плавления простых веществ.

Азот – основной компонент воздуха. В земной коре азот находится в виде нитратов, а также в составе живых организмов.

Азот в свободном состоянии - газ без цвета и запаха, мало растворимый в воде. Он несколько легче воздуха, при – 196 C конденсируется, а при C замерзает.

В свободном состоянии азот состоит из прочных двухатомных молекул N N, поэтому химически малоактивен. Действие высоких температур и электрического разряда немного повышает реакционную способность азота.

При обычных условиях азот вступает в реакцию с литием, образуя нитрид. Нитриды легко гидролизуются водой.

1. В промышленности: ректификацией воздуха. 2. В лаборатории: разложением нитритов аммония и калия.

Аммиак с кислотами образует соли аммония.

NH 4 NO 3 = N 2 O + 2H 2 O

Оксид азота (I) – несолеобразующий, химически устойчив. Но в жёстких условиях может проявлять слабые окислительные или восстановительные свойства.

Окислительные свойства (с сильными восстановителями)

Реакции с окислителями

Способы получения

Лабораторный способ получения

– в промышленности: 2NO + O 2 = 2NO 2. Оксид азота (IV) можно получить различными способами: – термическим разложением нитратов металлов, расположенных в ряду активности от Al до Pb: 2Pb(NO 3 ) 2 = 2PbO + 4NO 2 + O 2 ; – реакцией меди с концентрированной азотной кислотой:

Азотистая кислота – слабый электролит. За счёт промежуточной степени окисления азота проявляет окислительные и восстановительные свойства.

Нитриты проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства.

Соли азотной кислоты – нитриты – ядовиты, при прокаливании разлагаются. Они хорошо растворимы в воде (исключение AgNO 2 ), в водных растворах гидролизуются.

Как сильный окислитель азотная кислота окисляет неметаллы (как правило, до высших кислот)

Взаимодействие с металлами приводит к образованию трёх продуктов: нитрата, воды и соединения азота, состав которого зависит от активности металла и концентрации азотной кислоты: Me+ HNO 3 Me(NO 3 ) x + H 2 O + ?

При взаимодействии азотной кислоты с магнием также можно говорить только о доминирующих при определенной концентрации кислоты реакциях.

Смесь трёх объёмов соляной кислоты и одного объёма азотной кислоты называется царской водкой. Это сильный окислитель, окисляет даже золото и платину (за счёт выделяющегося хлора), образуя хлориды.