Lämmastik: asend P.S.E.-s, aatomi struktuur, esinemine looduses, preparaat ja omadused. Lämmastiku kasutamine. Ettekanne "lämmastiku kasutamine" Ettekanne teemal lämmastiku saamine ja kasutamine

Korrake ja kinnistage teadmisi lämmastiku aatomi ja molekuli ehitusest. Uurige lämmastiku füüsikalisi ja keemilisi omadusi. Tuvastage lämmastiku roll looduses.

"Ilma lämmastikuta pole elu, sest see on valkude asendamatu komponent." D. N. Prjanišnikov

K. Scheele ja G. Cavendish said lämmastiku 1772. aastal. D. Rutherford kirjeldas preparaati ja omadusi 1787. aastal. Lavoisier pakkus välja nimetuse lämmastik - "elutu" (ja - ei, zoe - elu). Arvukalt nimetusi: ebapuhas gaas, lämmatav gaas, riknenud õhk, tuleohtlik õhk, soolapeeter, mädanemisagens, surmav gaas, lämmastik jne.

Looduslik vorm Maa kest Ammooniumi ja lämmastikhappe soolad Litosfäär, hüdrosfäär Lämmastik Atmosfäär Vulkaanidelt pärinev lämmastik ja ammoniaak Litosfäär Ühendid teatud tüüpi kütuses (nafta, kivisüsi) Litosfäär Nukleiinhapped, valkained Biosfäär

2. periood, 5. rühm, põhialarühm Sisaldab 5 elektroni välisel energiatasemel +7)) 2 5 Oksüdeeriv aine N 0 + 3e -  N -3 * Koostage N ühendite valemid Li, Ca, Al-ga. Redutseerija N 0 –1,2,3,4,5e -  N +1 ,N +2 ,N +3 ,N +4 ,N +5 * Koostage oksiidide valemid 3 1 2 4

N N N  N SIDE: -kovalentne MITTEPOLAAR -KOLMELINE -TUGEV MOLEKULL: -VÄGA STABIILNE -MADAL REAKTSIOONIVÕIME 1 3 4 2

Värvitu, lõhnatu ja maitsetu gaas Vees halvasti lahustuv, õhust veidi kergem, tihedus 1,2506 kg/m3 Tº pl.= -210 º C Tº keemistemperatuur = -196 º C Ei toeta hingamist ja põlemist

Oksüdeeriv N 2 0 2N -3 Kuumutamisel koos teiste metallidega (Ca, Al, Fe) Toatemperatuuril tº ainult Li-ga * Kõrgetel tº, p, kat (Fe, Al, K oksiidid) H 2 Redutseeriv N 2 0 2N + 2 * tº elektrikaare juures (3000–4000 ºC) O 2-ga

Kasutusala Ammoniaagi ja lämmastikhappe tootmine. Inertse atmosfääri loomine metallurgias. Lämmastikväetiste tootmine. Lõhkeainete tootmine. Vedel lämmastik meditsiinis. Terase pinna küllastumine tugevuse suurendamiseks

Valmistamine Tööstuses - vedelast õhust Laboris - ebastabiilsete lämmastikuühendite lagundamisel

1 m 2 o 3 l 4 e 5 k 6 u 7 l 8 a Uue materjali kinnitamine

Refleksioon (töö paaris) Teema nimetus - üks nimisõna Teema kirjeldus - kaks omadussõna Tegevuse kirjeldus - kaks tegusõna + gerundi (või kolm tegusõna) Suhtumine teemasse - neli sõna Teema olemus - üks sõna.

Lõige nr 23, aruandeleht, harjutus 5. töö tetra Kirjutage lugu teemal: "Lämmastiku teekond looduses" Vasta küsimustele: Kuidas saab katseliselt tõestada, et õhus on lämmastikku? Köögiviljade ja puuviljade transportimiseks pikkade vahemaade taha kasutatakse külmikuid, milles kasutatakse külmutusagensina vedelat LÄMMASTIKU. Millistel omadustel see põhineb?

AVASTAMISE AJALUGU 1772 K. Scheele ja G. Cavendish said lämmastiku D. Rutherford kirjeldas preparaati ja omadusi 1787 Lavoisier pakkus välja nimetuse lämmastik – “elutu” (aga ei, zoe – elu) Arvukad nimetused: ebapuhas gaas, lämmatav gaas, septon , rikutud õhk, häiritud õhk, sool, mädanemisagens, surmav gaas, lämmastik jne.

Esinemine looduses: 1) vabas olekus atmosfääris (78%), 2) seotud olekus (vt tabelit) Looduslik vorm Maa kest Ammooniumi ja lämmastikhappe soolad Litosfäär, hüdrosfäär Lämmastik Atmosfäär Vulkaanide lämmastik ja ammoniaak Litosfäär Ühendid teatud tüüpi kütuses (õli, kivisüsi) Litosfäär Nukleiinhapped, valkained Biosfäär

Kuulsad teadlased kirjutasid lämmastiku kohta järgmiselt: F. Engels - "Elu on valgukehade eksisteerimise viis Maal" D. Rutherford - "Lämmatav õhk" K. Scheele - "Halb õhk" A. Lavoisier - "Elutu õhk" D.I. Prjanišnikov - "Ilma lämmastikuta pole elu, sest see on valgumolekuli kõige olulisem komponent."

ATOMI STRUKTUUR JA OMADUSED? periood, ? Grupp, ? alarühm Sisaldab välisenergia tasemel? elektronid +7)) ? ? ? N 0 + 3e - N -3 * Koostage N ühendite valemid Li, Ca, Al-ga. ? N 0 –1,2,3,4,5e - N +1,N +2,N +3,N +4,N +5 * Koostage oksiidide valemid

ATOMI STRUKTUUR JA OMADUSED 2. periood, 5. rühm, põhialarühm C sisaldab 5 elektroni välisel energiatasandil +7)) 2 5 Oksüdeeriv aine N 0 + 3e - N -3 * Koostage N- ja Li-ühendite valemid, Ca, Al. Redutseerija N 0 –1,2,3,4,5e - N +1,N +2,N +3,N +4,N +5 * Koostage oksiidide valemid

MOLEKULI STRUKTUUR N N N SIDE: -kovalentne MITTEPOLAARS -KOLMELINE -TUGEV MOLEKULL: -VÄGA STABIILNE -MADAL REAKTSIOONIVÕIME

KEEMILISED OMADUSED Ülesanne: anda reaktsioonide täielik kirjeldus *; millistel tingimustel (c, t, p) tasakaal nihkub paremale. Oksüdeeriv N 2 0 2N -3 Kuumutamisel koos teiste metallidega (Ca, Al, Fe) Toatemperatuuril tº ainult Li-ga * Kõrgetel tº, p, kat (Fe, Al, K oksiidid) H 2 Redutseeriv N 2 0 2N + 2 * tº elektrikaare juures (ºС) O 2-ga

KATSE END N 2 +3H 2 2NH 3 +Q Pöörduvad ühendid Eksotermiline homogeenne katalüütik N 2 ja H 2 suurenemisega tº vähenemine p suurenemine N 2 +O 2 2NO –Q Pöörduvad ühendid Endotermiline homogeenne mittekatalüütiline N 2 ja O 2 suurenemisega p suurendamine ei mõjuta

Küsimused enesekontrolliks 1. Värvuse, maitse ja lõhnata gaas 2. Molekul on kaheaatomiline 3. Sisaldus õhus 78% 4. Laboris saadakse KMnO 4 ja H 2 O 2 5 lagundamisel. Tööstuses - vedelast õhust 6. Keemiliselt mitteaktiivne 7. Suhtleb peaaegu kõigi lihtainetega 8. Sellega on seotud hingamise ja fotosünteesi protsessid 9. On valkude lahutamatu osa 10. Osaleb looduses esinevate ainete ringis

PANE ENNAST TESTI O 2 1, 2, 4, 5, 7, 8, 10. “5” N 2 1, 2, 3, 5, 6, 9, 10. “5” 1-2 viga “4” 3-4 vead "3" 5 viga või rohkem "2" Kasutades näiteks teavet lämmastiku kohta, tooge argumendid kahe seisukoha kasuks: 1. Lämmastik on "elutu" 2. Lämmastik on Maa elu peamine element.

Rakendus. Vedelat lämmastikku kasutatakse külmutusagensina ja krüoteraapias. Lämmastikgaasi tööstuslikud rakendused tulenevad selle inertstest omadustest. Gaasiline lämmastik on tule- ja plahvatuskindel, takistab oksüdeerumist ja mädanemist. Naftakeemias kasutatakse lämmastikku mahutite ja torustike puhastamiseks, rõhu all olevate torustike töö kontrollimiseks ja põldude toodangu suurendamiseks. Kaevandamisel saab lämmastikku kasutada kaevandustes plahvatuskindla keskkonna loomiseks ja kivimikihtide laiendamiseks. Elektroonikatööstuses kasutatakse lämmastikku nende piirkondade puhastamiseks, mis ei võimalda oksüdeerivat hapnikku. Kui oksüdatsioon või lagunemine on negatiivsed tegurid, võib traditsiooniliselt õhuga läbi viidud protsessis õhku edukalt asendada lämmastik. Lämmastiku oluline kasutusvaldkond on selle kasutamine mitmesuguste lämmastikku sisaldavate ühendite, nagu ammoniaak, lämmastikväetised, lõhkeained, värvained jne, sünteesiks. Koksi tootmisel kasutatakse suures koguses lämmastikku (“kuiv koksi kustutamine") koksi mahalaadimisel koksi akudest, samuti kütuse "pressimiseks" rakettides paakidest pumpadesse või mootoritesse. Toiduainetööstuses on lämmastik registreeritud toidu lisaainena E941, gaasilise keskkonnana pakendamiseks ja ladustamiseks, külmutusagensina ning vedelat lämmastikku kasutatakse õlide ja gaseerimata jookide villimisel, et tekitada pehmetes anumates liigne rõhk ja inertne keskkond. . Sisu.

Slaid 25 esitlusest “Lämmastik ja selle ühendid” keemiatundide jaoks teemal “Lämmastik”

Mõõdud: 960 x 720 pikslit, formaat: jpg. Tasuta slaidi allalaadimiseks keemiatunnis kasutamiseks paremklõpsake pildil ja klõpsake nuppu "Salvesta pilt kui...". Kogu esitluse “Lämmastik ja selle ühendid.ppt” saate alla laadida 1294 KB suuruses ZIP-arhiivis.

Laadige esitlus alla

Lämmastik

“Lämmastikoksiid” – 4. Too näiteid reaktsioonidest, mis tõestavad lämmastikoksiidi (III) happelisi omadusi. Lämmastikoksiid (V). Tuntud on mitmeid lämmastikoksiide. +1 +2 +3 +4 +5. EI. N2O. Kõik lämmastikoksiidid, välja arvatud N2O, on mürgised ained. Lämmastik on võimeline avaldama mitut oksüdatsiooniastet vahemikus -3 kuni +5. +3 +5 2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3.

“Räni ja selle ühendid” – omaduste plaan: looduses esineb seda oksiidide, silikaatide ja alumosilikaatidena. Ülevalt alla: granaat. Uurige räni omadusi. Kuu mullaproovide analüüs näitas SiO2 esinemist üle 40%. Tunni eesmärgid: Räniühendite rakendamine. Andke elemendi räni üldine kirjeldus. Seda leidub ka taimedes ja loomades.

“Lämmastikutund” - Tunni lõpus hindavad õpilased oma tegevust vastavalt enesehindamise kriteeriumidele. 2. Kasutus- ja teostusetapp (15 min). Metoodilised soovitused teema “Lämmastik kui lihtaine” uurimiseks. 3. Reflektiivne-hinnav etapp (20 min.). Varustus ja õppematerjal. Teema õppimiseks kulub 2 tundi.

“Lämmastik ja selle ühendid” – lämmastikuühendid. Tuntud on lämmastiku radioaktiivsed isotoobid massinumbritega 11, 12, 13, 16 ja 17. Lämmastiku oksüdatsiooniastmed ühendites on?3,?2,?1, +1, +2, +3, +4, +5 . CuO kogus on arvutatust 2 korda suurem. On veel üks versioon. Munitsipaalõppeasutus “Prantsuse keele süvaõppega keskkool nr 6.”

"Radioaktiivsete isotoopide saamine" – radioaktiivsed isotoobid bioloogias. "Märgistatud aatomite" meetod on muutunud üheks tõhusamaks. Radioaktiivseid isotoope kasutatakse laialdaselt teaduses, meditsiinis ja tehnoloogias. Radioaktiivsete isotoopide kasutamine. Radioaktiivsed isotoobid arheoloogias. Tuumareaktsioonide abil on võimalik saada kõigi keemiliste elementide isotoope.

Esitluse eelvaadete kasutamiseks looge Google'i konto ja logige sisse: https://accounts.google.com

Slaidi pealdised:

Sümbol - N Aatommass - 14,0067 Tihedus - 0,808 (temperatuuril -195,8 °C) Sulamistemperatuur - -209,86 °C Keemistemperatuur - -195,82 °C Avastas - D. Rutherford 1772. aastal Lämmastik ja selle ühendid

Vedel lämmastik Vedel lämmastik ei ole plahvatusohtlik ega mürgine. Aurustades lämmastik jahutab tuld ja tõrjub välja põlemiseks vajaliku hapniku, mistõttu tuli lakkab. Kuna lämmastik erinevalt veest, vahust või pulbrist lihtsalt aurustub ja kaob, on lämmastikkustutus koos süsihappegaasiga väärtuslike esemete säilitamise seisukohalt tõhusaim tulekustutusmeetod. läbipaistev vedelik. Keemistemperatuur on –195,75 °C

Vedela lämmastiku kasutamine; erinevate seadmete ja masinate jahutamiseks; arvutikomponentide jahutamiseks äärmise kiirendamise ajal

Vedela lämmastiku kasutamine Vedelat lämmastikku kasutatakse kosmetoloogias. vulgaarsete, plantaarsete ja lamedate tüükade, papilloomide, hüpertroofiliste armide, vulgaarse akne, rosaatsea raviks. Toiduainetööstuses on lämmastik registreeritud toidu lisaainena E941, gaasilise keskkonnana pakendamiseks ja ladustamiseks, külmutusagensina ning vedelat lämmastikku kasutatakse õlide ja gaseerimata jookide villimisel, et tekitada pehmetes anumates liigne rõhk ja inertne keskkond. .

Ainete käitumine vedelas lämmastikus Vedelas lämmastikus olevad ained muutuvad rabedaks

Põletused vedela lämmastikuga Haavadele on vaja kahjustatud kehapiirkondi jahutada vee või külmade esemetega, manustada valuvaigisteid, kanda haavadele steriilsetest sidemetest või improviseeritud materjalidest sidemeid.

Kaissonitõbi Kaissonitõbi tekib rõhu kiirel langusel (näiteks sügavusest tõusmisel, kessonist või survekambrist väljumisel või kõrgusele tõusmisel). Sel juhul moodustab varem veres või kudedes lahustunud lämmastik gaasimullid veresoontes. Iseloomulikud sümptomid on valu või neuroloogiline kahjustus. Rasked juhtumid võivad lõppeda surmaga.

Lämmastiku keemilised omadused Keemiliselt on lämmastik oma tugeva kovalentse sideme tõttu üsna inertne gaas, samas kui aatomi lämmastik on keemiliselt väga aktiivne. Metallidest reageerib vaba lämmastik tavatingimustes ainult liitiumiga, moodustades nitriidi: 6Li + N2 = 2Li3N Temperatuuri tõustes molekulaarse lämmastiku aktiivsus suureneb. Kui lämmastik interakteerub vesinikuga kuumutamisel, kõrgendatud rõhul ja katalüsaatori juuresolekul, tekib ammoniaak: N2 + 3H2 = 2NH3 Lämmastik ühineb hapnikuga ainult elektrikaares, moodustades lämmastikoksiidi (II): N2 + O2 = 2NO

Lämmastikoksiid Mitte reageerida vee ja leelistega Lämmastikoksiid (I) (N2O) Lämmastikoksiid (II) (NO) Lämmastikoksiid (III) (N2O3) Lämmastikoksiid (IV) (NO2) Lämmastikoksiid (V) (N2O5) 2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2, 4NO2 + 2H2O + O2 = 4 HNO3.

Lämmastikhape Lämmastikhappe keemistemperatuur on +83 °C, külmumistemperatuur –41 °C, s.o. tavatingimustes on see vedelik. Terav lõhn ja asjaolu, et see muutub ladustamisel kollaseks, on seletatav asjaoluga, et kontsentreeritud hape on ebastabiilne ja laguneb osaliselt valguse või kuumutamise mõjul. 4HNO3 = 2H2O + 4NO2 + O2.

Koostoime metallidega Kontsentreeritud lämmastikhape Me + HNO3(konts.) → sool + vesi + NO2 Väärismetallid (Au, Ru, Os, Rh, Ir, Pt), kuid mitmed metallid (Al, Ti, Cr) omavahel ei interakteeru kontsentreeritud lämmastikhappega, Fe, Co, Ni) passiveeritakse madalal temperatuuril kontsentreeritud lämmastikhappega. Reaktsioon on võimalik temperatuuri tõusuga Ag + 2HNO3(konts.) → AgNO3 + H2O + NO2.

Koostoime metallidega Lahjendatud lämmastikhape Lämmastikhappe redutseerumisprodukt lahjendatud lahuses sõltub reaktsioonis osaleva metalli aktiivsusest: Aktiivne metall 8 Al + 30HNO3(lahjem) → 8 Al(NO3)3 + 9H2O + 3NH4NO3 Keskmise aktiivsusega metall 10Cr + 36HNO3( lahjem) → 10Cr(NO3)3 + 18H2O + 3N2 Madala aktiivsusega metall 3 Ag + 4HNO3 (lahjend.) → 3 AgNO3 + 2H2O + NO

Lämmastikhappe valmistamine NaNO3 + H2SO4 = NaHSO4 + HNO3 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O (Tingimused: katalüsaator – Pt, t = 500˚ C) 2NO + O2 → 2NO2 4 NO2 + O2 + 2 H2ONO3 ↔ 4

Lämmastikhappe kasutamine Lämmastik- ja kompleksväetiste tootmine. Lõhkeainete tootmine. Värvainete tootmine. Ravimi tootmine. Kilede, nitrolakkide, nitroemailide tootmine. Kunstkiudude tootmine. Nitreerimissegu komponendina metallide traalimiseks metallurgias.

Ammoniaak. Ammoniaak - NH3, vesiniknitriid, normaalsetes tingimustes - terava iseloomuliku lõhnaga värvitu gaas (ammoniaagi lõhn). Ammoniaak on peaaegu kaks korda kergem kui õhk. NH3 lahustuvus vees on äärmiselt kõrge - umbes 1200 mahuosa (temperatuuril 0 °C) või 700 mahuosa (temperatuuril 20 °C) mahu kohta (Ammoniaak (Euroopa keeltes kõlab selle nimi nagu "ammoniak") võlgneb oma nime haagissuvilate teede ristumiskohas asuv Ammoni oaas Põhja-Aafrikas Kuumas kliimas laguneb eriti kiiresti loomsetes jäätmetes sisalduv uurea (NH2)2CO.Üheks lagunemissaaduseks on ammoniaak.Teiste allikate järgi ammoniaak sai oma nime Vana-Egiptuse sõnast amonian.Nii nimetati inimesi, kes kummardasid jumal Amonit.Oma rituaalide ajal nuusutasid nad ammoniaaki NH4Cl, mis kuumutamisel aurustab ammoniaaki.

Ammoniaak on ohtlik Meditsiinis nimetatakse 10% ammoniaagi vesilahust ammoniaagiks. Ammoniaagi terav lõhn ärritab nina limaskesta spetsiifilisi retseptoreid ning soodustab hingamis- ja vasomotoorsete keskuste ergutamist, mistõttu minestamise või alkoholimürgituse korral on kannatanul lubatud ammoniaagi aurud sisse hingata.Ammoniaak on sissehingamisel ohtlik. Ägeda mürgistuse korral mõjutab ammoniaak silmi ja hingamisteid ning suurtes kontsentratsioonides võib see lõppeda surmaga. Põhjustab tugevat köha, lämbumist ja suure aurude kontsentratsiooniga - erutust, deliiriumi. Nahale sattumisel - põletav valu, turse, põletus villidega. Esmaabi: loputage silmi ja nägu veega, pange peale gaasimask või 5% sidrunhappe lahuses niisutatud vati-marli side, loputage avatud nahka rohke veega, lahkuge kohe nakkusallikast. Kui ammoniaak satub makku, jooge mitu klaasi sooja vett, millele on lisatud üks teelusikatäis lauaäädikat, ja kutsuge esile oksendamine.

Ammoniaagi tootmiseks kasutavad laborid tugevate leeliste mõju ammooniumisooladele: NH4Cl + NaOH = NH3 + NaCl + H2O (NH4)2SO4 + Ca (OH)2 = 2NH3 + CaSO4 + 2H2O Tööstuslik ammoniaagi tootmise meetod põhineb vesiniku ja lämmastiku otsene interaktsioon: N2( g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g) + 45,9 kJ Tingimused: katalüsaator - poorse raua temperatuur - 450 - 500 ˚ C rõhk - 25 - 30 atm

Ammoniaagi keemilised omadused NH3 on tugev redutseerija. 1. Ammoniaagi põletamine (kuumutamisel) 4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H20 2. Ammoniaagi katalüütiline oksüdatsioon (katalüsaator Pt – Rh, temperatuur) 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O

Ammoniaagi koostoime vee ja hapetega Nii ammoniaagi vesilahus kui ka ammooniumisoolad sisaldavad spetsiaalset iooni – ammooniumi katiooni NH4, mis täidab metallikatiooni rolli. See saadakse tänu sellele, et lämmastikuaatomil on vaba (üksik) elektronpaar, mille tõttu moodustub teine kovalentne side vesinikkatiooniga, mis läheb happe- või veemolekulidest ammoniaagiks: See on moodustumise mehhanism kovalentsest sidemest, mis ei teki paaritute elektronide jagamisel, ja ühes aatomis oleva vaba elektronpaari tõttu nimetatakse seda doonor-aktseptoriks. NH3 + HCl = NH4Cl 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4↓ NH3 + H20 NH4 + OH- Kui ammoniaagilahusele lisada paar tilka fenoolftaleiini, muutub see karmiinpunaseks, st see näitab aluselist keskkonda:

Ammooniumisoolad astuvad vahetusreaktsiooni hapete ja sooladega: (NH4)2SO4 + Ba(NO3)2 → BaSO4 ↓ + 2NH4NO3 (NH4)2CO3 + 2HCl → 2NH4Cl + H2O + CO2 interakteeruvad leeliselahustega, moodustades ammoniaagi - kvalitatiivne reaktsioon ammooniumiiooniks: NH4Cl + NaOH → NaCl + NH3 + H2O lagunevad kuumutamisel NH4Cl → NH3 + HCl NH4NO3 → N2O + 2 H2 O (NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3+ 4 H2 O

Lämmastik

ja selle seosed

Atmosfääris märkamatu

Ja reaktsioonides on see inertne.

Võib olla kasulik

Serveeri väetistes...

Asub kehas

Mängib olulist rolli...

Me vajame teda siin planeedil

Kõigile, nii täiskasvanutele kui lastele...

Mis elemendist me räägime?

A Z O T

Looduses olemine

Lämmastik on maakoore arvukuse poolest 17. kohal, moodustades 0,0019% maakoore massist

Seotud kujul - peamiselt kahe nitraadi koostises: naatrium NaNO 3 (leitud Tšiilist, sellest ka nimi Tšiili nitraat) ja kaalium KNO 3 (leitud Indias, sellest ka nimi India salpeet) ja hulk teisi ühendeid.

Vabas vormis -

atmosfääris

Viis kuulsat 18. sajandi keemikut. Nad andsid teatud mittemetalli, mis lihtsa aine kujul on gaas ja koosneb kaheaatomilistest molekulidest, viis erinevat nimetust.

- "mürgine õhk"

- "deflogisteeritud"

õhk"

- "rikutud õhk"

- "lämmatav õhk"

- "elutu õhk"

1772. aastal Šoti keemik

botaanik ja arst Daniel Rutherford

1772. aastal inglise keemik

Joseph Priestley

1773. aastal Rootsi keemik

apteeker Karl Scheele

1774. aastal inglise keemik

Henry Cavendish

1776. aastal prantsuse keemik

Antoine Lavoisier

Ja see kõik on seotud lämmastikuga

Lämmastik moodustab tugevaid kaheaatomilisi N-molekule 2 lühikese vahemaaga südamike vahel

Molekul on kaheaatomiline ja väga tugev

Struktuurivalem N N

See sisaldab molekulaarvõre ja kovalenti

mittepolaarne side

Lämmastik on värvitu, lõhnatu ja maitsetu gaas.

Vees vähelahustuv (2,5 mahuosa lämmastikku lahustub 100 mahus vees).

See on õhust kergem - 1 liitri lämmastiku mass on 1,25 g.

-196 kraadi juures 0 lämmastik veeldub ja -210 C juures 0 muutub lumetaoliseks massiks.

N 2

Lämmastik ühendites võib avalduda kui

negatiivne ja positiivne CO.

Lämmastiku keemilised omadused

Lämmastik reageerib hapnikuga

(elektrikaare temperatuuril)

N 2 + O 2 =2EI

2. Lämmastik reageerib vesinikuga (temperatuuril 300 0 C ja rõhk 20-30 MPa)

N 2 +3H 2 = 2NH 3

3. Kõrgendatud temperatuuril reageerib lämmastik teatud metallidega

3Mg+N 2 =Mg 3 N 2

Lämmastiku tootmine tööstuses :

Vedela õhu fraktsionaalne destilleerimine

OJSC

"Nevinnomyssk Azot"

Tehas vedelast õhust lämmastiku tootmiseks

Laboris lämmastiku saamine (ammooniumisoolade lagunemine)

1. Ammooniumnitriti lagunemine

N.H. 4 EI 2 =N 2 + 2H 2 O

2. Ammooniumdikromaadi lagunemine

(NH 4 ) 2 Kr 2 O 7 =Cr 2 O 3 +N 2 +4H 2 O

Rakendus

N 2

Külmutusagensina

Kosmetoloogias

Loomiseks

inertne

keskkond katsete ajal

Sünteesiks

ammoniaak

Lämmastikuühendite kasutamine

mineraalväetiste tootmine

lõhkeainete tootmine
ravimite tootmine

Lämmastikoksiid (I) N 2 O

N 2 O – lämmastikoksiid (I), dilämmastikoksiid või "naerugaas", millel on ergutav toime inimese närvisüsteemile ja seda kasutatakse meditsiinis anesteetikumina. Füüsikalised omadused: gaas, värvitu ja lõhnatu. Sellel on oksüdeerivad omadused ja see laguneb kergesti. Soola mittemoodustav oksiid.

2N 2 O=2N 2 + O 2

Lämmastikoksiid (V)

N 2 O 5 - lämmastikoksiid (V), lämmastik anhüdriid, valge tahke aine (mp = 41 0 KOOS). Sellel on happelised omadused ja see on väga tugev oksüdeerija.