Встановлення і використання міжпредметних зв`язків при вивченні елементів III і V групи періодичної

-А группы периодической системы 2.1 Елементи III-А групи періодичної системи

(лат. Aluminium, от лат. alumen — квасцы). Алюміній Al (лат. Aluminium, від лат. Alumen - галун). — элемент III группы 3-го периода периодической системы Д. И. Менделеева, п. н. А l - елемент III групи 3-го періоду періодичної системи Д. І. Менделєєва, п. н. l (100 %). Металлический А l был получен в 1827г. 13, атомна маса 26,9815, має один стабільний ізотоп ²⁷ A l (100%). Металевий А l був отриманий в 1827г. Велером. занимает 3-е место после О и Si, с которыми А l (в виде различных алюмосиликатов) составляет более 82% массы земной коры. За вмістом у земній корі (8,8%) А l займає 3-е місце після О і Si, з якими А l (у вигляді різних алюмосилікатів) становить понад 82% маси земної кори. У вільному вигляді не зустрічається. – бокситы. Основна сировина для виробництва А l - боксити. – серебристо-белый металл, легкий, прочный, пластичный, ковкий, обладает высокой электро- и теплопроводимостью, высокой химической активностью. А l - сріблясто-білий метал, легкий, міцний, пластичний, ковкий, володіє високою електро-і теплопровідністю, високою хімічною активністю. У з'єднаннях А. виявляє ступінь окислення +3. не действует. А. легко з'єднується про киснем повітря, покриваючись щільною плівкою оксиду Al ₂ O _3, це обумовлює високу корозійну стійкість; концентрована HNO ₃ на А l не діє. легко растворяется в щелочах, разбавленных НС1 и H ₂ SO ₄ . Гидроксид А l (и А l ₂ О ₃ ) амфотерен: с кислотами водных растворах он дает соли, содержащие гидратированный ион [Al(H ₂ O) ₆ ] ^з+ , со щелочами — алюминаты. А l легко розчиняється в лугах, розбавлених НС1 і H ₂ SO _4. Гідроксид А l (і А l ₂ О ₃₎ амфотерами: з кислотами водних розчинах він дає солі, що містять гідратований іон [Al (H ₂ O) _6] ^{з +} , з лугами - алюмінати. получают электролизом А l ₂ О ₃ (из боксита), растворенного в расплавленном криолите Na ₃ AlF ₆ , А l применяют для производства легких сплавов (дуралюмин, силумин) в самолетостроении, автомобилестроении, при строительстве зданий, для изготовления химической аппаратуры, электрических проводов, конденсаторов, как материал для ядерных реакторов и др. А l служит восстановителем при получении ряда металлов. А l отримують електролізом А l ₂ О ₃ (з бокситу), розчиненого в розплавленому кріоліті Na ₃ AlF _6, А l застосовують для виробництва легких сплавів (дуралюмин силумін) в літакобудуванні, автомобілебудуванні, при будівництві будівель, для виготовлення хімічної апаратури, електричних проводів, конденсаторів, як матеріал для ядерних реакторів і ін А l служить відновником при отриманні низки металів. — алюминия оксид, хлорид алюминия А l С1 ₃ или водный А1С1 ₃ ^. 6Н ₂ О как катализатор в органическом синтезе, сульфат алюминия А1 ₂ (SО ₄ ) ₃ Застосовуються різні сполуки Al - алюмінію оксид, хлорид алюмінію А l С1 ₃ або водний А1С1 _^3. 6Н ₂ О як каталізатор в органічному синтезі, сульфат алюмінію А1 ₂ (SО _{4) 3} и алюмокалиевые квасцы KAl(SO ₄ ) ₂ × 12Н ₂ О — для очистки воды, при крашении тканей, для дубления кож и в производстве бумаги. × 18H ₂ O і алюмокалієвий галун KAl (SO _{4) 2} × 12Н ₂ О - для очищення води, при фарбуванні тканин, для дублення шкір і у виробництві паперу. У будівництві та архітектурі для захисту від корозії і в декоративних цілях застосовують срібну фарбу - суміш алюмінієвого порошку з мінеральним маслом. с алкилами применяют как катализаторы при полимеризации олефинов. Алюминийорганическими з'єднання використовують при синтезі інших металоорганічних сполук; сполуки А l з алкіл застосовують як каталізатори при полімеризації олефінів.

группы 2-го периода п.с. Бор В - елемент III групи 2-го періоду п.с. У природі зустрічається у вигляді борної кислоти і різних мінералів. Бор є сильним відновником. Гідриди бору застосовують в паливі для ракет, як каталізатори при отриманні полімерів, для покриття металів бором, в металургії, в ядерній промисловості.

– элемент III группы п.с. Галій Ga - елемент III групи п.с. Хімічно активний, застосовується в якості модифікуючих присадок в сплавах, у напівпровідниковій промисловості.

- элемент III группы 5-го периода п.с., в природе встречается вместе с лантаноидами. Іттрій Y - елемент III групи 5-го періоду п.с., у природі зустрічається разом з лантаноїдами. Іттрій використовується в атомній техніці та авіації.

с – элемент III группы 4-го периода п.с. Скандій S с - елемент III групи 4-го періоду п.с. Скандій міститься у вигляді домішок в багатьох мінералах, хімічно активний. Застосовують скандій в основному у вигляді сплавів з різними металами, в ядерній техніці, металургії, медицині та ін

– элемент III группы 6-го периода п.с. Лантан La - елемент III групи 6-го періоду п.с. встречается в виде сложного по составу минерала монацита. У природі La зустрічається у вигляді складного за складом мінералу монациту.

-семейство из 14 элементов VI периода п.с. Лантаноїди - 4 f-сімейство з 14 елементів VI періоду п.с. У природі лантаноїди супроводжують один одного. Всі лантаноїди - метали сріблясто-білого кольору, пластичні і легко піддаються куванні, литтю. Лантаноїди хімічно активні, розкладають воду, реагують з кислотами. Лантаноїди знаходять дуже широке застосування - у виготовленні лаків і фарб, у виробництві шкіри, в текстильній промисловості, в радіоелектроніці і пр.

– элемент III группы 6-гопериода п.с., относится к рассеянным элементам, легко разлагает кислоты. Талій Tl - елемент III групи 6-гоперіода п.с., відноситься до розсіяних елементів, легко розкладає кислоти. Виробництво талію пов'язано з комплексною переробкою сульфідних руд кольорових металів. Токсичний.

группы п. с. Актиній Ас - радіоактивний елемент III групи п. з. Період напіврозпаду Ас становить 22 роки, випускає b-частинки (98%) і a-частинки. Отримують опроміненням радію нейтронами. Ас - метал сріблясто-білого кольору, у сполуках виявляє с.ок. +3, За хімічними властивостями близький до лантану. Ас - небезпечний радіоактивний отрута.

-семейство элементов 7 периода п. с., все радиоактивны [2]. Актиноїди - 5 f-сімейство елементів 7 періоду п. з., Всі радіоактивні [2].

До III групи періодичної системи належать такі елементи: бор В, алюміній Al, скандій Sc, галій Ga, ітрій Y, лантан La (лантаноїди), талій Tl, актиній Ac (актиноїди).

Дана тема вивчається в шкільній програмі в 9 класі за підручником Ф. Г. Фельдмана та Г. Ю. Рудзітіса [3]. На вивчення елементів III групи відводиться лише 2 години.

У шкільному підручнику Ф. Г. Фельдмана та Г. Ю. Рудзітіса цій темі присвячено лише один параграф, до того ж тема висвітлена не кращим чином. Автори підручника докладно розглядають лише один з елементів III групи - алюміній. У цьому параграфі розглядаються наступні підпункти.

2.1.1 Положення алюмінію в періодичній системі і будова його атома

группы. Алюміній знаходиться в головній підгрупі III групи. Схема розташування по енергетичним рівням наступна:

2 e ^- , 8 e ^- , ₊₃ Al 2 e ^-, 8 e ^{-, -} 3 e ^-

Так як в атомів алюмінію на зовнішньому рівні 3 електрона, то алюміній у сполуках виявляє ступінь окислення 4-3.

До такого ж висновку приходимо, керуючись уявленнями про характер руху електронів в атомах і розташуванні їх не тільки з енергетичних рівнів, але і по подуровням. ² -электронов и один электрон переходит 3 p -орбиталь: В атомі алюмінію легко відбувається розпарювання 3 s ^{2-електронів} і один електрон переходить 3 p-орбіталь:

У результаті виходять три неспарених електрона. Дайте відповідь на запитання 1 (с. 138 [4]).

2.1.2 Знаходження алюмінію в природі, його одержання і властивості

Алюміній - третій за поширеністю елемент у земній корі. Він зустрічається тільки в сполуках. Найважливіші з них вказані на схемі 19.

Схема 19

Забарвлені кристали Al ₂ O ₃ червоного кольору - рубіни, синього кольору - сапфіри.

Отримання

Німецький хімік Ф. Велер в 1827 р. отримав алюміній при нагріванні хлориду-алюмінію з лужними металами калієм або натрієм без доступу повітря.

₃ +3 K AlCl ₃ +3 K + Al 3 KCl + Al

Для промислового отримання алюмінію ці методи економічно невигідними, тому був розроблений електрохімічний метод отримання алюмінію з бокситів.

Фізичні властивості

м ³ ), плавится при 660 °С. Алюміній - сріблясто-білий метал, легкий (r = 2,7 г / c м ^3), плавиться при 660 ° С. Він дуже пластичний, легко витягується в дріт і прожарюється в листи і фольгу. За електричної провідності алюміній поступається лише сріблу і міді (вона становить 2 / 3 від електричної провідності міді).

Хімічні властивості

электрохимическом ряду напряжения алюминий помещается за самыми активными металлами. У електрохімічному ряду напруги алюміній поміщається за найактивнішими металами. Однак з повсякденного досвіду відомо, що на алюмінієві вироби (посуд і т. д.) не діє ні кисень, ні вода навіть при температурі її кипіння. На алюміній не діє також концентрована холодна азотна кислота. Це пояснюється наявністю на поверхні алюмінію тонкої оксидної плівки, яка охороняє його від подальшого окислення. Якщо поверхня алюмінію потерти сіллю ртуті, то відбувається реакція:

2А1 + 3HgCl ₂ 2А1С1 ₃ + 3Hg ® 2А1С1 ₃ + ​​3Hg

Виділилася ртуть розчиняє алюміній, і утворюється його сплав з ртуттю - амальгама алюмінію. На амальгованих поверхні плівка не утримується, тому алюміній реагує з водою при звичайних умовах (рис. 46):

2А1 + 6НОН ® 2А1 (ОН) ₃ ¯ + 3Н ₂ ­

При підвищеній температурі алюміній реагує з багатьма неметалами і складними речовинами без амальгамирования:

Застосування

Алюміній застосовують для виробництва різних сплавів. Найбільше поширення мають дюралюмина, що містять мідь та магній, і силуміни - сплави алюмінію з кремнієм. Основні переваги цих сплавів-легкість і висока міцність. Згадані сплави широко використовують в авіа-, авто-, судно-та приладобудуванні, в ракетній техніці і в будівництві. У вигляді чистого металу алюміній іде на виготовлення електричних проводів і різної хімічної апаратури.

Алюміній використовують також для алітірованія, тобто насичення поверхонь сталевих і чавунних виробів алюмінієм з метою захисту їх від корозії.

е ₃ O ₄ с порошком алюминия). На практиці часто використовують терміт (суміш оксиду F е ₃ O ₄ з порошком алюмінію). Якщо цю суміш підпалити (за допомогою магнієвої стрічки), то відбувається бурхлива реакція з виділенням великої кількості теплоти:

+ 3 Fe ₃ O ₄ 8 Al + 3 Fe ₃ O ₄ 4 Al ₂ O ₃ + 9 Fe ® 4 Al ₂ O ₃ + 9 Fe

Цей процес використовують при так званій термітної зварюванні, а також для одержання деяких металів у вільному вигляді.

Дайте відповідь на питання 2-6 (с. 138). Вирішіть завдання 1 - 2 (с. 138). [4]

2.1.3 Найважливіші сполуки алюмінію

Оксид алюмінію

₂ О ₃ можно получить следующими способами: А l ₂ О ₃ можна отримати наступними способами:

1. Безпосереднім спалюванням порошку металевого алюмінію (вдуванням порошку алюмінію в полум'я пальника):

l + 3O ₂ ® 2А1 ₂ O ₃ 4A l + 3O ₂ ® 2А1 ₂ O ₃

2. Шляхом перетворення за наведеною нижче схемою:

Оксид алюмінію - тверде, тугоплавкое (темп. пл. 2050 ° С) речовина білого кольору.

За хімічними властивостями це амфотерний оксид (I, § 37). Реагує з кислотами, проявляє властивості основних оксидів:

А1 ₂ O ₃ + 6НС1 2А1С1 ₃ + ​​3Н ₂ O

₃ + 6H ⁺ +6С1 ^- Al ₂ O ₃ + 6H ⁺ +6 С1 ^{- 3+} + 6С1 ^- + 3Н ₂ O 2 Al ^{3 + +} 6С1 ^- + 3Н ₂ O

₃ + 6Н ⁺ А1 ₂ O ₃ + 6Н ⁺ 2A1 ^{3 + ​​+} 3Н ₂ O

Оксид алюмінія реагує з лугами і виявляє властивості кислотних оксидів. Причому при сплаву утворюються солі метаалюмініевой кислоти НА1O _2, тобто мета-алюмінати:

Al ₂ O ₃ + 2NaOH 2NaA10 ₂ + H ₂ 0

У присутності води реакція протікає інакше:

аОН + Н ₂ O ® 2[NaA1O ₂ ^. H ₂ O] А1 ₂ О ₃ + 2 N АВН + Н ₂ O ® 2 [NaA1O ^_2. H ₂ O]

присоединяет одну или две молекулы воды, что можно изобразить так: Це пояснюється тим, що у водному розчині алюмінат натрію NaA1O ₂ приєднує одну або дві молекули води, що можна зобразити так:

б) NaA1O ₂ -2H ₂ O, или NaAl(OH) ₄ . а) NaA1O _{2-Н 2} О, або NaH ₂ A1O _3; б) NaA1O _{2-2H 2} O, або NaAl (OH) _4.

Гідроксид алюмінію

Гідроксид алюмінію А1 (ОН) ₃ отримують при взаємодії розчину лугу з розчинами солей алюмінію (розчин лугу не можна брати в надлишку):

Н А lCl ₃ + NaO Н ® Al (OH) ₃ ¯ + 3NaCl

A1 ^{3 + ​​+} 3Cl ^- + 3Na ^{+ +} 3OH ^- ¯ + 3Na ⁺ + 3 С 1 ^- ® Al (OH) ₃ ¯ + 3Na ^{+ +} 3 З 1 ^-

³⁺ + 3ОН ^- ® А1(ОН) ₃ ¯ А l ^{3 + +} 3ОН ^- ® А1 (ОН) ₃ ¯

Якщо білу желеподібну масу гідроксиду алюмінію виділити з розчину і висушити, то виходить біла кристалічна речовина, практично не розчиняється у воді.

Гідроксид алюмінію (як і його оксид) має амфотерні властивості. Подібно до всіх підставах гідроксид алюмінія реагує з кислотами. При сплаві гідроксиду алюмінію з лугами утворюються метаалюмінати, а у водних розчинах - гідрати метаалюмінатов:

) ₃ + NaOH А1 (OH) ₃ + NaOH А1O ₂ + 2Н ₂ O Na А1O ₂ + 2Н ₂ O

) ₃ + NaOH ® NaH ₂ А1O ₃ + Н ₂ O А1 (OH) ₃ + NaOH ® NaH ₂ А1O ₃ + Н ₂ O

Солі алюмінію отримують в основному при взаємодії металевого алюмінію з кислотами. За фізичними властивостями це тверді кристалічні речовини, добре розчинні у воді. Хімічні властивості солей алюмінію аналогічні властивостям інших солей ([3], с. 98-99). Так як солі алюмінію утворені слабкою основою і сильною кислотою, то вони у водних розчинах піддаються гідролізу (с. 18).

Дайте відповідь на питання 7-10 (с. 138). Вирішіть завдання 3 (с. 138 [4]).

Генетичний зв'язок між алюмінієм і його найважливішими сполуками (схема 20).

Виконайте вправу 11.

Далі в підручнику з цієї теми наводяться завдання на закріплення матеріалу. Також у підручнику наводиться лабораторний експеримент (с. 139) [4].

Таким чином, з вищевикладеного матеріалу можна зробити висновок, що у шкільній програмі на вивчення даної теми відводиться дуже мало годин, і, крім цього, практично немає відомостей про екологічні аспекти цієї теми.

Азот утворює ряд оксидів, формально відповідають усім можливим ступенів окислення від +1 до +5: N ₂ O, NО, N ₂ O _3, NO _2, N ₂ O _5, проте всього два з них - оксид азоту (II) та оксид азоту (IV) - не тільки стійкі при звичайних умовах, але й активно задіяні в природному і промисловому круговоротах азоту.

2.2.1 Деякі сполуки азоту та їх властивості

1.2.1.1. Оксиди азоту

₂ ⁺¹ O – оксид азота(I), закись азота, «веселящий» газ, несолеобразующий оксид. N ₂ ⁺¹ O - оксид азоту (I), закис азоту, «звеселяючий» газ, несолеобразующій оксид. Отримують N ₂ O розкладанням аміачної селітри:

₂ O имеет слабый приятный запах и сладковатый вкус. N ₂ O має слабкий приємний запах і солодкуватий смак. З киснем, водою, розчинами кислот і лугів не реагує. Розкладається на елементи при температурі вище 500 ° С, іншими словами, є досить стійким.

Будова: у кисню 2 неспарених електрона, у азоту 3 - утворюється подвійний зв'язок і один неспарений електрон у залишку. Можна припустити, що молекули NO будуть злучатися і утворювати димерную молекулу ONNO. Будова молекули: лінійна молекула О = N = N, в якій центральний атом N чотиривалентним. Він утворює дві подвійні зв'язки: одну - з киснем за типовою схемою створення ковалентного зв'язку (два електрони азоту, два електрони кисню), іншу - з атомом азоту (який два зі своїх трьох неспарених електронів злучаються і утворює за рахунок цього порожню орбіталь), одна з зв'язків ковалентний, друга донорно-акцепторні (рис. 1).

Установка для одержання оксиду азоту (I) складається з штативів, пробірки, пробки з газовідвідної трубкою, кристалізатора, циліндра і спиртівки (рис. 2). ₄ NO ₃ , закрывают пробкой с газоотводной трубкой и нагревают. У пробірку поміщають NH ₄ NO _3, закривають пробкою з газовідвідної трубкою і нагрівають. Газ збирають у циліндр, наповнений водою.

Рис. 1. Молекула оксиду азоту (I) - N ₂ O

Оксид N ₂ O розкладається при нагріванні:

Оксид N ₂ O реагує з воднем:

⁺² O – оксид азота(II), несолеобразующий оксид. N ⁺² O - оксид азоту (II), несолеобразующій оксид. Отримують NO реакцією міді з кислотою HNO ₃ (разб.) (рис. 3).

Кристалічна решітка молекулярна; молекула легка, слабополярная (електронегативність кисню трохи вище, ніж у азоту). Можна припустити, що температури плавлення і кипіння будуть низькими, але вище, ніж в азоту, тому що полярність молекули дає можливість підключати електростатичні сили тяжіння до просто міжмолекулярним силам. Освіта димеру теж сприяє підвищенню температури кипіння. Будова молекули дозволяє припустити і невисоку розчинність у воді. Оксид азоту (II) не має ні кольору, ні запаху.

Для отримання оксиду азоту (II) у пробірку поміщають трохи мідних стружок і заливають розбавлену азотну кислоту. Пробірку закривають пробкою з газовідвідної трубкою і зміцнюють в штативі. Кінець газовідвідної трубки опускають у кристалізатор з водою і далі в циліндр (рис. 3). При нагріванні виділяється NO. NO легко окислюється киснем повітря, тобто діє як відновник:

В реакції з сірчистим газом оксид NO - окислювач:

⁺² ₂ O ₃ – оксид азота(III), азотистый ангидрид (ему соответствуют азотистая кислота HNО ₂ и соли нитриты); это кислотный оксид, для него характерны все свойства кислотных оксидов. N ⁺² ₂ O ₃ - оксид азоту (III), азотистий ангідрид (йому відповідають азотистая кислота HNО ₂ і солі нітрити); це кислотний оксид, для нього характерні всі властивості кислотних оксидів. Отримують оксид N ₂ O ₃ по реакції:

NO ₂ + NO N ₂ O _3.

⁺⁴ O ₂ – оксид азота(IV), диоксид азота, бурый газ (токсичен). N ⁺⁴ O ₂ - оксид азоту (IV), діоксид азоту, бурий газ (токсичний).

Розглянемо електрони азоту в молекулі NО. Це неспарений електрон, вільна пара електронів і ще два електрони на зв'язку з киснем - всього п'ять. А біля атома кисню, «виходить на зв'язок», шість електронів на чотирьох орбіталях. Якщо розташувати їх по два, то одна орбіталь залишиться вільною. Саме її і займає пара електронів атома азоту (рис. 4, 5).

Рис. 4. ₂ (первый вариант). Схема електронної будови молекули NO ₂ (перший варіант). ) (Точками позначені електрони атомів О, хрестиками - електрони атома N)

Рис. 5. ₂ (второй вариант). Схема електронної будови молекули NO ₂ (другий варіант). , стрелкой – донорно-акцепторная связь. (Зірочкою позначений збуджений атом O, стрілкою - донорно-акцепторні зв'язок.

Раз пара електронів, що знаходиться на s-орбіталі, «пішла на зв'язок», вона просто зобов'язана піддатися гібридизації. Виникає питання: який тип гібридизації використовує атом? Відповідь: три електронні орбіталі азоту знаходяться в стані sp ^{2-гібридизації.} Молекула NO ₂ кутова, кут 134 ° (кут більше 120 ° тому, що 1 електрон відштовхує від себе електрони зв'язку слабкіше, ніж пара електронів) (рис. 6, 7).

Кристалічна решітка молекулярна, однак, оскільки сама молекула важче NO і схильність до димеризації у неї помітно вище, то плавитися і кипіти це речовина повинна при помітно більш високих температурах. Температура кипіння становить 21 ° С, тому при звичайних умовах - 20 ° С і 760 мм рт. ст. - Оксид азоту (IV) рідкий.

) в воде растворяется, одновременно с ней реагируя, и получается при этом сразу две кислоты. Оксид азоту (IV) у воді розчиняється, одночасно з нею реагуючи, і виходить при цьому відразу дві кислоти.

Рис. 6. Молекула NO ₂ - вид «зверху»

Рис. 7. Молекула NO ₂ - вид «збоку», з боку донорно-акцепторної зв'язку. (Другий атом кисню не видно за орбиталями атома азоту. Заштриховані гуртки - це гібрідізованние орбіталі атомів, спрямовані до читача.)

Оксид азоту (IV) має і характерний різкий запах, і рудувато-бурий колір, відтінки якого відрізняються один від одного в залежності від концентрації. Саме за цей колір викиди оксидів азоту в атмосферу називають «лісьімі хвостами» [4].

Реакції оксиду NO ₂

1) З водою:

2NO ₂ + Н ₂ O = НNO ₃ + НNO _2.

2) З лугами:

а N О ₃ + N а N О ₂ + Н ₂ O. 2NO ₂ + 2NaOH = N а N О ₃ + N а N О ₂ + Н ₂ O.

3) димеризації при охолодженні:

При температурі -11 ° С рівновагу повністю зміщений вправо, а при +140 ° С - цілком вліво.

⁺⁵ ₂ O ₅ – оксид азота(V), азотный ангидрид, кислотный оксид, сильный окислитель. N ⁺⁵ ₂ O ₅ - оксид азоту (V), азотний ангідрид, кислотний оксид, сильний окислювач. Оксид N ₂ O ₅ легко розкладається:

2N ₂ O ₅ = 4NO ₂ ­ + O ₂ ­ .

2.2.1.2 Азотна кислота

З гідроксидів азоту ми розглянемо найбільш великотоннажний - азотну кислоту.

Молекула азотної кислоти полярна (з-за різної електронегативності кисню і водню, тому що азот як би прихований всередині молекули) і асиметрична. Всі три наявних у ній кута між зв'язками азоту з киснем різні. Формальна ступінь окислення азоту вища (+5). Але при цьому тільки 4 зв'язку у атома азоту з іншими атомами - валентність азоту дорівнює 4.

Будова молекули легше зрозуміти, якщо розглянути процес її отримання. Азотна кислота виходить при реакції оксиду азоту (IV) з водою (в присутності кисню): дві молекули NO ₂ одночасно «атакують» молекулу води своїми неспареними електронами, в результаті зв'язок водню з киснем розривається не як зазвичай (пара електронів у кисню і «голий протон »), а одній молекулі NO ₂ дістається водень зі своїм електроном, інший - радикал ОН (рис. 8). ₂ ^- и NO ₃ ^- . Утворюються дві кислоти: обидві кислоти сильні, обидві швидко віддають свій протон найближчим молекулам води і залишаються в результаті у вигляді іонів NO ₂ ^- і NO ₃ ^-. ₂ ^- нестоек, две молекулы НNО ₂ разлагаются на воду, NО ₂ и NО. Іон NO ₂ ^- нестійкий, дві молекули НNО ₂ розкладаються на воду, NО ₂ і NО. Оксид NO реагує з киснем, перетворюючись на NО _2, і так до тих пір, поки не вийде одна тільки азотна кислота.

Рис. 8. Схема утворення молекул азотної і азотистої кислот. , большие белые шары – атомы O , маленькие белые шарики – атомы H .) (Чорна куля - атом N, великі білі кулі - атоми O, маленькі білі кульки - атоми H.)

Формально виходить, що з одним атомом кисню атом азоту пов'язаний подвійним зв'язком, а з іншим - звичайної одинарної зв'язком (цей атом кисню пов'язаний ще й з атомом водню). З третім атомом кисню азот в HNO ₃ пов'язаний донорно-акцепторної зв'язком, причому в якості донора виступає атом азоту. Гібридизація атома азоту при цьому повинна бути SР ² з-за наявності подвійного зв'язку, що визначає структуру - плоский трикутник. Реально виходить, що дійсно фрагмент з атома азоту і трьох атомів кисню - плоский трикутник, тільки в молекулі азотної кислоти цей трикутник неправильний - всі три кути ОNО різні, отже, і різні сторони трикутника. Коли ж молекула дисоціює, трикутник стає правильним, рівностороннім. Значить, і атоми кисню в ньому стають рівноцінними. Однаковими стають і всі зв'язки.

Фізичні властивості азотної кислоти

З'єднання іонізоване, нехай навіть і частково, складно перевести в газ. Таким чином, температура кипіння мала б бути досить високою, проте при такій невеликій молекулярній масі температура плавлення високої бути не повинна. Отже, агрегатний стан при 20 ° С рідке. Що стосується розчинності, то, як і багато інших полярні рідини, азотна кислота легко змішується з водою в будь-яких співвідношеннях. Чиста азотна кислота безбарвна і не має запаху. Однак через розкладання на кисень і оксид азоту (IV), який в ній же і розчиняється, можна сказати, що звичайна концентрована азотна кислота має жовто-бурий колір і характерний для NO ₂ різкий запах. Подивимося, як впливає будова молекули азотної кислоти на її хімічні властивості.

НNО ₃ - Сильний окислювач

При взаємодії НNО ₃ з металами (М) водень не виділяється:

М + НNО ₃ ® сіль + вода + газ.

Суміш HNO ₃ (конц.) з HCl (конц.) в об'ємному співвідношенні 1:3 (1 V HNO ₃ + ₃ V HCl) називають «царською горілкою».

Au + HNO ₃ + 3HCl = AuCl ₃ + NO + 2H ₂ O.

Азотна кислота не реагує з іншими кислотами за типом реакцій обміну або з'єднання. Однак цілком здатна реагувати як сильний окислювач. У суміші концентрованих азотної і соляної кислот протікають оборотні реакції, суть яких можна узагальнити рівнянням:

Утворений атомарний хлор дуже активний і легко відбирає електрони в атомів металів, а хлорид-іон утворює стійкі комплексні іони з виходять іонами металів. Все це дозволяє перевести в розчин навіть золото. ₂ SO ₄ как сильное водоотнимающее средство способствует реакции разложения азотной кислоты на оксид азота(IV) и кислород. Концентрована H ₂ SO ₄ як сильне водовіднімаючих засіб сприяє реакції розкладу азотної кислоти на оксид азоту (IV) і кисень. Азотна кислота - одна з сильних неорганічних кислот і, природно, з лугами реагує. Реагує вона також і з нерозчинними гідроксидами, і з основними оксидами [4].

При вивченні теми «Азот. Сполуки азоту »користуються підручником хімії під редакцією Г.Є. Рудзітіс, Ф.Г. Фельдман, також підручником за 9 клас під редакцією Н.С. Ахметова. Дидактичним матеріалом служить книга з хімії для 8-9 класів під редакцією А. М. Радецького, В. П. Горшкова; використовуються завдання для самостійної роботи з хімії за 9 клас під редакцією Р.П. Суровцева, С.В. Софронова; використовується збірник задач з хімії для середньої школи і для вступників до вузів під редакцією Г.П. Хомченко, І.Г. Хомченко. На вивчення цієї теми відводиться 7 год [4, 5].

РОЗДІЛ 3. МІЖПРЕДМЕТНИХ ЗВ'ЯЗКУ ПРИ ВИВЧЕННІ III і V груп періодичної системи Д. І. Менделєєва

-А группа 3.1 III-А група

3.1.1 Бор

3.1.1.1 Поширення в природі

Бор ніколи не зустрічається в природі у вільному стані, він завжди виявляється пов'язаним з киснем. У цій формі він присутній у борної кислоти Н ₃ BO _3, яка міститься у воді гарячих джерел вулканічних місцевостей. Крім того, в природі поширені численні солі борної кислоти. З цих солей найбільш відома бура або тінкал Na ₂ B ₄ О ^_7. 10Н ₂ О. Технічне значення мають борацит 2Mg ₃ B ₈ O ^_15. MgCl _2, пандерміт Са ₂ B ₆ Про ^_11. 3Н ₂ О, Колеманом Са ₂ B ₆ Про ^_11. 5Н ₂ О, керна Na ₂ B ₄ О ^_7. 4Н ₂ О.

Необхідно вказати і наступні мінерали, які є похідними борної кислоти: борокальціт СаB ₄ Про ^_7. 4Н ₂ О, борнонатрокальціт NaСаB ₅ Про ^_9. 6Н ₂ О, гідробораціт MgCaB ₆ Про ^_11. 6Н ₂ О, боромагнезіт 2Mg ₅ B ₄ Про ^_11. 5Н ₂ О, сингали MgAlBО ₄ та ін [9-11].

3.1.1.2 Біохімічна роль

Бор і його сполуки мають велике значення в народному господарстві. Ізотоп _{^травні 1910} B, що поглинає нейтрони, застосовують у ядерній техніці для уповільнення ядерних ланцюгових реакцій. Бура і борна кислота здавна застосовується в медицині як антисептики.

Фізіологічна і біологічна активність бору дуже висока. Бор здатний впливати на найважливіші процеси біохімії тварин і рослин. Разом з Mn, Cu, Zn і Мо бор входить до числа п'яти життєво важливих мікроелементів. Бор концентрується в кістках і зубах, в м'язах, в кістковому мозку, печінки і щитовидній залозі. Ймовірно, що він прискорює ріст і розвиток організмів. Це видно з впливу бору на рослини. При борному голодуванні значно зменшується врожай і особливо кількість насіння. Для життєдіяльності тварин важливо його знаходження в молоці (коров'ячому) і в жовтку курячих яєць. Деякі рослини (кормові трави і цукровий буряк) збирають по кілька грамів бору з гектара угідь. Бор міститься в значних кількостях в жирових тканинах деяких тварин, що пасуться на пасовищах, збагачених бором. Склад сполук бору в організмі невідомий. Встановлено, що бор гальмує кишкову амілазу і кишкові протеїнази, посилює дію інсуліну та гальмує окислення адреналіну, послаблює вітаміни В ₂ та В _12. При надлишку бору з'являються борні ентерити. Надлишковий вміст бору веде до захворювання рослин. Пшениця і овес страждають при наявності 0,7 - 0,8 МГВ / кг грунту. Боротьба з засоленням грунтів бором ведеться за допомогою промивання борних грунтів [9-11].

3.1.2 Алюміній

3.1.2.1 Поширення в природі

За своєю поширеністю алюміній серед елементів займає третє місце, серед металів - перше. Він зустрічається головним чином у вигляді подвійних силікатів, у польового шпату і слюда і в продуктах їх вивітрювання - глинах. У вільному стані алюміній ніколи не зустрічається. Окис алюмінію Al ₂ O ₃ зустрічається у вигляді корунду і наждаку. З гидроокисей боксит AlO (OH) має найбільше технічне значення в якості основного вихідного продукту для отримання, Важливе значення має також кріоліт Na ₃ AlF _6.

З подвійних силікатів слід відзначити: калієвий польовий шпат або ортоклаз K [AlSi ₃ O _8] - головна складова частина вивержених порід: граніту, сленіта, базальту, кальцієвий польовий шпат або АНОРІ Сa [Al ₂ Si ₂ O _8], плагіоглаз, далі слюди : біотит, мусковіт лепідаліт, які також містяться у вивержених породах. Силікат алюмінію, що містить фтор - топаз, відноситься до числа дорогоцінних каменів Al ₂ (OH, F) ₂ [SiO _4] [9-11].

При вивітрюванні польових шпатів утворюється каолін (фарфоровий глина), що містить воду силікат алюмінію складу Al ₂ O ^_3. 2SiO ^_2. 2H ₂ O.

3.1.2.2 Біохімічна роль

Сульфат алюмінію Al ₂ (SO _{4) 3} використовується як протравлення при фарбуванні, для дублення шкіри, у паперовому виробництві. Сульфат алюмінію застосовують для очищення природних вод від колоїдних частинок, що забруднюють воду, які захоплюються гідроксидом алюмінію, що утворюється при цьому гідролізі солі.

Алюміній має велике біологічне значення. Низькі концентрації іонів алюмінію Al ^{3 +} стимулюють деякі процеси життєдіяльності рослин. Наприклад, проростання насіння. Але більш високі концентрації знижують інтенсивність фотосинтезу, порушують фосфорний обмін, затримують ріст кореневої системи. Деякі похідні алюмінію застосовують у медицині. Наприклад, KAl (SO _{4) 2} служить в'яжучим засобом. Основний ацетат алюмінію AlOH (COOCH _{3) 2} використовується для дезінфекції [9-11].

3.1.3 Галій

3.1.3.1 Поширення в природі

Галій зустрічається в природі як супутник цинку в багатьох обманках, але тільки у винятково малих кількостях (0,002% і менше). У вигляді слідів він зустрічається майже як постійний супутник алюмінію. У всіх сортах технічного алюмінію його можна відкрити спектрально. Найбагатший галієм мінерал - Німеччина. У ньому міститься 0,6 - 0,7% галію [9].

3.1.3.2 Токсикологічна характеристика

Довгий час вважалося, що галій токсичний. Лише останнім часом ця думка була спростована. Легкоплавкость галію представляє інтерес для стоматологів. Ще в 1930 р. була випробувана композиція для пломбування зубів, в якій ртуть Hg була замінена на галій. І в даний час використовуються пломби для пломбування зубів з використанням галію [10].

- A группа периодической системы 3.2 V - A група періодичної системи

3.2.1 Кругообіг азоту

₂ возникает в результате реакции окисления NHH ₃ , образующегося при извержении вулканов и разложении биологических отходов: Газоподібний N ₂ виникає в результаті реакції окислення NHH _3, який утворюється при виверженні вулканів та розкладені біологічних відходів:

₃ + 3 O ₂ ® 2 N ₂ + 6 H ₂ O . 4 NH ₃ + ₃ O ₂ ® 2 N ₂ + 6 H ₂ O.

Кругообіг азоту - один з найбільш складних, але водночас самих ідеальних кругообігів. Незважаючи на те, що азот складає біля 80% атмосферного повітря, в більшості випадків він не може бути безпосередньо використаний рослинами, так як вони не засвоюють газоподібний азот. Втручання живих істот у кругообіг азоту підпорядковане суворій ієрархії: лише певні категорії організмів можуть виявляти вплив на окремі фази цього циклу. Газоподібний азот беззупинно надходить до атмосфери в результаті роботи деяких бактерій, тоді як інші бактерії - фіксатори (разом з синьо-зеленими водоростями) постійно поглинають його, перетворюючи в нітрати. Неорганічним шляхом нітрати утворюються й в атмосфері в результаті електричних розрядів під час гроз.

Найбільш активні споживачі азоту - бактерії на кореневій системі рослин сімейства бобових. Кожному виду цих рослин притаманні свої особливі бактерії, що перетворюють азот в нітрати. ₃ ^- ) и ионы аммония ( NH ₄ ⁺ ), поглощаемы растениями из почвенной влаги, преобразуются в белки, нуклеиновые кислоты и т.д. В процесі біологічного циклу нітрат-іони (NO ₃ ^-) та іони амонію (NH ₄ ^+), поглинаємі рослинами з грунтової вологи, перетворюються у білки, нуклеїнові кислоти і т.д. Далі утворюються відходи у вигляді загиблих організмів, що є об'єктами життєдіяльності інших бактерій та грибів, перетворюючих їх в аміак. Так виникає новий цикл круговороту. Існують організми, здатні перетворювати аміак у нітрити, нітрати і в газоподібний азот. Основні ланки кругообіга азоту в біосфері представлені схемою на мал. 10.

Рис. 10. Кругообіг азоту

Біологічна активність організмів доповнюється промисловими засобами отримання азотовмісних органічних і неорганічних речовин, багато з яких застосовуються в якості добрив для підвищення продуктивності та росту рослин.

Антропогенний вплив на кругообіг азоту визначається наступними процесами:

1. Спалювання палива призводить до утворення оксида азоту, а після цього до реакцій:

2NO + O ₂ ® 2NO _2,

4NO ₂ + 2H ₂ O + O ₂ ® 4HNO _3,

сприяючи випаданню кислотних дощів;

2. У результаті впливу деяких бактерій на добрива і відходи тваринництва утворюється оксид азоту - один з компонентів, утворюючих парниковий ефект;

3. Видобуток корисних копалин, що містять нітрат-іони та іони амонію, для виробництва мінеральних добрив;

4. При зборі врожаю з почви виносяться нітрат-іони та іони амонію;

5. Стоки з полів, ферм та каналізацій збільшують кількість нітрат-іонів і іонів амонію у водних екосистемах, що прискорює ріст водоростей і інших рослин; при розкладанні яких витрачається кисень, що призводить до загибелі риб. [12]

3.2.3 Сполуки азоту

Оксид азоту (I) щодо інертний, а тому «екологічно нейтральний». Однак на людину він надає наркотичну дію, починаючи від просто веселощів (за що він і був прозваний «звеселяючим газом») і, закінчуючи глибоким сном, що знайшло своє застосування в медицині. Цікаво, що він не шкідливий, і для медичного наркозу застосовують суміш оксиду азоту (I) з киснем у такому ж співвідношенні, що і співвідношення азоту і кисню в повітрі. Наркотична дія знімається відразу після припинення вдихання цього газу.

₂ ^- и NO ₃ ^- . Два інших стійких оксиду азоту легко переходять один в іншій, потім на кислоти, а потім у аніони NO ₂ ^- і NO ₃ ^-. Таким чином, ці речовини є природні мінеральні добрива, якщо знаходяться в природних кількостях. У «неприродних» кількостях ці гази рідко потрапляють в атмосферу на самоті. Як правило, утворюється цілий «букет» отруйних сполук, які діють комплексно.

Наприклад, лише один завод азотних добрив викидає в повітря крім оксидів азоту, азотної кислоти, аміаку і пилу від добрив ще і оксиди сірки, з'єднання фтору, деякі органічні сполуки. Вчені з'ясовують стійкість різних трав, кущів і дерев до подібних «букетам». Вже відомо, що, на жаль, ялина і сосна нестійкі і швидко гинуть, проте біла акація, канадський тополя, верби і деякі інші рослини можуть існувати в таких умовах, більш того, вони сприяють видаленню з повітря цих речовин.

Сильне отруєння оксидами азоту можна отримати в основному при аваріях на відповідних виробництвах. Відповідна реакція організму буде різною через відмінності у властивостях цих газів. «Їдкий» NО ₂ в першу чергу діє на слизові оболонки носоглотки, очей, викликає набряк легень; NО, як малорастворимое у воді і не їдка речовина, проходить через легені і потрапляє в кров, викликаючи порушення в центральній і периферійній нервових системах. Обидва оксиду реагують з гемоглобіном крові, результат - гемоглобін перестає переносити кисень.

Екологічні властивості азотної кислоти складаються з двох «половинок». Як сильна кислота, вона руйнівно діє не тільки на живі тканини (шкіру людини, лист рослини), а й на грунт, що досить актуально - кислотні (через присутність оксидів азоту і сірки) дощі, на жаль, не рідкість. При попаданні кислоти на шкіру виникає хімічний опік, який болісно і заживає значно довше, ніж термічний. Це були основні екологічні властивості катіона водню.

3.2.3.1 Взаємодія нітрат-іона з фауною і флорою

Нітрат-іон - невід'ємна частина кругообігу азоту в природі. У звичайних умовах і в розбавлених розчинах стійкий, слабо проявляє окислювальні властивості, не осаджує катіони металів, тим самим сприяючи транспортуванні цих іонів з розчином у грунті, рослинах і т. п.

Нітрат-іон стає отруйним тільки у великих кількостях, що порушують баланс інших речовин. Наприклад, при надлишку нітратів у рослинах зменшується кількість аскорбінової кислоти. (Варто нагадати, що живий організм настільки тонко організований, що будь-яка речовина у великих кількостях порушує рівновагу і, отже, стає отруйним.)

Рослини і бактерії використовують нітрати для побудови білків і інших необхідних органічних сполук. Для цього треба перевести нітрат-іон в іон амонію. Ця реакція каталізується ферментами, які містять іони металів (міді, заліза, марганцю та ін.) Через набагато більшою отруйності аміаку та іона амонію в рослинах добре відпрацьована і зворотна реакція перекладу іона амонію в нітрат.

Тварини не вміють будувати всі необхідні їм органічні сполуки з неорганічних - відсутні відповідні ферменти. Проте мікроорганізми, які живуть у шлунку і кишечнику, цими ферментами володіють і можуть переводити нітрат-іон в нітрит-іон. Саме нітрит-іон і діє як отруйник, переводячи залізо в гемоглобіні з Fe ^{2 +} у Fe ^{3 +.}

З'єднання, що містить Fe ^{3 +} і зване метгемоглобіну, занадто міцно зв'язує кисень повітря, отже, не може віддавати його тканинам. У результаті організм страждає від нестачі кисню, при цьому відбуваються порушення в роботі мозку, серця та інших органів.

Зазвичай нітрит-іон утворюється не в шлунку, а в кишечнику і не встигає перейти в кров і провести всі ці руйнування. Тому отруєння нітратами досить рідкісні. Існує, правда, й інша небезпека: у нашому організмі є багато речовин, в яких атоми водню аміаку заміщені на органічні радикали. Такі з'єднання називають амінами. При реакції амінів з нітрит-іонами утворюються нітрозаміни - канцерогенні речовини:

Вони діють на печінку, сприяють утворенню пухлин в легенях і нирках. Цікаво, що активним сповільнювачем реакції утворення нітрозамінів є давно нам знайома аскорбінова кислота [4, 11-14].

ГЛАВА 4. МЕТОДИЧНІ РОЗРОБКИ ЗА ТЕМОЮ «р-ЕЛЕМЕНТИ»

4.1 Урок на тему «III-А група періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва»

Заняття 1. Характеристика хімічних елементів III-а групи періодичної системи

Алюміній

Основні цілі. Формування основних понять, умінь і навичок. Характеристика хімічних елементів III-a групи періодичної системи. Будова атома, фізичні і хімічні властивості, застосування і отримання алюмінію.

Обладнання. Періодична система хімічних елементів, рис. 2, 1 б.

Речовини. Алюміній.

ХІД ЗАНЯТТЯ

группы с точки зрения химика-эколога» Коротке повідомлення на тему «Метали III групи з точки зору хіміка-еколога»

Опитати учнів.

Інформація про домашнє завдання. § 50 ([3]). Напишіть рівняння реакцій, за допомогою яких можна здійснити перетворення речовин:

Самоаналіз уроку

Заняття 2. Оксиди та гідроксиди алюмінію

Основні цілі. Формування основних понять, умінь і навичок. Поглибити знання учнів про амфотерности оксидів і гідроксидів. Аквакомплекс, гидроксокомплекса, хімізм виробництва алюмінію електролізом оксиду алюмінію.

Обладнання. Схема виробництва алюмінію (процес електролізу), штатив з пробірками, рис. 1, а.

Речовини. ₃ , NaOH , H ₂ SO ₄ . Розчини AlCl _3, NaOH, H ₂ SO _4.

ХІД ЗАНЯТТЯ

Повідомлення на тему «Екологічні аспекти переробки алюминийсодержащих руд»

Опитати учнів.

Інформація про домашнє завдання. § 50; таблиця 21.1 ([13, ​​28]).

Самоаналіз уроку

Заняття 3. Гідроліз солей алюмінію

Основні цілі. Формування основних понять, умінь і навичок. Розширити знання про гідролізі солей. Застосування гідролізу солей.

Обладнання. Штатив з пробірками, схема «Гідроліз солей».

Речовини. Розчини сульфату або хлориду алюмінію, лакмусовий папір (лакмус) синя, фіолетова.

ХІД ЗАНЯТТЯ

Опитати учнів

Інформація про домашнє завдання. § 50 ([13-15]).

Самоаналіз уроку.

4.1.1 Екологічні аспекти викладання теми «Азот. Сполуки азоту »

Знати: найважливіші властивості і застосування азоту, аміаку, оксидів азоту, азотної кислоти, нітратів; найважливіші мінеральні добрива, умови їх раціонального зберігання та використання; пристрій приладу для отримання аміаку в лабораторних умовах; якісні реакції на нітрат-іони та іон амонію; хімічні реакції , що лежать в основі виробництва аміаку та азотної кислоти, умови їх здійснення; спільні наукові принципи хімічного виробництва.

Вміти: давати характеристику підгрупі елементів; складати рівняння вивчених реакцій, розглядати їх з точки зору окисно-відновних та іонних уявлень; визначати на практиці нітрат-іони, а також іон амонію; розв'язувати комбіновані задачі.

Основні поняття: донорно-акцепторні механізм утворення зв'язку, іон амонію, несолеобразующій (байдужий) оксид, селітри, добрива (туки), азотистий ангідрид, азотний ангідрид, нітриди.

Контрольні питання

1. Яке будова атома азоту?

2. Які можливі валентності та ступені окислення азоту?

3. Де в природі зустрічається азот?

4. Як отримують азот в лабораторії і в промисловості?

5. Які фізичні властивості азоту?

6. Які хімічні властивості азоту? Напишіть рівняння реакцій.

7. Де застосовується азот?

8. Яке будова молекули аміаку? Який тип хімічного зв'язку в молекулі NH _3?

9. Як утворюється донорно-акцепторні зв'язок в іоні амонію?

10. Чому аміак здатний окислюватися?

11. Які фізичні властивості аміаку?

12. Як аміак взаємодіє з водою і кислотами?

13. Які два способи окислення аміаку вам відомі? Наведіть рівняння відповідних реакцій.

14. Де застосовується аміак?

15. Чому солі амонію схожі з солями калію?

16. Яка розчинність у воді солей амонію?

17. Як отримують аміак в лабораторії і на виробництві? Складіть рівняння реакцій одержання NH _3.

18. Які загальні властивості солей амонію? Напишіть рівняння реакцій.

19. Які специфічні властивості солей амонію? Підтвердіть свою відповідь рівняннями реакцій.

20. Яка якісна реакція на солі амонію? Складіть рівняння реакції.

21. Які оксиди азоту вам відомі?

22. Як можна отримати монооксид азоту? Які його фізичні властивості?

23. Як можна отримати діоксид азоту? Які його фізичні властивості?

24. Як діоксид азоту взаємодіє з водою і лугами? Напишіть рівняння реакцій.

25. Які фізичні властивості азотної кислоти?

26. Яке будова молекули азотної кислоти?

27. Які валентність і ступінь окиснення азоту в азотній кислоті?

28. Як можна отримати азотну кислоту? Наведіть рівняння реакції.

29. Чому азотна кислота є сильним окислювачем?

30. Як азотна кислота взаємодіє з металами?

31. Які газоподібні речовини можуть виділятися при відновленні азоту в азотній кислоті?

32. Які метали не взаємодіють з концентрованою азотною кислотою? Чому?

33. Як взаємодіють з розведеною азотної кислотою мідь і срібло? Напишіть рівняння реакцій.

34. В якій тарі можна зберігати азотну кислоту?

35. Як розкладається азотна кислота?

36. Як взаємодіють неметали з азотною кислотою? Наведіть рівняння реакцій.

37. Які ще сполуки азоту вам відомі?

38. Як називають солі азотної кислоти? Які їхні фізичні властивості?

39. Які нітрати є добривами?

40. Які способи отримання нітратів вам відомі? Складіть рівняння реакцій.

41. Як можуть розкладатися нітрати при нагріванні? Напишіть рівняння реакцій розкладання KNO _3, Cu (NO _{3) 2} і AgNO _3.

42. Чому нітрати можуть бути окислювачами?

43. Як відрізнити нітрати від інших солей?

44. Які речовини називають добривами?

45. Які види добрив вам відомі?

46. Перерахуйте найважливіші добрива кожної групи.

47. Які елементи складають сімейство азоту?

48. Як змінюються властивості елементів групи Vа та їх сполук зі збільшенням атомного номера? Чому?

Розглянемо як приклад розробки деяких уроків на тему «Виробництво азотної кислоти».

4.1.2 Урок за темою «Одержання азотної кислоти»

Мета уроку: Розглянути процес отримання азотної кислоти в лабораторних умовах, вивчити і закріпити хімізм процесу.

Прилади та матеріали: штатив, реторта, воронка, тубус, гумова пробка, чашка з холодною водою, піч або спиртівка

Реактиви: концентрована сірчана кислота, 15-20 р. нітрату натрію.

ХІД УРОКУ

Зібрати прилад за рисунком 3. ₃ и прилить через воронку, вставленную в тубус столько концентрированной H ₂ SO ₄ , чтобы она покрыла соль. У реторту помістити 15-20 г NaNO ₃ та долити через лійку, вставлену в тубус стільки концентрованої H ₂ SO _4, щоб вона покрила сіль. Закрити тубус скляній або гумовою пробкою і опустити кінець реторти в суху колбу, вміщену в чашку з холодною водою. Обережно нагрівати реторту. Коли в приймачі збереться кілька мілілітрів кислоти, нагрівання припинити і, давши реторті охолодитися, розібрати прилад. Кислоту зберегти для наступних дослідів. Пояснити появу у неї забарвлення ..

₃ на одежду или на руки: она быстро разрушает ткань, а на руках появляются желтые пятна и ожоги. Остерігатися потрапляння HNO ₃ на одяг або на руки: вона швидко руйнує тканину, а на руках з'являються жовті плями і опіки.

Написати рівняння реакції:

₂ SO ₄ + NaNO ₃ ® HNO ₃ + NaHSO ₄ H ₂ SO ₄ + NaNO ₃ ® HNO ₃ + NaHSO ₄

Питання: Чому реакція проводять при несильному нагріванні?

Зробіть висновок про проведену роботу [16-19].

4.1.3 Практична робота на тему «Азотна кислота і її солі»

Мета уроку: Навчитися застосовувати отримані знання про властивості азотної кислоти і її солей на практиці.

ХІД УРОКУ

I. Організаційний момент.

II. Фронтальне опитування:

- Які реакції називають окисно-відновними?

- Які хімічні властивості HNO ₃ ви знаєте?

- Дощова вода після грози містить сліди азотної кислоти. Чим це пояснюється?

III. Індивідуальний опитування

1-й учень - завдання №

2-й учень - завдання №

IV. Самостійна робота

На час, що залишився вчитель роздає всім картки з трьома завданнями, два з яких вже розбиралися на уроці, а третє завдання - творче, спрямоване на виявлення додаткових знань з даної теми.

Наприклад, така картка може виглядати наступним чином:

Картка № 1

1) Розрахуйте масову частку азоту в наступних речовинах:

б ) N2O4; в )Cu(NO3)2; г)NH4NO3; д)Fe(NO3)3. а) N2O, б) N2O4, в) Cu (NO3) 2, г) NH4NO3; д) Fe (NO3) 3.

2. Напишіть рівняння реакцій, за допомогою яких можна здійснити ланцюг наступних перетворень:

NO2 ® HNO3 ® Ba (NO3) 2 ® KNO3

2. 2 легко димеризуется, а для SO 2 подобный процесс не характерен? Чому молекула NO 2 легко дімерізуется, а для SO 2 подібний процес не характерний?

. V. Домашнє завдання:

Завдання № 7; 2) Скласти кросворд на тему: «Азотна кислота та її велике сімейство». . 55-60), 17-20] [3 (c. 55-60), 17-20]

РОЗДІЛ 5. ЗАВДАННЯ І ТЕСТИ

- A группа ПС» 5.1 Завдання та тести по темі «V - A група ПС»

Завдання 1. На гашене вапно, взяту в невеликій кількості подіяли 3,15 кг чистої азотної кислоти. Яку масу нітрату кальцію Ca (NO3) 2 отримали, якщо практичний вихід становить 98%?

Дано:

m (HNO3) = 3,15 кг.

w вих (CaNO3) = 98%

m (CaNO3) -?

Рішення:

® Ca(NO3)2 + 2H2O Ca (OH) 2 +2 HNO3 ® Ca (NO3) 2 + 2H2O

г / моль ; m (HNO ₃ )=2 × 63 =126 кг .; M (Ca(NO ₃ ) ₂ )=164 г / моль ; m (Ca(NO ₃ ) ₂ )=164 кг . M (HNO ₃₎ = 63 г / моль; m (HNO ₃₎ = 2 × 63 = 126 кг.; M (Ca (NO _{3) 2)} = 164 г / моль; m (Ca (NO _{3) 2)} = 164 кг.

Знаходимо теоретичний вихід:

₁ ; m ( Ca ( NO ₃ ) ₂ ) _теор =4,1кг. 126:3,15 = 164 × X _1; m (Ca (NO _{3) 2) теор} = 4,1 кг.

Знаходимо 98% - ний вихід:

4,1 кг (Ca (NO _{3) 2)} соотв. 100% - ному виходу

X ₂ - / / - 98% - ному виходу

кг

Відповідь: m (Ca (NO _{3) 2) практ.} = 4,02 кг.

Завдання 2. Хімічний завод викидає в атмосферу 120 т. нітрату амонію. Яка щодобова потреба в аміаку (у м ^3, при 0 ° С і 101,3 кПа)?

Дано:

т / сут . m (NH ₄ NO ₃₎ = 120 т / добу.

г . M (NH ₄ NO ₃₎ = 1980

V (NH ₃₎ -?

Рішення:

NH ₃ + HNO ₃ ® NH ₄ NO ₃

( NH ₄ NO ₃ ) = 80г. M (NH ₄ NO ₃₎ = 80г.

Складемо пропорцію:

X літрів NH ₃ відповідають 120 × 10 ⁶ грамам NH ₄ NO ₃

22,4 літрів NH ₃ відповідають 80 грамам NH ₄ NO _3,

Тоді

Відповідь: щодобова потреба заводу в аміаку становить 33600м ³

Завдання 3. Як відомо, пам'ятник Кузьмі Мініну виконаний з бронзи (75% Cu, 25% Sn), тому він поступово руйнується під дією кислотних дощів. Написати реакцію корозії пам'ятника. Який обсяг газу виділиться при повному руйнуванні пам'ятника? Які заходи вживаються для запобігання корозії? Маса пам'ятника приймається рівною 2750 кг.

Дано:

w (Сu) = 75%

= 2750кг. m = 2750кг.

_____________

V (NO ₂₎ -?

Рішення:

4HNO ₃ + Cu = Cu (NO _{3) 2} + 2NO ₂ + 2NO ₂ ­

2750 кг. ® 100%

X ₁ кг ® 75% Сu

кг.

Складаємо пропорцію:

× 10 ³ г . 2062,5 × 10 ³ м. ® X ₂ Cu ® X ₂ л. NO ₂

л . 64 л. ® 44,8 л . Cu ® 44,8 л. NO ₂

л.

Відповідь: 1) при повному руйнуванні пам'ятника Кузьмі Мініну під дією кислотних опадів виділиться 1443,75 м ³ NO _2; 2) для запобігання корозії пам'ятник кілька разів на рік протирають антикорозійними органічними речовинами.

Завдання 4. Грунт містить 3,1% органічної речовини. Обчислити процентний вміст (W) вуглецю та азоту в грунті, якщо органічна речовина містить 60% вуглецю і масове відношення С: N = 8:1.

Дано:

w (орг. в-ва) = 3,1%

w (C) = 60%

С: N = 8:1.

_________________

W _з -? W _N -?

Рішення:

Припустимо, що 100% - це 100 г, тоді m (орг. в-ва) = 3,1 м.

m (С) = р.

m (N) = р.

Процентний вміст вуглецю та азоту в 100 г грунту:

W _з =

W _N = (m (N) / m (грунту)) × 100%

W _N = (0,23 г./100г.) × 100% = 0,23%

Відповідь: Процентний вміст вуглецю та азоту в 100 г = 1,86% і 0,23%.

Завдання 5. Буряк, вирощена в м. Курську має вміст нітратів 3000 мг / кг (що в 2 рази більше гранично допустимої концентрації). Скільки кілограмів цієї буряків треба порахувати, щоб смертельної дози для людини (15гр.)?

Рішення:

в 1кг. буряків ® 3гр (NO ₃ ^-)

dx кг. буряків ® 15гр (NO ₃ ^-)

Відповідь: 5кг буряка, вирощеного в м. Курську, містить смертельну дозу нітрат іонів [20, 26, 27].

Завдання № 6. При нормальних умовах 12 л газової суміші, що складається з аміаку і вуглекислого газу, мають масу 1918 Скільки літрів кожного з газів містить суміш? Які об'ємні частки кожного компонента в суміші?

Рішення

( NH ₃ ) = x л, V ( CO ₂ ) = (12 - x ) л. Позначимо V (NH ₃₎ = x л, V (CO ₂₎ = (12 - x) л.

₃ ) = x /22,4 моль, n (СО ₂ ) = (12 – x )/22,4 моль, Тоді n (NH ₃₎ = x / 22,4 моль, n (СО ₂₎ = (12 - x) / 22,4 міль,

, .

Складемо рівняння:

₃ ; , Х = 4,62 л NH _3;

( CO ₂ ) = 12 – 4,62 = 7,38 л. V (CO ₂₎ = 12 - 4,62 = 7,38 л.

Знайдемо об'ємні частки газів у суміші:

₃ ) = 4,62/12 = 0,385 или 38,5%, j (NH ₃₎ = 4,62 / 12 = 0,385 або 38,5%,

j (СО ₂₎ = 1 - 0,385 = 0,615 або 61,5%.

Завдання для самоконтролю

1. Напишіть рівняння практично здійсненних реакцій:

а) NH 4 Cl + AgNO 3 ® ...; в) AgCl + NH 4 NO 3 ® ...; д) HNO 3 + SiO 2 ® ...; ж) Hg (NO 3) 2 ...; і) Fe 2 O 3 + HNO 3 ® ...;

® …; б) (NH 4) 2 SO 4 + NaOH ® ...; разб .) + Cu ® …; г) HNO 3 (разб.) + Cu ® ...; е) HNO 3 + MgCO 3 …; ® ...; з) NH 3 + O 2 ...; к) NH 4 Cl ...;

2. Напишіть рівняння реакцій наступних перетворень:

3. Складіть схеми електронного балансу, розставте коефіцієнти в рівняннях реакцій:

₃ + С а) HNO ₃ + З + H ₂ O ; СО ₂ + NO + H ₂ O;

б) HNO ₃ + AsH ₃ H ₃ AsO ₄ + NO ₂ + H ₂ O;

в) HNO ₃ + P + H ₂ O H ₃ PO ₄ + NO;

г) HNO ₃ + CuS З u (NO _{3) 2} + H ₂ SO ₄ + NO + H ₂ O;

д) MnO ₂ + K ₂ CO ₃ + KNO ₃ K ₂ MnO ₄ + KNO ₂ + CO _2;

е) K ₂ CrO ₄ + (NH _{4) 2} S + H ₂ O З r (OH) ₃ + KOH + NH ₄ OH + S.

4. При взаємодії 28 л (н. у.) Аміаку з розчином азотної кислоти масою 400 г, в якому міститься 0,24 масові частки HNO _3, утворюється нітрат амонію масою 1990 Обчисліть вихід продукту реакції у відсотках від теоретично можливого. Відповідь. 90%.

5. При нагріванні технічного нітрату міді (II) масою 75,2 г виділяється кисень об'ємом 4 л (н. у.). Розрахуйте масову частку домішок в зразку нітрату. Відповідь. 10,7%.

6. Є суміш хлориду, карбонату і нітрату натрію масою 50 г. Визначте масову частку кожного компонента суміші, якщо відомо, що при дії на неї надлишку соляної кислоти виділяється газ обсягом 2,24 л (н. у.), А при прожарюванні такої ж маси суміші виділяється кисень об'ємом 2,24 л (н. у.). Відповідь. w (NaCl) = 44,8%, w (Na ₂ CO ₃₎ = 21,2%, w (NaNO ₃₎ = 34%.

7. При дії надлишку розведеної азотної кислоти на зразок вапняку масою 80 г, що містить 20% домішок, виділяється оксид вуглецю (IV), який пропускають через розчин, що містить 25,6 г гідроксиду натрію. Визначте, яка сіль (кисла або середня) утворюється. Яка її маса? Відповідь. 53,76 г NaHCO _3.

8. Визначте, яка сіль утворилась і яка її маса, якщо розчин гідроксиду кальцію об'ємом 200 мл, концентрація якого 0,2 моль / л, прореагував з 9,8%-м розчином ортофосфорної кислоти масою 200 г.

Відповідь. 9,36 г Са (Н ₂ РО _{4) 2.}

9. Оксид фосфору (V), отриманий окисленням 31 г фосфору, розчинений в 495 г води з утворенням ортофосфорної кислоти. У цей розчин пропущено 44,8 л аміаку. Визначте склад отриманої солі та її концентрацію в розчині (масову частку у відсотках). Відповідь. 22% (NH _{4) 2} НРО ₄ [19-29].

.

5.2 Тести

1. Визначте зміст за такою характеристикою: застосовується в домашніх холодильниках в якості охолоджуючого кошти, стійкий, сильно руйнує озоновий шар.

а) NH ₃

б) CF ₂ Cl ₂ +

в) CFCl ₃

г) H ₂ SO ₄

2. "Нашатир" отримують на виробництві в результаті взаємодії аміаку з хлороводородом, реакція протікає східчасто: NH ₃ + H ₂ O = NH ₃ × H ₂ O, NH ₃ × H ₂ O + HCl = NH ₄ Cl + H ₂ O. Визначте роль води в сумарному процесі:

а) розчинник

б) проміжний продукт

в) кінцевий продукт

г) каталізатор +

3. Виберіть речовину, яка при загорянні не можна гасити водою:

а) метан

б) аміак

в) калій +

г) фосфор

4. Виберіть найбільш екологічно чисте паливо з перерахованих нижче:

а) нафта

б) вугілля

в) біомаса

в) природний газ

д) сонячна енергія +

5. В атмосфері якого газу виробляють зварювання активних або середньої активності металів, зберігають і перевозять твори живопису:

а) неон

б) водень

в) азот +

г) аміак

6. Як впливає зменшення вмісту зв'язаного азоту в грунті на рослини?

а) при недоліку азоту затримується ріст і розвиток рослин, листя набувають блідо-зелене забарвлення, а потім жовтіють; +

б) при недоліку азоту затримується ріст і розвиток рослин і листя чорніють;

в) при нестачі азоту рослини починають цвісти і листя набувають особливого відтінку, тому що азот є стримуючим фактором.

7. У сучасних установках отримання азотної кислоти немає постійних джерел стічних вод. Чому?

а) для отримання азотної кислоти немає необхідності використовувати воду;

б) ці установки споживають велику кількість оборотної охолоджуючої води, яку періодично зливають в приямок і нейтралізують; +

в) системи, в яких використовується для охолодження вода, повністю замінені на системи з повітряним охолодженням.

8. Назвіть найважливіші галузі застосування аміаку в народному господарстві:

а) отримання складних і азотних мінеральних добрив;

б) виробництво синтетичних барвників;

в) вибухові речовини, нітролаки;

г) пластичні маси і лікарські речовини;

д) всі варіанти. +

9. Що привело до істотного зниження кількості стічних вод при виробництві аміаку?

а) застосування повітряного охолодження; +

б) в результаті заміни поршневих компресорів трубокомпрессорамі; +

в) істотне зниження забору води.

10. Які викиди в навколишнє середовище характеризують великотоннажне виробництво NH _3?

а) газові, що містять у своєму складі NH _3, оксиди азоту і вуглецю і ін домішки;

б) стічні води, що складаються з конденсату, продуктів промивання реакторів і систем охолодження,

в) низькопотенційну теплоту.

Відповідь: всі

11. Між атомами в молекулі азоту існує:

а) подвійний зв'язок;

б) потрійний зв'язок; +

в) одинарна зв'язок;

г) п'ять хімічних зв'язків.

12. Азот досить інертний по відношенню до металів, але порівняно легко протікає наступна реакція:

а) Cu + N ₂ = ... ;

б) Zn + N ₂ = ... ;

в) Al + N ₂ = ... ;

г) Li + N ₂ = ... . +

13. Летюча водневе з'єднання азоту має формулу:

a) NH _2;

б) N ₂ H _4;

в) NH _3; +

г) NО _2.

14. В якій реакції азот проявляє відновні властивості? (Б)

15. Речовина Mg ₃ N ₂ називають:

а) нітрат магнію;

б) нітрит магнію;

в) сульфат магнію;

г) нітрид магнію. +

16. Скільки вільних електронних пар має азот в молекулі аміаку?

а) 2;

б) 4;

в) 1; +

г) 3.

17. Аміак у лабораторії отримують за реакцією:

а) NH ₄ Cl + Ca (OH) ₂ = ... ; +

б) N ₂ + 3H ₂ = ... ;

в) Са ₃ (PO _{4) 2} + (NH _{4) 2} SO ₄ = ... ;

г) (NH _{4) 3} рo ₄ + HCl = ... .

18. Виберіть ряд речовин, відповідний наростання молекулярних мас:

а) озон, аміак, кисень;

б) аміак, кисень, озон; +

в) кисень, аміак, озон;

г) кисень, озон, аміак.

19. Аміак може реагувати з соляною кислотою по реакції NH ₃ + HCl = NH ₄ Cl. Четвертий атом водню приєднується за донорно-акцепторного механізму, при цьому донором є:

а) водень;

б) хлор;

в) азот; +

₄ ⁺ . г) група NH ₄ ^+.

20. У аміаку і катіони амонію ступінь окислення азоту однакова: -3. Які валентності у атомів азоту в цих з'єднаннях?

а) Обидві - III;

б) обидві - IV;

в) III і II;

г) III і IV. +

21. Нашатирний спирт - це:

а) NH _3;

б) NH ₃ • H ₂ O; +

в) NH ₄ Сl;

г) N ₂ H _4.

22. Для якої реакції підвищення тиску змістить рівновагу вправо?

а) N ₂ (м.) + О ₂ (м.) = 2NO (м.);

б) Н ₂ (м.) + S (ж.) = Н ₂ S (м.);

в) N ₂ (м.) + 3Н ₂ (р.) = 2NН ₃ (м.); +

г) Н ₂ + Сl ₂ = 2НCl.

23. У лабораторії азотну кислоту отримують по реакції: (б)

24. При взаємодії концентрованої азотної кислоти з сріблом окрім солі й води виділяється газ:

а) NO _2; +

б) NO;

в) N _2;

г) N ₂ О.

25. При термічному розкладанні нітрату калію виділяється газ:

а) N _2;

б) NO _2;

в) О _2; +

г) N ₂ О.

26. Формула аміачної селітри:

₃ ; а) До NO _3;

б) (NH _{4) 3} PO _4;

в) NH ₄ NO _3; +

₄ ) ₂ SO ₄ [30-34]. г) (NH _{4) 2} SO ₄ [30-34].

ЛІТЕРАТУРА

1. Ісідором. Хімія атмосфери. М.: Світ, 1991.

2. А.І. Бусева, І.П. Єфімов. Визначення, поняття, терміни в хімії. М.: Просвещение, 1981, 192 с.

3. Рудзітіс Г.Є. Хімія: неоргані. хімія. Орган. Хімія: Учеб. для 9 кл. загальноосвітніх установ. / Г. Є. Рудзітіс., Ф. Г. Фельдман. - 10-е изд., Испр. - М.: Просвещение, 2001, с. 133 - 139.

4. .1 september . ru Екологічна хімія азоту / www .1 september. Ru

5. Ахметов Н.С. Підручник для 9 класу загальноосвітніх установ. М.: Просвещение, 1998 р.

6. Програми для загальноосвітніх установ: Хімія. 8-11 кл. Сост. М. І. Габрусева. - М.: Дрофа, 2000. - 192 с.

7. Орієнтовна програма середньої (повної) загальної освіти з хімії (профільний рівень). Www.edu.ru

8. Асаднік В.М. Неорганічна хімія. Блок-схеми, таблиці, формули: Учеб. посібник. / В.М. Асаднік. - Мн.: Книжковий Дім, 2004. - С. 28 - 41.

9. Ремі. Неорганічна хімія. Т. 1.

10. Олеін С.С., Фадєєв Г.М. Неорганічна хімія. Підручник для с / г вузів. М., 1979.

11. Хомченко Г.П. Неорганічна хімія. М., 1978.

12. М.Д. Гольдфейн, Н.В. Кожевников, А.В. Трубників, С.Я. Шулов. Проблеми життя в навколишньому середовищі. Навчальний посібник. Хімія. 1996 р, № 16.

13. Денисов В.В., Дрововозова Т.І. и др. / / Хімія. М.: Р-н / Д, Березень, 2003

14. Алпатов А.М. Розвиток і перетворення навколишнього середовища. Л.: Наука, 1983

15. Богдановський Г.А. Хімічна екологія. М.: МГУ, 1994.

16. Тарасова Н.П., Кузнєцов В.А. та ін Завдання і питання з хімії навколишнього середовища. М.: Світ, 2002.

17. Хімія в школі / / Журнал. - М.: Просвещение, 2001, № 4, стор.16.

18. Кутєпов А.М. та ін Загальна хімічна технологія. Учеб. для техн. вузів. 2-е вид. М.: Вищ. стр.148-162. шк., 1990, стор.148-162.

19. Практикум з неорганічної хімії. Учеб. посібник для студ. хім.-біол. фак-в педінст-в. Вид. 2-е. М.: Просвещение, 1978. стор.180-183.

20. Бабич Л.І. Практикум з неорганічної хімії. Учеб.пособіе.М.: Просвещеніе.1978, с. 312.

21. Система уроків на тему «Кислотні дощі» для 10-11 класів з поглибленим вивченням екології http://www.1september.ru/ru/him/

22. Державні доповіді Госкомекологіі «Про стан навколишнього природного середовища Російської Федерації». Російська екологічна газета «Зелений світ», 1994-1998.

23. Міллер Т. Життя у навколишньому середовищі. У 3 кн. М: Пангея, 1996, т. 3.

24. Фелленберг Г. Забруднення природного середовища. М.: Світ, 1997.

25. Небел Б. Наука про навколишнє середовище. У 2 т. М.: Світ, 1993.

26. Гольбрайх З.Є. Збірник завдань і вправ з хімії. Учеб. посібник для хім.-техн. вузів. М.: Вищ. шк., 1984, стор 224.

27. Р.П. Суровцева, С.В. Сафронов. Завдання для самостійної роботи з хімії. М.: Просвещение, 1993 р.

28. Сайт «Я йду на урок хімії» www.1september.ru

29. Ахметов М.А. Система навчальних завдань: творчий рівень. / Хімія в школі, 2004, № 1, с. 21 - 28.

30. Сорокін В.В., Злотников Е.Г. Перевір свої знання: Тести з хімії: Кн. для учнів. - М.: Просвіта: Учеб. лит., 1997.

31. М.М. Черняєв, М.А. Ахметов. Тестові завдання та індивідуалізація навчання / Хімія в школі, 2001, № 9.

32. Суровцева Р.П., Гузей Л.С., останної Н.І., Татур А.О. Тести з хімії. 8-9 класи. Навчально-методичний посібник. М.: Дрофа, 1997.

33. Глоріоза П.А., Рисс В.Л. Перевірочні роботи з хімії. 7, 8, 9, 10 класи. М.: Просвещение, 1980, 1981, 1985.

34. Гаврусейко Н.П. Перевірочні роботи з неорганічної хімії. 8-9 класи. М.: Просвещение, 1990.