Опорные конспекты
по теме «Азот»

Важное значение опорных конспектов бесспорно. Учителя химии широко начали их использовать после статей и книг математика В.Ф.Шаталова. Опорные конспекты хорошо обобщают материал, приводя его в систему, вскрывают причинно-следственные связи между понятиями, придают наглядность изложению. При такой форме обучения в большей мере работает самая сильная человеческая память – зрительная. Вместе с тем конспекты экономят время изучения, повышают прочность запоминания, облегчают процесс усвоения знаний. Все это способствует росту качества знаний, облегчает самопроверку и взаимопроверку изученного. В опорных конспектах зафиксировано главное, что должны усвоить учащиеся. Такие конспекты хороши для начинающих учителей как ориентир на существенное в уроке.

Методика использования опорных конспектов относительно проста и в то же время многообразна. Лекции, беседы можно сопровождать составлением конспекта на доске и в тетради или постепенно проецировать на экран заранее составленный опорный конспект.

Если опорный конспект по одной теме подобен конспекту по другой, родственной теме, то ученики могут сами поблочно озвучивать заранее составленный учителем и размноженный конспект. При затруднениях детей с озвучиванием готового конспекта эту информацию сообщает учитель. Чтобы запомнить и воспроизвести конспект либо целиком, либо частями на последующих уроках, ученики должны обязательно его записать, причем без «творческого» изменения.

Устные или письменные описания одного и того же опорного конспекта на следующих уроках могут быть разной углубленности в тему. В сильном классе и классе коррекции они имеют разное содержание, так же, как у сильного и слабого учеников одного класса. Оценка в таких случаях будет разной при полностью и правильно воспроизведенном опорном конспекте. Основу оценки определяет углубленность информации в тему, а также число установленных связей. Чем больше использовано понятий и раскрыто связей между явлениями при ответе, тем выше оценка за работу.

Опорные конспекты по теме «Азот» будут типичны для других неметаллов, изучаемых в школе. Это могут быть характеристика подгруппы (как первоначальная, вводящая в тему, так и заключительная), характеристика простого вещества азота N₂, сведения об аммиаке, оксидах азота NO, NO₂, азотной кислоте, о солях аммония, производстве аммиака, заключительное обобщение всей темы.

Приведем некоторые опорные конспекты и описания к ним. Заметим, что описания содержат ответы на типичные для химии вопросы: состав, строение и свойства атомов и молекул, простых веществ и соединений, а также физические и химические свойства соответствующих структур.

Vа подгруппа – подгруппа азота

Описание опорного конспекта

Первый блок посвящен общему в составе, строении и свойствах атомов элементов подгруппы азота.

Подгруппа Va включает пять элементов: N, Р, As, Sb, Bi. Число электронов внешнего электронного слоя одинаково, оно равно номеру группы (n_e = 5) и имеет суммарный отрицательный заряд –5. Атомные остовы этих элементов (части атомов без электронов внешнего слоя) из-за электронейтральности атомов несут одинаковый положительный заряд, равный заряду валентных электронов (+n = 5). Заряды внешнего электронного слоя и остова велики, силы их притяжения большие (F – большие), а радиусы атомов относительно малы (R – малые) по сравнению с элементами подгрупп Ia–IVa соответствующего периода. Большие силы притяжения валентных электронов и малые размеры радиусов обусловливают значительные окислительные свойства этих элементов (способность притягивать и присоединять электроны других атомов) и значительную электроотрицательность (ЭО) – способность оттягивать на себя общие электронные пары в соединениях. Энергия ионизации (E_ион), требуемая для отрыва электрона от внешнего электронного слоя, высокая, поэтому рассматриваемые элементы – слабые восстановители. Итак, элементы-неметаллы Va подгруппы, как и другие неметаллы, в реакциях могут быть и окислителями, и восстановителями. Окислительные свойства преобладают.

Валентные электроны неодинаковы по запасу энергии. Два из пяти электронов обладают энергией s-подуровня внешнего уровня, три – энергией р-подуровня. Эти два s-электрона создают при движении одно общее сферическое s-облако, а три неспаренных р-электрона образуют три гантелевидных p-облака, располагающихся в трех взаимно перпендикулярных плоскостях. Эти три электрона ответственны за степени окисления –3 (при взаимодействии с восстановителями) и +3 (при взаимодействии с окислителями). Распаривание s-орбиталей приводит к возникновению степени окисления +5. Кроме перечисленных, у этих элементов (например, у азота) в соединениях возможны и другие степени окисления: +1, +2, +4.

Второй блок посвящен особенному в составе, строении и свойствах атомов элементов подгруппы азота.

При рассмотрении элементов в направлении от N до Bi по мере роста их относительных атомных масс (A_r ) наблюдается увеличение числа протонов в их ядрах (p ), нарастание общего числа электронов, числа слоев в их электронных оболочках (n_слоев), увеличение радиусов атомов (R ), удаление валентных электронов от ядер и атомных остовов и ослабление сил связи с ним (F(связи e с ядром) ). Как следствие, в этом ряду происходит уменьшение окислительных свойств и электроотрицательности (ок-ли , ЭО ). Увеличение радиусов атомов приводит к уменьшению энергии, необходимой для отрыва электрона с внешнего слоя (E(отрыва e) ), что ведет к усилению восстановительных свойств элементов (в-ли ). Из элементов этой подгруппы азот – самый сильный окислитель, а висмут – самый сильный восстановитель.

Третий блок посвящен сравнению состава, строения, свойств атомов элементов подгруппы азота Vа с атомами элементов подгруппы кислорода VIа и хлора VIIа. При сравнении имеются в виду атомы элементов разных подгрупп, но одного периода.

При движении от VIIа подгруппы к Vа подгруппе наблюдается уменьшение относительных атомных масс элементов (A_r ) и числа протонов в их ядрах (p ). При этом у элементов одного периода сохраняется равенство числа слоев в электронной оболочке атомов (n слоев – одинаковое), происходит увеличение радиусов атомов (R ) и уменьшение сил связи электронов внешнего слоя с ядрами, ослабление окислительных свойств элементов, их электроотрицательности. Синхронно с ростом радиусов уменьшается энергия, необходимая для отрыва одного или нескольких внешних электронов от атома, поэтому увеличиваются восстановительные свойства элементов (в-ли ).

Четвертый блок посвящен сведениям о соединениях, прежде всего общим формулам водородных соединений, соединений с металлами, высших оксидов и типичных гидроксидов. Здесь содержится план рассказа о конкретных соединениях.

Так, по нашему мнению, должна выглядеть характеристика подгруппы в начале изучения темы.

Простое вещество азот N₂

Описание опорного конспекта

Первый блок посвящен составу, строению и свойствам молекулы азота.

Состав молекулы передает молекулярная формула – N₂. Два атома объединяются в молекулу азота.

Строение молекулы азота иллюстрируют разные формы записи. Электронная формула показывает, что атомы в молекуле азота связаны тремя общими двухэлектронными парами. Связи ковалентные неполярные, в равной мере принадлежат каждому из соединяемых атомов. Эти связи возникают за счет обобществления неспаренных электронов. Два спаренных электрона атома азота не участвуют в образовании связи. В результате обобществления трех электронов каждый атом располагает устойчивым электронным октетом.

Структурная формула, содержащая три черточки, подчеркивает, что два атома в молекуле соединены тройной связью.

Схема образования связей делает наглядным способ образования каждой из ковалентных связей, общих электронных облаков. У соединяемых атомов азота p-орбитали перекрываются по-разному. В одном случае наибольшая электронная плотность лежит на прямой, соединяющей ядра (одна
-связь), в двух других случаях осуществляется боковое перекрывание орбиталей (две -связи) и места с повышенной электронной плотностью лежат над и под плоскостью, содержащей ядра атомов азота.

Геометрия молекулы азота – прямая линия. Линейная молекула NN из-за трех связей прочная, трудно диссоциирующая, потому инертная. Низкая химическая активность – ее главное свойство.

Второй блок посвящен составу и строению кристалла, физическим свойствам простого вещества азота.

Простое вещество азот – это множество двухатомных молекул, каждая из которых ковалентно-неполярная ±. Такие молекулы при низких температурах образуют молекулярные кристаллы.

Силы притяжения F между легкими маленькими ковалентно-неполярными молекулами слабые, поэтому температуры кипения и плавления у азота низкие. Азот может быть в трех агрегатных состояниях: жидком (ж.), твердом (т.) и газообразном (г.). Жидкое и твердое состояния для азота при обычных условиях нехарактерны. При 25 °С и атмосферном давлении азот – газ.

Из-за неполярности и инертности молекул азот не имеет запаха, малорастворим в полярном растворителе – воде (м.), неэлектропроводен, плохо проводит теплоту.

Молярный объем V_М, молярную массу М, плотность и относительную плотность по воздуху D_возд азота легко рассчитать.

Третий блок посвящен строению и свойствам атома азота, без которых невозможно понять важнейшие химические свойства молекулы и простого вещества азота.

Во внешней электронной оболочке атома азота – элемента Va подгруппы – 5 электронов. Они отвечают за химические свойства элемента азота и его простого вещества. Три валентных электрона атома азота не спарены, а два спарены. Спаренные электроны обладают пониженным запасом энергии и относятся к s-подуровню второго энергетического уровня. Неспаренные электроны обладают более высоким запасом энергии р-подуровня. Разница в запасе энергии спаренных 2s²-электронов столь мала, что они относятся к одной энергетической ячейке, образуя одну двухэлектронную s-орбиталь. Разница в запасе энергии неспаренных 2р³-электронов существенна. Они относятся к трем энергетическим ячейкам. При движении образуют три р-орбитали, находящиеся в трех взаимно перпендикулярных плоскостях.

Суммарный отрицательный заряд электронов внешнего слоя высокий (–5), поэтому заряд атомного остова тоже высокий (+5). Силы (F) cвязывания валентных электронов атомным остовом большие, а расстояние (R) между этими электронами и атомным остовом малое.

Элемент азот не только хорошо удерживает валентные электроны, но и легко притягивает дополнительные до возникновения октета, он сильный окислитель. Энергия, необходимая для смещения или отрыва внешних электронов, большая. Поэтому элемент азот – слабый восстановитель. Электроотрицательность, прямо связанная с окислительными способностями элемента, у азота большая. У элемента азота наблюдается двойственная химическая функция: он окислитель и восстановитель. Окислительные свойства преобладают.

Путем сравнения значения электроотрицательностей азота, водорода, металлов и кислорода можно заключить, что атом азота прямо или косвенно – окислитель атома водорода и атомов металлов, но восстановитель атома кислорода. Азот более слабый окислитель, чем фтор и кислород.

Четвертый блок посвящен химическим свойствам простого вещества азота.

Простое вещество азот, состоящее из атомов элемента азота, должно быть окислителем простых веществ – водорода и металлов, но восстановителем простого вещества кислорода.

Слабость межмолекулярных сил в газе азоте, казалось бы, должна облегчать протекание реакций, но наличие тройных связей между атомами в молекулах азота резко снижает реакционную способность. Из-за инертности молекул азот оказывается слабым окислителем и слабым восстановителем. Условия реакций обычно жесткие: высокая температура, наличие катализатора, повышенное давление.

Блоки 4а и 4б – это описание химических свойств азота на двух примерах: восстановление азота в реакции с литием и окисление азота кислородом. Рассматривается изменение числа частиц в ходе процесса, отмечаются признаки реакции, перенос электронов, обязательно приводится физико-химическая характеристика явления, выявляются условия повышения скорости реакции, а для обратимых процессов – условия смещения химического равновесия с целью увеличения выхода продукта.

Блок 4 а. Каждый моль азота N₂ соединяется с шестью молями лития, при этом образуются два моля нитрида лития. Реакция идет самопроизвольно, без дополнительного нагревания, с выделением теплоты.

Газообразный неметалл азот (без цвета и запаха), взаимодействуя с твердым металлом литием (серого цвета, блестящий, электро- и теплопроводный), дает одно вещество зеленоватого цвета, твердое, непахнущее, неэлектропроводное. Главный признак реакции – потемнение поверхности лития, исчезновение блеска.

По изменению степеней окисления азота от 0 до –3 и лития от 0 до +1 легко догадаться, что реакция окислительно-восстановительная.

В соответствии с положением в ряду электроотрицательности литий – восстановитель. От каждого атома металла смещается единственный электрон внешней электронной оболочки, образуя положительный ион Li⁺, идет окисление металла лития. Простое вещество N₂ – окислитель. Молекула азота N₂ смещает к себе шесть электронов, достраивая внешний слой каждого атома до октета, образуя два иона с зарядом 3– (N^3–). Идет восстановление газа азота.

Наименьшее число частиц восстановителя и окислителя обмениваются по ходу реакции шестью электронами (наименьшее общее кратное чисел 1 и 6). Отсюда коэффициенты к формулам исходных простых веществ 6 и 1 (т. к. 6/1 = 6, 6/6 = 1).

Прочитать уравнение реакций можно следующим образом. Каждый моль простого вещества азота окисляет шесть молей простого вещества металла лития, образуя два моля нитрида лития. В соединении Li₃N cтепень окисления азота –3, а лития +1, т.е. три электрона смещены от трех атомов лития к одному атому азота.

Физико-химическая характеристика данной реакции следующая: необратимая (в уравнении реакции – знак равенства), экзотермическая (в уравнении +Q), гетерогенная (литий – твердый, азот – газообразный), некаталитическая (нет соответствующей записи в уравнении).

Скорость подобных реакций можно повысить, увеличивая концентрацию газа или площадь поверхности твердого вещества, проводя нагревание смеси.

Подобным образом можно проанализировать блок 4б – реакцию азота с кислородом.

Аммиак NH₃

Описание опорного конспекта

Первый блок посвящен составу, строению и некоторым свойствам молекулы аммиака.

Молекулярная формула аммиака – NH₃. Такой состав вызван тем, что атом азота получает три электрона, недостающих ему до октета, от трех атомов водорода. Отрицательная степень окисления атома азота равна числу его неспаренных электронов и определяется как разность 8 – 5. Водород в соединении с азотом имеет положительную степень окисления, равную 1. В бинарном соединении с формулой NH₃ суммарное значение положительных (+3) и отрицательных (–3) степеней окисления уравновешено.

Каждый из трех неспаренных р-электронов азота обобществляется с неспаренным s-электроном водорода, образуются три общие для азота и водорода электронные пары. Электронная формула приобретает вид а, структурная – б.

Три ковалентные связи возникают в результате перекрывания каждой гантелевидной р-орбитали азота со сферической s-орбиталью водорода по прямой, соединяющей ядро азота с ядром водорода. Все три связи относятся к-связям.

Валентные р-орбитали атома азота располагаются в трех взаимно перпендикулярных плоскостях. Молекула NH₃ объемная, имеет вид пирамиды, вершина которой – азот, а основание – треугольник из атомов водорода (в). Углы НNH (их три) не равны 90°, хотя р-орбитали свободного азота находятся под такими углами. Угол между связями H–N–H из-за отталкивания молекулярных орбиталей равен 108°.

Связи N–Н в молекуле NH₃ полярные из-за различия в электроотрицательности элементов. Электронная плотность каждой связи смещена в сторону электроотрицательного азота. У атома азота возникает частичный отрицательный заряд, у атома водорода – частичный положительный (г).

В целом близко от вершины – азота – формируется отрицательный полюс, близко от основания – треугольника из атомов водорода – положительный полюс зарядов молекулы. Молекула аммиака полярная – диполь (д). Центры тяжести положительных и отрицательных зарядов достаточно удалены друг от друга.

Атом азота молекулы NH3 имеет степень окисления –3 – максимальную отрицательную для азота. Поэтому в реакциях аммиак может выполнять функцию восстановителя. Имея неподеленную электронную пару на азоте, аммиак может быть комплексообразователем, т.е. взаимодействовать с частицами, имеющими свободные электронные орбитали.

Второй блок посвящен составу, строению, физическим свойствам и способам собирания аммиака.

Вещество аммиак – это множество полярных молекул, диполей. Силы взаимодействия между диполями намного выше, чем между неполярными молекулами азота. Температуры кипения и плавления аммиака существенно выше (приблизительно на 150 °С) таковых для азота. Аммиак может быть в трех состояниях. Часто работают с жидким аммиаком, t_кип = –33,4 °С. Газ NH₃ бесцветный, великолепно растворяется в воде, резко пахнет. Растворимость в воде и запах аммиака обусловлены полярностью его молекул и образованием водородных связей с водой.

Третий блок посвящен восстановительным свойствам аммиака. Суть восстановления аммиаком сводится к передаче трех и пяти электронов окислителю (кислороду О₂ или ионам железа Fe²⁺). В результате аммонийный азот превращается соответственно в или в . Первое превращение идет без катализатора при нагревании в присутствии кислорода или оксида железа(II). Для второго превращения требуется катализатор. Продукты окисления азота N(–3) разные. В первом случае – N₂, во втором – NО. (Учащиеся должны сами записать уравнения реакций с составлением электронного баланса.)

Четвертый блок посвящен реакциям присоединения к молекулам аммиака ионов H⁺ из кислот и воды. Свободная s-орбиталь азота может использоваться для образования ковалентной связи особым образом. Азот аммиака является донором пары электронов, катион Н⁺ – ее акцептором. Процесс приводит к изменению геометрии продукта по сравнению с исходным веществом. Пирамида аммиака преобразуется в тетраэдр – ион аммония с атомом азота в центре и атомами водорода в четырех его вершинах.

Реакция аммиака с водой – обратимый процесс. Сначала образуются водородные связи между молекулами аммиака и молекулами воды, возникновение соединений NH₃•H₂O. Затем вследствие электролитической диссоциации в растворе возникают ионы аммония и гидроксид-ионы ОН^–.

Большую растворимость аммиака в воде иллюстрирует опыт с фонтаном. Круглодонную колбу объемом 100 мл наполняют аммиаком. Колбу закрывают резиновой пробкой со стеклянной трубкой, доходящей до середины колбы. На второй конец трубки надета резиновая трубка, закрытая винтовым зажимом. Колбу опускают горлом вниз в чашку с водой и снимают зажим. В нескольких каплях попавшей в колбу воды растворяется значительное количество аммиака, и в колбе создается вакуум. Немедленно начинает бить фонтан, и жидкость заполняет всю колбу. При погружении в образовавшийся раствор электродов прибора для оценки электропроводности наблюдается свечение лампочки. Это доказывает возникновение заряженных частиц в растворе. От приливания к полученному раствору капли фенолфталеина наблюдается появление малиновой окраски.

Экспериментально фиксируется и процесс присоединения к NH₃ молекулы HCl из концентрированной соляной кислоты. Варианты опытов следующие. При соединении двух пробирок, содержащих разные газы – NH₃ и НCl, происходит заполнение их белым дымом и припаивание пробирок друг к другу. При контакте двух стеклянных палочек, одна из который смочена 25%-м раствором аммиака, другая – концентрированной соляной кислотой, наблюдается появление белого дыма.

Азотная кислота HNO₃

Описание опорного конспекта

Опорный конспект посвящен составу, строению, физическим и химическим свойствам концентрированной и разбавленной азотной кислоты.

Азотная кислота – одноосновная, кислородсодержащая, ее молекулярная формула – HNO₃. Степень окисления азота в ней +5. Азотная кислота – сильный окислитель.

Формула с выделенной гидроксигруппой HONO₂ подсказывает, что кислота должна быть очень сильной, поскольку число атомов кислорода, дополнительно соединенных с атомом азота, равно 2.

Азотная кислота – пример соединения, в котором степень окисления и ковалентность у одного элемента (азота) не совпадают по значению. Азот в азотной кислоте четырехковалентен в соответствии с положением элемента во втором периоде, а его степень окисления +5.

Структурные формулы азотной кислоты можно представить в виде:

Азотная кислота – ковалентно-полярная молекула, диполь. Наибольшая полярность связи на участке HO, по этой связи и происходит электролитическая диссоциация. При обычных условиях это жидкость с резким запахом, t_пл = –41 °С, t_кип = 86 °С, легко растворимая в воде.

Концентрированная дымящая кислота с массовой долей (НNO₃) = 1 – желтое вещество; концентрированная недымящая кислота с массовой долей (НNO₃) = 0,6 – бесцветная.

Цвет безводной кислоты и подогретых растворов объясняется протеканием реакции, общей для всех кислородсодержащих кислот, – разложением под действием нагревания и света с выделением оксидов. При разложении азотной кислоты возникает оксид азота(IV) – бурый газ, придающий окраску кислоте. Реакция разложения азотной кислоты обратимая, эндотермическая и идет довольно легко. Общее число молей газообразных и парообразных продуктов реакции (7 моль) значительно выше числа молей парообразного исходного вещества (4 моль).

Азотная кислота обладает свойством, общим для всех растворимых сильных кислот. В водных растворах она полностью диссоциирует на ионы гидроксония H₃О⁺ и ионы кислотного остатка , проявляя степень диссоциации, близкую к 1.

Азотной кислоте присущи общие свойства кислот: характерное окрашивание индикаторов, реакции ионного обмена с оксидами и гидроксидами металлов, солями других кислот, в частности с карбонатами. Реакции сводятся к связыванию протона в слабодиссоциирующее вещество, например в слабый электролит воду (для оксидов и оснований), к образованию слабой, легко разлагаемой на составные части кислоты, например угольной.

Вместе с тем раствор HNO₃ и концентрированная безводная кислота обладают особым по сравнению с другими кислотами свойством: их протоны не вступают в реакцию окисления металлов. Поэтому при взаимодействии азотной кислоты с металлами не выделяется газ водород.

Конечно, окислительно-восстановительные реакции (ОВР) между металлами и азотной кислотой, как разбавленной, так и концентрированной, идут. Но окислителем является азот в степени окисления +5 из нитрат-иона . Поэтому продуктами восстановления в этих реакциях оказываются разнообразные соединения азота.

Реакции азотной кислоты и металлов протекают очень специфично. Азот из окисляет все металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, а также медь, ртуть и серебро, стоящие в ряду напряжений после водорода. Холодная концентрированная кислота пассивирует металлы Fe, Cr, Co, Ni, Al и нержавеющие стали, покрывая их поверхность стойкими оксидными пленками. Концентрированная кислота не окисляет Рt, Au, Rh, Ir, Ta, Ti.

Окисляясь, металлы теряют электроны и превращаются в катионы металлов. Азот азотной кислоты в степени окисления +5 принимает электроны, превращаясь в частицы, где степень его окисления колеблется от +4 до –3 (NO₂, N₂O₃, NO, N₂O, N₂, NH₃).

Число принимаемых азотом N(+5) электронов обусловливается концентрацией кислоты, силой восстановителя, температурой. Чем выше концентрация кислоты, тем меньшее число электронов принимает атом N(+5), тем большая степень окисления азота в продукте. Так, 60%-я кислота способствует присоединению атомом N(+5) 1e, образованию N(+4), выделению NO₂. Разбавленная 3%-я кислота способствует присоединению к атому N(+5) 8e, образованию N(–3), выделению аммиака NH₃ или соли иона .

Чем сильнее металл-восстановитель, тем большее число электронов принимает N(+5), тем ниже степень окисления азота в продукте. Так, Cu с 60%-й кислотой дает NO₂, с 30%-й кислотой – NO, Zn и Mg с 20%-й кислотой дают N₂O, а с 3%-й кислотой – . Поскольку по мере протекания реакции с металлом кислота разбавляется, возникает смесь продуктов. Взаимодействие меди с концентрированной азотной кислотой (образование NO₂) и с разбавленной кислотой (образование NO) – качественные реакции на азотную кислоту, так же, как и появление желтого окрашивания при контакте белка с азотной кислотой.

Г.И.ГРУЧЕНКО,
доцент кафедры химии
Смоленского государственного университета