Азот и его соединения. Влияние подкормки азотными удобрениями на рост рассады томатов

Элемент азот - первый представитель главной подгруппы таблицы Менделеева. Степени окисления азота в соединениях. Образование оксидов азота и азотной кислоты. Ускорение роста рассады томатов посредством внесения калиевой селитры, доза внесения удобрения.
Краткое сожержание материала:

Размещено на

21

Реферат по химии

"Азот и его соединения. Влияние подкормки азотными удобрениями на рост рассады томатов"

Химия - наука о веществах и процессах их превращений, при которых происходит изменение состава и структуры.

Современная химия - это производство синтетических полимеров и волокон, высокопрочных сталей и антикоррозионных материалов, химических удобрений и средств защиты растений, переработка нефти и газа, создание высокоэффективных лекарственных препаратов и средств защиты и охраны окружающей среды.

Химия относится к естественным наукам, которые изучают окружающий нас материальный мир. Материальные объекты, составляющие предмет изучения химии, - это химические элементы и их разнообразные соединения. В настоящее время известно более 100 химических элементов и более 4 млн. их соединений.

В своём реферате я хочу поэтапно рассказать об одном из элементов: об азоте (N). И целью моего реферата стало: собрать как можно больше информации об азоте и его соединений. А целью исследовательской работы - выявить влияние азотных удобрений на рост рассады на своём огороде.

В 1772 году английский учёный Д. Резерфорд и шведский исследователь К. Шееле обнаружили в своих экспериментах по сжиганию веществ газ, который не поддерживает дыхание и горение. Познее, в 1787 году, А. Лавуазье установил наличие в воздухе газа, не поддерживающего дыхание и горение, и по его предложению этому газу было дано название "АЗОТ", означающее "безжизненный" (от латинского А - "нет" и Зое - "жизнь"). Другое латинское название нитрогениум, введённое в 1790 году Ж. Шапталем, означает "рождающий селитру".

Элемент азот N - первый представитель главной подгруппы

V группы Периодической системы.

У атома азота (электронная формула 1S 2S 2P) распределение электронов по орбиталям на внешнем энергетическом уровне атома таково:

Благодаря наличию трёх неспаренных электронов атом азота может образовывать три ковалентные связи. Кроме того, атом азота может образовывать ещё одну ковалентную связь за счёт донорно-акцепторного взаимодействия. Это взаимодействие обусловлено тем, что атом имеет одну неподелённую пару электронов, которые он может предоставлять другим атомам для образования химической связи.

Степени окисления азота в соединениях могут быть различными: от - 3 (когда атом притягивает 3 электрона от атомов менее электроотрицательных элементов) до +5 (когда все 5валентных электронов оттягиваются к атомам более электроотрицательных элементов, чем азот).

В свободном состоянии азот существует в виде двухатомной молекулы N2. в этой молекуле 2 атома N связаны очень прочной тройной ковалентной связью:

Эту связь можно обозначить и так:

N = N

При обычных условиях N2 газ без цвета, без запаха и вкуса. В 100 мл воды при О градусов растворяется 2,33 мл азота. Молекула азота устойчива и не распадается на атомы даже при очень высоких температурах (при 3000 градусов всего 0,1 %).

азот окисление удобрение азотное

Вследствие такой устойчивости азот характеризуется низкой реакционной способностью, уступая в этом лишь благородным газам. Инертность - свойство молекул N2.

Атом азота может достроить свою электронную оболочку следующим образом:

а) присоединением трёх электронов, что приводит к образованию нитрид-ионов N;

б) образованием простых двухэлектронных связей, как в NH3 или кратных, как в N = N или в NO2;

в) образование двухэлектронных связей, что характерно для иона NH4.

В обычных условиях, при комнатной температуре, азот реагирует только с литием и не реагирует ни с одним из остальных металлов и неметаллов:

При нагревании азот взаимодействует и с другими металлами, образуя нитриды:

При температуре примерно 3000 градусов азот соединяется с кислородом с образованием оксида азота (II):

Азот образует и другие оксиды.

При высоких температурах ив присутствии катализаторов активность азота значительно увеличивается, и он может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Азот реагирует с водородом, образуя аммиак. Это реакция обратимая. По принципу Ле-Шателье температуру необходимо понизить до 400-600 градусов, а давление повысить до 10-100 МПа. Эта реакция проходит в присутствии катализатора - металлического железа с примесью оксидов алюминия и калия.

Азот образует 5 оксидов со степенями окисления:

+1,+2, +3, +4, +5.

Оксиды N2O и NO не солеобразующие, а остальные оксиды - кислотные: N2O3 соответствует азотистая кислота HNO2, а N2O5 - азотная кислота HNO3. Оксид азота (IV) NO2 при растворении в воде образует одновременно 2 кислоты - HNO2 и HNO3:

H2O + 2NO2 = HNO2 + HNO3

Если же он растворяется в воде в присутствии избытка кислорода, получается только азотная кислота:

N2O - бесцветный газ со слабым, приятным сладковатым запахом, хорошо растворим в воде. При 700 градусах разлагается на азот и кислород:

Поэтому N2O является окислителем по отношению ко всем веществам, которые непосредственно реагируют с кислородом:

Оксид азота (II) NO в промышленности получают при каталитическом окислении аммиака:

В лаборатории NO может быть получен действием 30-35 % азотной кислоты на медь:

3Cu + 8 HNO3 = 3Cu (NO3) 2 + 2NO + 4 H2O

NO - бесцветный газ, трудно сжимаемый. Плохо растворим в воде. Относится к числу безразличных оксидов. Обладает как окислительными, так и восстановительными свойствами. Под действием кислорода воздуха легко окисляется до NO2:

Оксид азота (II) применяется в производстве азотной кислоты.

Оксид азота (III) N2O3 образуется при взаимодействии NO2 с NO по обратимой реакции:

NO2 + NO = N2O3

N2O3 - кислотный оксид, поэтому легко взаимодействует со щелочами с образованием нитритов - солей азотистой кислоты:

N2O3 + 2NaOH = 2NaNO2 + H2O - реакция обмена, не ОВР

N2O3 + 2Na + 2OH = 2Na + 2NO2 + H2O

N2O3 + 2OH = 2 NO2 + H2O

Оксид азота (IV) NO2 - красновато бурый газ с характерным запахом. Ядовит. Его димер - N2O4 - бесцветный, легко сжижаемый газ. Эти два соединения существуют в равновесии между собой при температуре от - 11,2 до 140 градусов.

Молекула NO2 имеет угловую форму:

Оксид азота (IV) характеризуется высокой химической активностью. Наличие положительного заряда на атоме азота обусловливает окислительные свойства NO2, что наглядно проявляется в реакциях диспропорционирования. Растворение NO2 в воде сопровождается образованием HNO2 и HNO3.

При взаимодействии со щелочами образуются нитраты и нитриты:

2NO2 +2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2O

В лабораторных условиях NO2 получают взаимодействием меди с концентрированной HNO3:

Оксид азота (v) N2O5 получают реакцией дегидратации азотной кислоты - оксидом фосфора (v):

2HNO3 + P2O5 = 2HPO3 + N2O5

N2O5 образует бесцветные прозрачные кристаллы с температурой плавления 30 градусов. Уже при комнатной температуре необратимо разлагается на оксид азота (IV) и кислород:

N2O5 - сильный окислитель. Многие соединения легко сгорают в атмосфере N2O5.

Он взаимодействует с водой, образуя азотную кислоту:

N2O5 + H2O = 2HNO3

Аммиак - это бесцветный газ с очень резким запахом. Длительное вдыхание аммиака может вызвать смерть. Термин "аммиак" берёт своё начало от соединения под названием "хлорид аммония", открытого около храма Юпитера Амона в Египте.

Первым, кто получил чистый аммиак, был английский химик Джозеф Пристли. Это произошло в 1774 году, тогда его назвали "щелочным газом".

Незначительное количество аммиака присутствует в воздухе при разложении животных и растительности. В незначительных количествах он может входить в состав дождевой воды. Но для промышленного использования аммиак получают искусственным путём.

В состав аммиака входят азот и водород. При их соединении получается аммиак. Азот получают из воздуха, водород - из воды. Оба компонента высушивают, нагревают, сжимают, при температуре 530 градусов смесь пропускают через соединение различных солей, в результате получается аммиак.

Аммиак почти наполовину легче воздуха. После сжатия и охлаждения он превращается в жидкость, напоминающие воду, но кипящую при температуре - 34 градусов. По окончании сжатия аммиак испаряется. При этом он поглощает много тепла. Вот почему его используют в холодильниках.

Аммиак "домашнего применения", который может быть у вас дома - это водный раствор аммиака. Его добавляют в воду во время стирки.

П...