Азот - это что за вещество? Типы и свойства азота. Химические свойства

АЗОТ (Nitrogenium, N) - химический элемент V группы периодической системы элементов Д. И. Менделеева, атом, номер 7, атомная масса 14,0067. Открыт Резерфордом (D. Rutherford) в 1772 году. Известны следующие изотопы азота (табл.).

В различных соединениях азота обладает переменной валентностью, которая может быть равна - 3, +1, +2, +3, +4 и +5.

Распространение в природе. Общее содержание азота в земной коре составляет около 0,016 вес. %. Основная его масса находится в воздухе в свободном, молекулярном виде - N 2 . Сухой воздух содержит в среднем 78,09% по объему (или 75,6% по весу) свободного азота. В относительно малых количествах свободный азот находится в растворенном состоянии в водах океанов. Азот в виде соединений с другими элементами (связанный азот) входит в состав всех растительных и животных организмов.

Жизнь неразрывно связана со свойствами легко изменяющихся сложных азотистых веществ - белков. В состав белков в среднем входит 15-17% азота. При отмирании организмов сложные азотистые соединения их в процессе круговорота азота превращаются в более простые соединения: аммиак, аммонийные соли, нитриты и нитраты. Все соединения азота, как органические, так и неорганические, содержащиеся в почве, объединяются под названием «азот почвы».

Получение азота

В лабораториях чистый азот получают обычно нагреванием концентрированного водного раствора азотисто-кислого аммония или раствора смеси хлористого аммония с азотистокислым натрием:

NH 4 Cl + NaNO 2 = N 2 + NaCl + 2H 2 O.

В технике азота с примесью до 3% аргона получают фракционированной перегонкой жидкого воздуха.

Свойства азота

В свободном состоянии азот представляет собой бесцветный газ без запаха и вкуса, состоящий из двухатомных молекул - N 2 . Вес 1 л его при t° 0° и давлении 760 мм рт. ст. равен 1,2506 г, t° кип - 195,8°, t° пл - 209,86°; плотность жидкого А. 0,808 (при t° - 195,8°), твердого - 1,026 (при t ° - 255°). В 1 мл воды при t° 0°, 20° и 38° и парциальном давлении азота, равном 760 мм, растворяется соответственно 0,0235, 0,0154 и 0,0122 мл азота.

Растворимость азота в крови меньше; она составляет при t° 38° 0,0110 мл А. При малых парциальных давлениях азота его растворимость в крови несколько больше, чем в воде.

В обычных условиях азот физиологически инертен, но при вдыхании воздуха, сжатого до 2-2,5 атм, наступает состояние, называемое азотным наркозом, сходное с опьянением алкоголем. Это явление может иметь место при водолазных работах (см.) на глубине нескольких десятков метров. Для предупреждения возникновения подобного состояния иногда пользуются искусственными газовыми смесями, в которых азот заменен гелием или каким-либо другим инертным газом. При резком и значительном снижении парциального давления азота растворимость его в крови и тканях настолько снижается, что часть его выделяется в виде пузырьков, что является одной из причин возникновения кессонной болезни, наблюдающейся у водолазов при быстром их подъеме на поверхность и у летчиков при больших скоростях взлета самолетов в верхние слои атмосферы (см. Декомпрессионная болезнь).

Применение азота

Свободный азот как химически неактивный газ применяется в лабораторной практике и технике во всех случаях, когда наличие в окружающей атмосфере кислорода недопустимо или нежелательно, например при проведении биологического эксперимента в анаэробных условиях, при переливании больших количеств горючих жидкостей (для предотвращения пожаров) и так далее. Основная же масса свободного азота используется в промышленности для синтеза аммиака, цианамида кальция и азотной кислоты, которые являются исходными веществами для получения азотных удобрений, взрывчатых веществ, красок, лаков, фармацевтических препаратов и другое.

Соединения азота

Свободный азот при обычных температурах химически инертен; при высокой температуре вступает в соединение со многими элементами.

С водородом азот образует ряд соединений, основными из которых являются следующие:

3. Азотистоводородная кислота (HN 3) - бесцветная, кипящая при t° 37° жидкость с резким запахом. Взрывается с большой силой при нагревании. В водных растворах устойчива и проявляет свойства слабой кислоты. Соли ее - азиды - неустойчивы и взрываются при нагревании или ударе. Азид свинца Pb(N 3) 2 применяется в качестве детонатора. Вдыхание паров HN3 вызывает сильную головную боль и раздражение слизистых оболочек.

С кислородом азот образует пять окислов.

1. Закись азота, или веселящий газ (N 2 O), - бесцветный газ, получают при нагревании (выше 190°) азотнокислого аммония:

NH 4 NO 3 = N 2 O + 2H 2 O. В смеси с кислородом закись азота применяют как слабый наркотик, вызывающий состояние опьянения, эйфории, притупление болевой чувствительности. Применяется для ингаляционного наркоза (см.).

2. Окись азота (NO) - бесцветный газ, плохо растворимый в воде; в лабораториях получают действием азотной кислоты средней концентрации на медь:

8HNO 3 + 3Cu = 2NO + 3Cu (NO 3) 2 + 4H 2 O, в технике - продуванием воздуха через пламя электрической дуги. На воздухе мгновенно окисляется, образуя красно-бурые пары двуокиси азота; вместе с последней вызывает отравления организма (см. ниже - Профессиональные вредности соединений азота).

3. Двуокись азота (NO 2) - красно-бурый газ, имеющий характерный запах и состоящий из собственно двуокиси А. и ее бесцветного полимера - четырехокиси азота (N 2 O 4) - азотноватого ангидрида. Двуокись азота легко сгущается в красно-бурую жидкость, кипящую при t° 22,4° и затвердевающую при t° - 11° в бесцветные кристаллы. Растворяется в воде с образованием азотистой и азотной кислот:

2NO 2 + H 2 O = HNO 2 + HNO 3 .

Является сильным окислителем и опасным ядом. Двуокись азота образуется при получении азотной кислоты, при реакциях нитрования, травлении металлов и тому подобное и поэтому представляет собой профессиональный яд.

4. Трехокись азота, ангидрид азотистой к-ты (N 2 O 3), - темно-синяя жидкость, затвердевающая при t° - 103° в голубые кристаллы. Устойчива лишь при низких температурах. С водой образует слабую и непрочную азотистую кислоту, со щелочами - соли азотистой кислоты - нитриты.

5. Пятиокись азота, ангидрид азотной к-ты (N 2 O 5), - бесцветные призматические кристаллы, имеющие плотность 1,63, плавящиеся при t° 30° в желтую, слегка разлагающуюся жидкость; разложение усиливается при нагревании и при действии света. Температура кипения около 50°. С водой образует сильную, довольно устойчивую азотную кислоту, со щелочами - соли этой кислоты - нитраты.

При нагревании азот непосредственно соединяется со многими металлами, образуя нитриды металлов, например Li3N, Mg 3 N 2 , AlN и др. Многие из них разлагаются водой с образованием аммиака, например

Mg 3 N 2 + 6H 2 O = 2NH 3 + 3Mg(OH) 2 .

Азот входит в состав большого числа органических соединений, среди которых особое значение имеют алкалоиды, аминокислоты, амины, нитросоединения, цианистые соединения и наиболее сложные природные соединения - белки.

Фиксация атмосферного азота. В течение долгого времени исходными веществами для получения разнообразных соединений азота, необходимых для сельского хозяйства, промышленности и военного дела, служили природная чилийская селитра и аммиак, получаемый при сухой перегонке каменного угля. С истощением залежей чилийской селитры человечеству грозил «азотный голод». Проблема азотного голода была разрешена в конце 19 и начале 20 века путем разработки ряда промышленных методов фиксации атмосферного азота. Наиболее важным из них является синтез аммиака по схеме:

Определение азота

Для определения свободного азота анализируемый газ приводят в контакт с нагретым магнием; при наличии азота образуется нитрид магния, который с водой дает аммиак.

Круговорот азота

Азот является важнейшим биогенным элементом, необходимым для построения белков и нуклеиновых кислот. Однако азот атмосферы недоступен для животных и большей части растений. Поэтому в круговороте азота первостепенное значение имеет процесс его биологической фиксации (фиксация молекулярного азота атмосферы). Азотфиксация осуществляется азотфиксирующими микроорганизмами, например бактериями из рода Rhizobium, или клубеньковыми бактериями, живущими в симбиозе (см.) с бобовыми растениями (горох, люцерна, соя, люпин и другие), на корнях которых образуются клубеньки, содержащие бактерии, способные усваивать молекулярный азот. К симбиотическим азотфиксаторам относятся также некоторые актиномицеты, живущие в корневых клубеньках ольхи, лоха, облепихи и так далее. Активными азотфиксаторами являются также некоторые свободноживущие микроорганизмы, обитающие в почве, пресных и соленых водоемах. Это анаэробная спороносная бактерия клостридиум (Clostridium pasteurianum), открытая С. Н. Виноградским, аэробная бактерия - азотобактер (см. Azotobacter). Способностью усваивать молекулярный азот обладают, кроме того, микобактерии, некоторые виды сине-зеленых водорослей (Nostoc, Anabaena и др.), а также фотосинтезирующие бактерии.

Наибольшее значение в обогащении почвы азотом имеют клубеньковые бактерии. В результате деятельности этих бактерий в почву вносится 100-250 кг/га за сезон; сине-зеленые водоросли на рисовых полях фиксируют до 200 кг/га азота в год. Свободноживущие азотфиксирующие бактерии связывают несколько десятков килограммов азота на один гектар почвы.

С. Н. Виноградский впервые (1894) высказал предположение о том, что первоначальным продуктом процесса биологической азотфиксации является аммиак. В настоящее время это предположение полностью подтверждено. Доказано, что превращение N 2 в NH 3 представляет собой ферментативный процесс. Фермент, осуществляющий этот процесс (нитрогеназа), состоит из двух белковых компонентов, активен только в отсутствие кислорода, а сам процесс происходит за счет энергии аденозинтрифосфорной кислоты (АТФ). Растения, а также микроорганизмы затем превращают неорганический аммонийный азот в его органические соединения (аминокислоты, белки, нуклеиновые кислоты и так далее), и в таком виде он становится доступным для животных и человека, включаясь в обменные процессы, протекающие в их организмах. Органический азот животных и растений попадает в почву (с выделениями животных или продуктами их разложения) и перерабатывается обитающими там различными червями, моллюсками, нематодами, насекомыми, а также микроорганизмами. Микроорганизмы почвы - аммонификаторы (гнилостные бактерии, некоторые актиномицеты и грибы) - минерализуют в свою очередь органический азот почвы (тела животных и растений, органические удобрения, гумус) до аммония. Аммонификация - комплекс ферментативных процессов, протекающих в основном в два этапа: гидролиз белков и нуклеиновых кислот до аминокислот и азотистых оснований и последующее разложение этих соединений до аммиака. Образовавшийся аммиак нейтрализуется, реагируя с содержащимися в почве органическими и неорганическими кислотами. При этом происходит образование аммонийных солей. Аммонийные соли и аммиак в свою очередь подвергаются нитрификации под воздействием нитрифицирующих бактерий (открытых в 1890 году С. Н. Виноградским) с образованием нитратов и нитритов.

Процессы нитрификации и аммонификации обеспечивают растения легко усваиваемыми соединениями азота. Аммонийные соли и нитраты усваиваются растениями и микроорганизмами, превращаясь в азотные органических соединений. Однако часть азота превращается в почве в молекулярный азот в результате процесса денитрификации, осуществляемого живущими в почве микроорганизмами - денитрификаторами (рис.). Денитрифицирующие бактерии широко распространены в природе, встречаясь в большом количестве в почве, навозе и в меньшем - в воде рек, озер и морей. Наиболее типичные денитрификаторы - подвижные, грамотрицательные палочки. К ним относятся Bacterium fluorescens, В. denitrificans, В. pyocyaneum и другое.

Процесс денитрификации приводит к потере доступного растениям азота, однако постоянно идущий процесс азотфиксации в какой-то степени компенсирует эти потери, а в известных условиях (в частности, при богатстве почвы безазотистыми органическими веществами) и значительно обогащает почву связанным азотом.

В целом совокупное действие процессов азотфиксации, нитрификации и денитрификации имеет большое биогеохимическое значение, способствуя сохранению динамического равновесия между содержанием молекулярного азота в атмосфере и связанного азота почвы, растительного и животного мира.

Круговорот азота, таким образом, играет важнейшую роль в поддержании жизни на Земле.

Профессиональные вредности соединений азота

К числу наиболее вредных в профессиональном отношении соединений азота относятся азотная кислота (см.), аммиак (см.), аминосоединения (см. Амины) и амидосоединения (см. Амиды), а также смеси окислов азота, или нитрогазов (N 2 O, NO, NO 2 , N 2 O 4 и N 2 O 5). Последние образуются при производстве и применении азотной кислоты (в процессе взаимодействия ее с различными металлами или органическими веществами), в процессе термического окисления азота воздуха при электро- и газосварке, работе дизельных и карбюраторных двигателей, сжигании топлива в мощных котельных, а также при взрывных работах и так далее. Общий характер действия нитрогазов на организм зависит от содержания в газовой смеси различных окислов азота. В основном отравление протекает по раздражающему, или нитритному,типу действия. При контакте окислов азота с влажной поверхностью легких образуются азотная и азотистая кислоты, которые поражают легочную ткань, вызывая отек легких. Одновременно в крови образуются нитраты (см.) и нитриты (см.), непосредственно действующие на кровеносные сосуды, расширяя их и вызывая снижение кровяного давления. Нитриты, взаимодействуя с оксигемоглобином, превращают его в метгемоглобин, вызывая метгемоглобинемию (см.). Общим следствием действия окислов азота является кислородная недостаточность.

В производственных условиях возможны случаи воздействия отдельных окислов азота (см. ниже).

Закись азота. Большие ее концентрации вызывают шум в ушах, асфиксию, потерю сознания. Смерть наступает от паралича дыхательного центра.

Окись азота действует на центральную нервную систему, воздействует на гемоглобин (переводит оксигемоглобин в метгемоглобин).

При легком отравлении окисью азота наблюдается общая слабость, сонливость, головокружение (симптомы обратимы).

При более тяжелом отравлении начальные симптомы усиливаются, к ним присоединяется тошнота, иногда рвота, наступает полуобморочное состояние. При отравлениях средней тяжести резкая слабость и головокружение продолжаются много часов, нередко наблюдается синюшность слизистых оболочек и кожи, учащение пульса. При тяжелых отравлениях начальные явления нередко стихают, но после 1-3-дневной ремиссии появляются слабость и головокружение, наблюдаются снижение кровяного давления, серо-синяя окраска слизистых оболочек и кожи, увеличение и болезненность печени; границы сердца расширены, тоны глухие, пульс замедлен. Возникают полиневриты, полиневралгии. Кровь шоколадно-бурого цвета, повышенной вязкости. Последствия тяжелого отравления могут длиться более года: нарушение ассоциативных способностей, ослабление памяти и мышечной силы, общая слабость, головная боль, головокружение, быстрая утомляемость.

Двуокись азота. Острое отравление начинается с легкого кашля, в более тяжелых случаях - с сильного кашля, чувства стеснения в груди, головной боли, иногда рвоты, саливации. Период относительно удовлетворительного состояния длится 2-18 час. Затем появляются признаки нарастающего отека легких: сильная слабость, увеличивающийся кашель, боли в груди, цианоз, в легких много влажных хрипов, учащенное сердцебиение, иногда озноб, повышение температуры. Нередки значительные расстройства со стороны желудочно-кишечного тракта: тошнота, рвота, понос, сильные боли в верхней части живота. Отек легких характеризуется тяжелым состоянием (резкий цианоз, сильная одышка, учащенный пульс, кашель с пенистой мокротой, иногда с кровью). Кровяное давление в норме, в крови - увеличение количества эритроцитов и гемоглобина, лейкоцитоз, замедленная РОЭ. Рентгенологически - пониженная прозрачность легочных полей, в обоих легких большое количество хлопьевидных затемнений различной величины. Токсический отек легких сопровождается «синим» типом гипоксемии, при осложнении коллапсом наблюдается «серый» тип (см. Гипоксия). Нередки осложнения пневмонией. Возможен смертельный исход. На секции - отек легких, кровоизлияния в них, темная жидкая кровь в сердце и сосудах. Состояние отравленных и прогноз ухудшается, если пострадавшие до отравления страдали заболеваниями сердца или легких.

При хронических отравлениях - хронические воспалительные заболевания верхних дыхательных путей, хронические бронхиты, эмфизема, понижение кровяного давления, зеленоватый налет на зубах, разрушение коронок резцов.

Ангидрид азотистой кислоты действует на организм аналогично окиси азота и другим низшим его окислам.

Первая помощь при отравлениях соединениями азота - перенести пострадавшего на свежий воздух; обеспечить полный покой, вдыхание кислорода. По показаниям - сердечные средства, при остановке дыхания - лобелин. Затем обязательная транспортировка пострадавшего в лежачем положении в стационар. При признаках начинающегося отека легких - внутривенно 10-20 мл 10% раствора хлорида кальция, 20 мл 40% раствора глюкозы с аскорбиновой к-той (500 мг), кислородная терапия.

Лечение развившегося отека легких зависит от типа гипоксемии. При «синем» типе - прерывистое введение кислорода (карбоген противопоказан), кровопускание (200-300 мл), при необходимости - повторение его через 6-8 час.; рекомендуются средства, понижающие кровяное давление, сердечные средства. При «сером» типе аноксемии - стимуляция дыхательного и вазомоторного центра путем прерывистого вдыхания карбогена, кофеин, эфедрин, внутривенно 50-100 мл 40% раствора глюкозы. Кровопускание противопоказано.

В целях профилактики и лечения пневмоний - раннее назначение сульфаниламидов и антибиотиков.

Профилактика: индивидуальная защита - фильтрующие противогазы марок В, М, KB, кислотозащитные перчатки и сапоги, герметичные очки, специальная одежда. Необходима полная герметизация производственного оборудования, где могут образоваться и выделяться нитрогазы, укрытие фиксированных источников выделения этих газов, местная вентиляционная система.

Предельно допустимая концентрация для окислов азота в воздухе рабочих помещений 5 мг/м 3 (в пересчете на NО 2), в атмосферном воздухе населенных пунктов 0,085 мг/м 3 или 0,4 мг/м 3 (для азотной кислоты).

Определение в воздухе окислов азота основано на поглощении двуокиси и четырехокиси азота раствором йодида калия и колориметрическом определении образовавшейся азотистой кислоты с реактивом Грисса-Илошваи.

Библиография: Некрасов Б. В. Основы общей химии, т. 1, с. 377, М., 1969; Реми Г. Курс неорганической химии, пер. с нем., т. 1, с. 560, М., 1972.

Круговорот А. - Виноградский С. Н. Микробиология почвы, М., 1952; Кретович В. Л. Обмен азота в растениях, М., 1972, библиогр.; Мишустин Е. Н. и Шильникова В. К. Биологическая фиксация атмосферного азота, М., 1968, библиогр.

Профессиональные вредности соединений А. - Вредные вещества в промышленности, под ред. Н. В. Лазарева, ч. 2, с. 136, Л., 1971; Гигиена труда в химической промышленности, под ред. З. А. Волковой и др., с. 373, М., 1967; Гуртовой Ю. А. Отравление парами азотной кислоты, Суд.-мед. экспертиза, т. 12, № 3, с. 45, 1969; Неймарк Е. З. и Зингер Ф. X. Профессиональные отравления рабочих угольных шахт, их лечение и профилактика, с. 34, М., 1961; Перегуд Е. А., Быховская М. С. и Гернет Е. В. Быстрые методы определения вредных веществ в воздухе, с. 67, М., 1970; Сафронов В. А. Особенности клинического течения отека легких при комбинированных поражениях азотной кислотой, Воен.-мед. журн., № 7, с. 32, 1966; Air quality criteria for nitrogen oxides, Washington, 1971, bibliogr.

В. П. Мишин; З. Г. Евстигнеева, В. Л. Кретович (круговорот А.); Е. Н. Марченко (проф.).

Свойства элементов V-A подгруппы

1. Строение атомов химических элементов

Наличие трех неспаренных электронов на внешнем энергетическом уровне объясняет то, что в нормальном, невозбужденном состоянии валентность элементов подгруппы азота равна трем.

У атомов элементов подгруппы азота (кроме азота - внешний уровень азота состоит только из двух подуровней - 2s и 2p) на внешних энергетических уровнях имеются вакантные ячейки d-подуровня, поэтому они могут распарить один электрон с s-подуровня и перенести его на d-подуровень. Таким образом, валентность фосфора, мышьяка, сурьмы и висмута равна 5.

Элементы группы азота образуют с водородом соединения состава RH 3 , а с кислородом оксиды вида - R 2 O 3 и R 2 O 5 . Оксидам соответствуют кислоты HRO 2 и HRO 3 (и ортокислоты H 3 PO 4 , кроме азота).

Высшая степень окисления этих элементов равна +5, а низшая -3.

Так как заряд ядра атомов увеличивается, число электронов на внешнем уровне постоянно, число энергетических уровней в атомах растёт и радиус атома увеличивается от азота к висмуту, притяжение отрицательных электронов к положительному ядру ослабевает испособность к отдаче электронов увеличивается, и, следовательно, в подгруппе азота с ростом порядкового номера неметаллические свойства убывают, а металлические усиливаются.

Азот - неметалл, висмут - металл. От азота к висмуту прочность соединений RH 3 уменьшается, а прочность кислородных соединений возрастает.

Наибольшее значение среди элементов подгруппы азота имеют азот и фосфор .

Азот, физические и химические свойства, получение и применение

1. Азот – химический элемент

N +7) 2) 5

1 s 2 2 s 2 2 p 3 незавершённый внешний уровень, p -элемент, неметалл

Ar (N )=14

2. Возможные степени окисления

Из-за наличия трёх неспаренных электронов азот очень активен, находится только в виде соединений. Азот проявляет в соединениях степени окисления от «-3» до «+5»

3. Азот – простое вещество, строение молекулы, физические свойства

Азо́т (от греч. ἀ ζωτος - безжизненный, лат. Nitrogenium ), вместо предыдущих названий («флогистированный», «мефитический» и «испорченный» воздух) предложил в 1787 году Антуан Лавуазье . Как показано выше, в то время уже было известно, что азот не поддерживает ни горения, ни дыхания. Это свойство и сочли наиболее важным. Хотя впоследствии выяснилось, что азот, наоборот, крайне необходим для всех живых существ, название сохранилось во французском и русском языках.

N 2 – ковалентная неполярная связь, тройная (σ, 2π), молекулярная кристаллическая решётка

Вывод:

1. Малая реакционная способность при обычной температуре

2. Газ, без цвета, запаха, легче воздуха

Mr ( B оздуха)/ Mr ( N 2 ) = 29/28

4. Химические свойства азота

5. Получение:

В промышленности азот получают из воздуха. Для этого воздух сначала охлаждают, сжижают, а жидкий воздух подвергают перегонке (дистилляции). Температура кипения азота немного ниже (–195,8°C), чем другого компонента воздуха - кислорода (–182,9°C), поэтому при осторожном нагревании жидкого воздуха азот испаряется первым. Потребителям газообразный азот поставляют в сжатом виде (150 атм. или 15 МПа) в черных баллонах, имеющих желтую надпись «азот». Хранят жидкий азот в сосудах Дьюара.

В лаборатории чистый («химический») азот получают добавляя при нагревании насыщенный раствор хлорида аммония NH 4 Cl к твердому нитриту натрия NaNO 2:

NaNO 2 + NH 4 Cl = NaCl + N 2 + 2H 2 O.

Можно также нагревать твердый нитрит аммония:

NH 4 NO 2 = N 2 + 2H 2 O. ОПЫТ

6. Применение:

В промышленности газ азот используют главным образом для получения аммиака. Как химически инертный газ азот применяют для обеспечения инертной среды в различных химических и металлургических процессах, при перекачке горючих жидкостей. Жидкий азот широко используют как хладагент, его применяют в медицине, особенно в косметологии. Важное значение в поддержании плодородия почв имеют азотные минеральные удобрения.

7. Биологическая роль

Азот является элементом, необходимым для существования животных и растений, он входит в состав белков (16-18 % по массе), аминокислот, нуклеиновых кислот, нуклеопротеидов, хлорофилла,гемоглобина и др. В составе живых клеток по числу атомов азота около 2%, по массовой доле - около 2,5 % (четвертое место после водорода, углерода и кислорода). В связи с этим значительное количество связанного азота содержится в живых организмах, «мёртвой органике» и дисперсном веществе морей и океанов. Это количество оценивается примерно в 1,9·10 11 т. В результате процессов гниения и разложения азотсодержащей органики, при условии благоприятных факторов окружающей среды, могут образоваться природные залежи полезных ископаемых, содержащие азот, например, «чилийская селитраN 2 → Li 3 N → NH 3

№2. Составьте уравнения реакции взаимодействия азота с кислородом, магнием и водородом. Для каждой реакции составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

№3. В одном цилиндре находится газ азот, в другом - кислород, а в третьем - углекислый газ. Как различить эти газы?

№4. В некоторых горючих газах содержится в виде примеси свободный азот. Может ли при сгорании таких газов в обыкновенных газовых плитах образоваться оксид азота (II). Почему?

Химический элемент азот образует только одно простое вещество. Данное вещество является газообразным и образовано двухатомными молекулами, т.е. имеет формулу N 2 . Не смотря то, что химический элемент азот имеет высокую электроотрицательность, молекулярный азот N 2 является крайне инертным веществом. Обусловлен данный факт тем, что в молекуле азота имеет место крайне прочная тройная связь (N≡N). По этой причине практически все реакции с азотом протекают только при повышенных температурах.

Взаимодействие азота с металлами

Единственное вещество, которое реагирует с азотом в обычных условиях – литий:

Интересным является тот факт, что с остальными активными металлами, т.е. щелочными и щелочноземельными, азот реагирует только при нагревании:

Взаимодействие азота с металлами средней и низкой активности (кроме Pt и Au) также возможно, однако требует несравнимо более высоких температур.

Взаимодействие азота с неметаллами

Азот реагирует с водородом при нагревании в присутствии катализаторов. Реакция является обратимой, поэтому для повышения выхода аммиака в промышленности процесс ведут при высоком давлении:

Как восстановитель азот реагирует со фтором и кислородом. Со фтором реакция идет при действии электрического разряда:

С кислородом реакция идет под действием электрического разряда или при температуре более 2000 о С и является обратимой:

Из неметаллов азот не реагирует с галогенами и серой.

Взаимодействие азота со сложными веществами

Химические свойства фосфора

Существует несколько аллотропных модификаций фосфора., в частности белый фосфор, красный фосфор и черный фосфор.

Белый фосфор образован четырехатомными молекулами P 4 , не является устойчивой модификацией фосфора. Ядовит. При комнатной температуре мягкий и подобно воску легко режется ножом. На воздухе медленно окисляется, и из-за особенностей механизма такого окисления светится в темноте (явление хемилюминесценции). Даже при слабом нагревании возможно самопроизвольное воспламенение белого фосфора.

Из всех аллотропных модификаций белый фосфор наиболее активен.

Красный фосфор состоит из длинных молекул переменного состава P n . В некоторых источниках указывается то, что он имеет атомное строение, но корректнее все-таки считать его строение молекулярным. Вследствие особенностей строения является менее активным веществом по сравнению с белым фосфором, в частности в отличие от белого фосфора на воздухе окисляется значительно медленнее и для его воспламенения требуется поджиг.

Черный фосфор состоит из непрерывных цепей P n и имеет слоистую структуру схожую со структурой графита, из-за чего и внешне похож на него. Данная аллотропная модификация имеет атомное строение. Самый устойчивый из всех аллотропных модификаций фосфора, наиболее химически пассивен. По этой причине, рассмотренные ниже химические свойства фосфора следует относить прежде всего к белому и красному фосфору.

Взаимодействие фосфора с неметаллами

Реакционная способность фосфора является более высокой, чем у азота. Так, фосфор способен гореть после поджига при обычных условиях, образуя кислотный оксид Р 2 O 5:

а при недостатке кислорода оксид фосфора (III):

Реакция с галогенами также протекает интенсивно. Так, при хлорировании и бромировании фосфора в зависимости от пропорций реагентов образуются тригалогениды или пентагалогениды фосфора:

Ввиду существенно более слабых окислительных свойства йода по сравнению с остальными галогенами, возможно окисление фосфора йодом только до степени окисления +3:

В отличие от азота фосфор с водородом не реагирует .

Взаимодействие фосфора с металлами

Фосфор реагирует при нагревании с активными металлами и металлами средней активности образуя фосфиды:

Взаимодействие фосфора со сложными веществами

Фосфор окисляется кислотами окислителями, в частности, концентрированными азотной и серной кислотами:

Следует знать, что белый фосфор реагирует с водными растворами щелочей. Однако, ввиду специфичности умение записывать уравнения таких взаимодействий на ЕГЭ по химии пока еще не требовалось.

Трудно говорить о химических свойствах элемента, который так мало активен, как азот.

В отличие от кислорода, который взаимодействует почти со всеми элементами, встречающимися в природе, газообразный азот при комнатной температуре соединяется с единственным элементом - литием, образуя при этом нитрид лития (N2 + 6Li = 2LiзN).

С другими химическими элементами азот вступает в реакцию только при высокой температуре, большом давлении и в присутствии катализатора.

С металлами, как в случае лития, азот дает нитриды, в которых он обычно бывает трехвалентным. Образование нитридов происходит при высокой температуре, при непосредственном взаимодействии элементарного азота с раскаленным металлом.

Существует реакция, протекание которой как будто бы опровергает малую активность азота. Это реакция образования нитрида алюминия из окиси алюминия и азота при высокой температуре (Аl2Оз + N2 + 3С = 2AlN + 3СО). Может показаться, что в этой реакции азот более активен, чем кислород, и что при высокой температуре ему удается отобрать алюминий у кислорода.

На самом же деле это не так. В отсутствии углерода азот не способен вытеснить кислород из окиси алюминия, так же как без азота нельзя получить окись углерода из окиси алюминия и угля. Дело в том, что в раскаленной смеси окиси алюминия с углем в присутствии азота создаются благоприятные условия для получения окиси углерода с одновременным образованием довольно устойчивого нитрида алюминия.

Если через нагретую смесь соды с углем пропустить азот, получается натриевая соль синильной кислоты или цианистый натрий и окись углерода

(Nа2СОз + 4С + +N2 = 2NaCN + 3СО).

Азот довольно легко поглощается раскаленным карбидом кальция (СаС2), образуя при этом важный технический продукт - цианамид кальция

(СаС2 + N2 = = Ca(CN)2 + С).

Существуют и другие реакции которые для азота кажутся необычными. При высокой температуре уран так бурно соединяется с азотом, что создается впечатление, будто бы уран горит в атмосфере азота так же, как железная проволока горит в кислороде. Так же бурно реагирует с азотом раскаленный цезий.

Нитриды металлов очень неустойчивы и разлагаются на гидраты металлов и аммиак (AlN + + 3Н2О = Аl (ОН)3 + NН3). Окись азота - бесцветный газ тяжелее воздуха, не растворяется в воде и представляет собой несолеобразующий оксид. С кислородом она сразу же вступает в реакцию и дает двуокись азота (2NO + 02 = 2N02).

В лаборатории окись азота получают действием азотной кислоты на медь. Если в колбу, наполненную разбавленной азотной кислотой опустить несколько кусочков меди, то сразу же начнут выделяться пузырьки бесцветного газа - окиси азота. Если собрать окись азота в цилиндр и оставить его открытым, то газ в цилиндре начнет буреть с поверхности и постепенно бурый слой будет увеличиваться, продвигаясь вглубь цилиндра. Это окись азота окисляется до двуокиси азота кислородом воздуха.

Аммиак (NН3) - простейшее соединение азота и водорода. Из всех химических соединений азота именно аммиак - наиболее важный промышленный продукт. В настоящее время самое широкое применение в промышленности находит аммиак, полученный непосредственно из газообразного азота и водорода (N2+3H2=2NНз).

Реакция эта, как видно из уравнения, обратима, т. е. может протекать как в сторону образования аммиака, так и в сторону его разложения на азот и водород. Чтобы заставить реакцию идти в сторону образования аммиака с нужной скоростью, необходимо подобрать наиболее выгодные условия. Такими условиями служат высокие температура и давление, и соответствующий катализатор.

Чрезвычайно важными химическими соединениями азота являются его кислородные соединения.

Известны пять различных окислов азота: закись азота, или веселящий газ (N20), где азот одновалентен; окись азота (NO), в которой азот двухвалентен; азотистый ангидрид, или трехокись азота (N2Оз),- в этом соединении азот трехвалентен; двуокись азота (N02), где азот четырехвалентен, и, наконец, азотный ангидрид, или пятиокись азота (N20s), в которой азот пятивалентен.

Закись азота (N20) не может быть получена из газообразного кислорода и азота, она образуется из азотнокислой соли аммония, которая при осторожном нагревании разлагается на закись азота и воду (NН4NОз = = N20 + 2Н2О).

Закись азота - бесцветный газ, имеет сладковатый вкус и слабый, приятный запах. Свойства этого газа были изучены английским химиком г. Дэви. В 1799 году. Интересуясь действием различных газов на организм человека, Дэви обычно, испытывал их на себе. При вдыхании закиси азота, он пришел в возбужденное состояние, сопровождаемое смехом. За эти свойства закись азота была названа, им веселящим газом. В дальнейшем было установлено, что при более длительном вдыхании закиси азота наступает потеря сознания.

Окись азота (NO) получается соединением азота с кислородом при очень высокой температуре в электрической искре (N2 +02 = 2NO). Реакция эта идет обратимо, то есть наряду с образованием окиси азота идет ее разложение. В электрической искре можно получить сравнительно небольшое количество окиси азота. В природе, также в небольших количествах, окись азота образуется из кислорода и азота воздуха во время грозы.

Окись азота - бесцветный газ тяжелее воздуха, не растворяется в воде и представляет собой несолеобразующий окисел. С кислородом она сразу же вступает в реакцию и дает двуокись азота (2NO + 02 = 2N02).

В лаборатории окись азота получают действием азотной кислоты на медь. Если в колбу, наполненную разбавленной азотной кислотой, .опустить несколько кусочков меди, то сразу же начнут выделяться пузырьки бесцветного газа - окиси азота. Если собрать окись азота в цилиндр и оставить его открытым, то газ в цилиндре начнет буреть с поверхности и постепенно бурый слой будет увеличиваться, продвигаясь вглубь цилиндра. Это окись азота окисляется до двуокиси азота кислородом воздуха.

Двуокись азота (N02) - газ в полтора раза тяжелее воздуха. При охлаждении ниже нуля переходит в жидкость желтоватого цвета, а при температуре - 10° образует бесцветную кристаллическую массу. Двуокись азота хорошо растворяется в воде, и, реагируя с ней, дает азотную и азотистую кислоты (2N02 + Н2О = НNОз + HN02). Азотистый ангидрид, или трехокись азота (N2Оз), при комнатной температуре и атмосферном давлении малоустойчивое газообразное соединение, которое распадается на окись и двуокись азота. Но азотистый ангидрид распадается не до конца: между тремя газообразными веществами устанавливается равновесие, при котором остается 10,5 процента нераспавшейся трехокиси азота.

Азотный ангидрид (N20s) существует только при температуре выше 450-500. Ниже этой температуры он сжижается, а при 300 затвердевает, образуя бесцветные кристаллы.

Аммиак - одно из соединений, важность которого для,неорганической и органической областей химии чрезвычайно велика. Достаточно сказать, что подавляющая часть азотсодержащих соединений получается при участий аммиака. Благодаря способности отдельных видов бактерий и, вероятно, растений превращать азот воздуха в аммиак, на Земле появилась существующая форма жизни.

По некоторым своим свойствам аммиак похож на воду. Правда, при обычной комнатной температуре это бесцветный едкий газ (вспомните запах нашатырного спирта), но ведь и вода может быть газообразной.

Аммиак легко превратить в жидкость. Для этого достаточно его вынести на тридцатипятиградусный мороз.

Получение, аммиака, Подавляющая чacть NНз получается так:

N2+3H2=2NH3+92 кДж

Гидразин. Молекула гидразина - N2H4 является продуктом замещения атома водорода в аммиаке группой NH2:

2NНз+ NaOCl=N2H4+NaCl+ Н2О

Это основание более слабое, чем аммиак.

Безводный гидразин - бесцветная дымящаяся жидкость затвердевающая при 20 С.

Довольно устойчив и лишь при 350 ОС спокойно разлагается на N2 и NH3. С водой смешивается в любых соотношениях, присоединяя молекулу воды, образует гидрат гидразина.

Интерес к гидразину и его значение сразу возросли, когда оказалось, что он может служить жидким ракетным топливом. Горит он в кислороде красивым фиолетовым пламенем

N2H4+02=2H20+N2+Q

На этой реакции основано использование гидразина для ракетных двигателей.

Восстановительные функции гидразина очень сильны. Окислительные свойства у N2H4 почти, отсутствуют. Только сильнейшие восстановители могут превратить гидразин в аммиак, например водород в момент выделения:

Азотистоводородная кислота по своим свойствам резко отличается от аммиака и гидразина, хотя и содержит только атомы водорода и азота

По силе азотистоводородная кислота близка к уксусной, но соли ее растворимы так же хорошо, как и соли соляной кислоты. Сама кислота представляет собой бесцветную летучую жидкость с резким неприятным запахом.

Практически получают кислоту и ее соли при реакции амида натрия с оксиом азота (1).

Химические свойства азота

Из-за наличия прочной тройной связи молекулярный азот малоактивен, а соединения азота термически малоустойчивы и относительно легко разлагаются при нагревании с образованием свободного азота.

Взаимодействие с металлами

При обычных условиях молекулярный азот реагирует лишь с некоторыми сильными восстановителями, например, литием:

6Li + N 2 = 2Li 3 N.

Для образования нитрида магния из простых веществ требуется нагревание до 300 °С:

3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 .

Нитриды активных металлов представляют собой ионные соединения, которые гидролизуются водой с образованием аммиака.

Взаимодействие с кислородом

Только под действием электрического разряда азот реагирует с кислородом:

O 2 + N 2 = 2NO.

Взаимодействие с водородом

Реакция с водородом протекает при температуре порядка 400 °С и давлении 200 атм в присутствии катализатора – металлического железа:

3H 2 + N 2 = 2NH 3 .

Взаимодействие с другими неметаллами

При высоких температурах реагирует с другими неметаллами, например, с бором:

Азот непосредственно не взаимодействует с галогенами и серой, но галогениды и сульфиды могут быть получены косвенным путем. С водой, кислотами и щелочами азот не взаимодействует.

Нитриды - соединения азота с менее электроотрицательными элементами, например, с металлами (AlN;TiN x ;Na 3 N;Ca 3 N 2 ;Zn 3 N 2 ; и т. д.) и с рядом неметаллов (NH3,BN, Si3N4).

Строение.

В зависимости от типа химической связи между атомами нитриды подразделяются на ионные, ковалентные и ионно-ковалентно-металлические Атомы азота в нитридах могут принимать электроны менее электроотрицательного элемента, при этом образуя стабильную электронную конфигурацию s 2 p 6 или отдавать электрон партнеру с образованием устойчивой конфигурации sp 3

Получение

Нитриды ионного типа получаются при взаимодействии металлов с азотом при температурах 700-1200 °C. Другие нитриды можно получить взаимодействием металла с азотом или аммиаком или восстановлением оксидов, хлоридов металла углеродом в присутствии азота или аммиака при высоких температурах. Нитриды образуются также в плазме в дуговых, высокочастотных и сверхвысокочастотных плазмотронах. В последнем случае нитриды образуются как ультрадисперсные порошки с размером частиц 10-100 нм.

Химические свойства

Нитриды ионного типа легко разлагаются водой и кислотами, проявляя основные свойства:

Нагревание нитридов элементов V, VI и VIII групп приводит к их разложению с выделением азота, низших нитридов и твердых растворов азота в металлах. Нитриды бора, кремния, алюминия, индия, галлия и переходных металлов IV группы при нагревании в вакууме не разлагаются.

Окисление нитридов кислородом приводит к образованию оксидов металлов и азота. Взаимодействие нитридов с углеродом приводит к карбидам и карбонитридам.

14.Что Вы знаете о химических свойствах аммиака и его производных? В чем суть про­цес­са каталитического окисления аммиака?

· Благодаря наличию неподеленной электронной пары во многих реакциях аммиак выступает как основание Бренстеда или комплексообразователь (не следует путать понятия «нуклеофил» и «основание Бренстеда». Нуклеофильность определяется сродством к положительно заряженной частице. Основание имеет сродство к протону. Понятие «основание» является частным случаем понятия «нуклеофил»). Так, он присоединяет протон, образуя ион аммония:

Водный раствор аммиака («нашатырный спирт») имеет слабощелочную реакцию из-за протекания процесса:

K o =1,8·10 −5

Взаимодействуя с кислотами, даёт соответствующие соли аммония:

Аммиак также является очень слабой кислотой (в 10 000 000 000 раз более слабой, чем вода), способен образовывать с металлами соли - амиды. Соединения, содержащие ионы NH 2 − , называются амидами, а N 3− - нитридами. Амиды щелочных металлов получают, действуя на них аммиаком:

· При нагревании аммиак разлагается, проявляет восстановительные свойства. Так, он горит в атмосфере кислорода, образуя воду и азот. Окисление аммиака воздухом на платиновом катализаторе даёт оксиды азота, что используется в промышленности для получения азотной кислоты:

(реакция обратима)

(без катализатора, при повышенной температуре)

(в присутствии катализатора, при повышенной температуре)

На восстановительной способности NH 3 основано применение нашатыря NH 4 Cl для очистки поверхности металла от оксидов при их пайке:

Окисляя аммиак гипохлоритом натрия в присутствии желатина, получают гидразин:

· Галогены (хлор, йод) образуют с аммиаком опасные взрывчатые вещества - галогениды азота (хлористый азот, иодистый азот).

· С галогеноалканами аммиак вступает в реакцию нуклеофильного присоединения, образуя замещённый ион аммония (способ получения аминов):

(гидрохлорид метиламмония)

· С карбоновыми кислотами, их ангидридами, галогенангидридами, эфирами и другими производными даёт амиды. С альдегидами и кетонами - основания Шиффа, которые возможно восстановить до соответствующих аминов (восстановительное аминирование).

· При 1000 °C аммиак реагирует с углём, образуя синильную кислоту HCN и частично разлагаясь на азот и водород. Также он может реагировать с метаном, образуя ту же самую синильную кислоту:

Производные аммиака; . Амины по количеству содержащихся в их составе аммиачных остатков разделяются на одноатомные или моно-, двухатомные, или ди-, и многоатомные, или полиамины; так, известны, напр., C 2 H 5 NH 2 , C 2 H 4 (NH 2) 2 , CH(C 6 H 4 NH 2) 3 и т. п. По числу вступающих в частицу аммиака радикалов, а также и атомности последних амины разделяются на 1) первичные, в которых всегда присутствует одноатомный аммиачный остаток (NH 2), напр. метиламин CH 3 NH 2 , фениламин, или анилин, C 6 H 5 NH 2 , и т. д. 2) вторичные, происходящие замещением 2-х атомов водорода в аммиаке двумя одноатомными радикалами или одним двухатомным (в последнем случае амины называются иминами, см. это сл.), и для них - характерен двухатомный остаток (NH), напр. диметиламин NH(CH 3) 2 , метилэтиламин NH(CH 3)(C 2 H 5), метиланилин NH(C 6 H 5)(СН 3); пиперидин, или пентаметиленимин, C 5 H 10 =NH и т. д. 3)третичные, происходящие заменою всех трех атомов водорода в аммиаке тремя одноатомными радикалами, или двухатомным и одноатомным, или одним трехатомным, напр. триметиламинN(CH 3) 3 , диметиланилин C 6 H 5 N(CH 3) 2 , пропилпиперидин C 5 H 10 N(C 3 H 7), пиридин C 5 H 5 N и т. п. Все амины по своим химическим превращениям чрезвычайно напоминают аммиак; они способны присоединять элементы кислот, причем переходят в соли аммонийного типа, напр. (CH 3)NH 3 Cl, C 5 H 5 NHCl и проч.; простейшие из них, метил- и диметиламины, сходны с аммиаком даже по запаху и другим физическим свойствам

Каталитическое окисление аммиака является в настояще время основным методом получения азотной кислоты.

Способ относится к получению оксидов азота и переработке их в азотную кислоту. Сущность способа: процесс каталитического окисления молекулярного азота осуществляют под давлением, одинаковым со стадией абсорбции полученных оксидов азота водой, а энергию для эндотермического процесса каталитического окисления молекулярного азота подводят с потоком газов непосредственно в зону реакции. Процесс каталитического окисления молекулярного азота проводится при температурах ниже 1000 o C и при содержании окислителя в газовой фазе перед катализатором ниже 10 об.% паров HNO 3 + NO x и давлении в системе до 25 атм. Катализаторами окисления молекулярного азота используются сплавы платины с металлами платиновой группы или катализаторы на основе оксидов железа, кобальта, хрома, алюминия с промотирующими добавками тугоплавких металлов. Для образования потока газа с окислителем может быть использован не только атмосферный воздух, но и газовая смесь, получающаяся при отдуве продукционной кислоты. Технический результат - сокращение энергетических и капитальных затрат, а также упрощение технологической схемы производства азотной кислоты.

15.Расскажите об известных Вам аллотропных формах углерода. Что Вам известно об истории открытия фуллеренов?

Алмаз является одним из наиболее известных аллотропов углерода, чья твёрдость и высокая степеньрассеивания света делает его полезным в промышленном применении и в ювелирных изделиях. Алмаз -самый твёрдый известный природный минерал, что делает его отличным абразивом и позволяетиспользовать для шлифовки и полировки. В природной среде нет ни одного известного вещества, способногопоцарапать даже мельчайший фрагмент алмаза.

Рынок алмазов промышленного класса несколько отличен от рынков других драгоценных камней.Используемые в промышленности алмазы ценятся главным образом за их твёрдость и теплопроводность, из-за чего другие геммологические характеристики алмазов, в том числе чистота и цвет, по большей частиизлишни

Каждый атом углерода в алмазе ковалентен с четырьмя другими атомами углерода в тетраэдре. Этитетраэдры вместе образуют трёхмерную сеть из слоёв шестичленных колец атомов. Эта устойчивая сетьковалентных связей и трёхмерное распределение связей является причиной такой твёрдости алмазов.

Графит

Графит (назван Абрахамом Готтлобом Вернером в 1789 г, (с греческого графен - «тянуть/писать»,использовался в карандашах) - один из самых обычных аллотропов углерода. Характеризуетсягексагональной слоистой структурой. Встречается в природе. Твердость по шкале Мооса 1. Его плотность -2.3, она меньше чем у алмаза. Приблизительно при 700 °C горит в кислороде, образовывая углекислый газ.По химической активности более реакционен чем алмаз. Это связано с проникновением реагентов междугексагональными слоями атомов углерода в графите. Не взаимодействует с обычными растворителями,кислотами или расплавленными щелочами. Однако, хромовая кислота окисляет его до углекислого газа.Получают нагреванием смеси пека и кокса при 2800 °C; из газообразных углеводородов при 1400-1500 °Cпри пониженных давлениях с последующим нагреванием образовавшегося пироуглерода при 2500−3000 °Cи давлении около 50 МПа с образованием пирографита. В отличие от алмаза, графит обладаетэлектропроводностью и широко применяется в электротехнике. Графит является самой устойчивой формойуглерода при стандартных условиях

В отличие от алмаза, в котором все четыре внешних электрона каждогоатома углерода "локализованы" между атомами в ковалентной связи, в графите, каждый атом связанковалентной связью только с 3 из его 4 внешних электронов. Поэтому каждый атом углерода вносит одинэлектрон в делокализованную систему электронов. Эти электроны находятся в зоне проводимости. Однакоэлектропроводность графита ориентирована по поверхности слоев. Поэтому графит проводит электричествопо плоскости слоя атомов углерода, но не проводит в направлении под прямым углом к плоскости.

16.Что Вам известно о физико-химических свойствах углекислого газа (CO 2) ? Расскажите о ро­ли углекислого газа и карбонатов в процессах, протекающих в природе