Какие свойства характерны для азота. Химические свойства

Азот (лат. Nitrogenium) - химический элемент 15‑й группы (V группа в старой нумерации) периодической системы Менделеева; атомный номер 7, атомная масса 14,0067.

Бесцветный газ, без вкуса и запаха. Один из самых распространенных элементов, главная составляющая часть атмосферы Земли (4×10 15 т).

Круговорот азота в природе.

Строение молекулы аммиака NH 3 .

Синтез аммиака идет в гигантских колоннах синтеза, куда с помощью компрессора подается смесь водорода и азота. Реакция протекает под давлением в 300 ат и температуре около 500 °C в присутствии катализатора. Образовавшийся аммиак NH3 в холодильнике превращается в жидкость (конденсируется). Жидкий аммиак удаляется из системы, а непрореагировавшие газы поступают в циркуляционный насос, который снова подает их в колонну синтеза.

Слово «азот», предложенное французским химиком А. Лавуазье в конце XVIII в., греческого происхождения. «Азот» означает «безжизненный» (приставка «а» - отрицание, «зоэ» - «жизнь»). Именно так считал Лавуазье. Именно так считали его современники, в том числе шотландский химик и врач Д. Резерфорд, выделивший азот из воздуха чуть раньше своих известных коллег - шведа К. Шеелеу англичан Д. Пристли и Г. Кавендиига. Резерфорд в 1772 г. опубликовал диссертацию о так называемом «мефитическом», т. е. неполноценном, воздухе, не поддерживающем горения и дыхания.

Название «азот» для нового газа казалось достаточно точным. Но так ли это?

Азот действительно в отличие от кислорода не поддерживает дыхания и горения. Однако дышать чистым кислородом постоянно человек не может. Даже больным дают чистый кислород лишь непродолжительное время. Очевидно, он не просто нейтральный разбавитель кислорода. Именно смесь азота с кислородом наиболее приемлема для дыхания большинства обитателей нашей планеты.

А разве справедливо называть безжизненным этот элемент? Чем подкармливают растения, внося минеральные удобрения? Прежде всего соединениями азота, калия и фосфора. Азот входит в состав бесчисленного множества органических соединений, в том числе таких жизненно важных, как белки и аминокислоты.

Для человечества чрезвычайно полезна относительная инертность этого газа. Будь он более склонен к химическим реакциям, атмосфера Земли не могла бы существовать в том виде, в каком она существует. Сильный окислитель кислород вступил бы с азотом в реакцию, и образовались бы ядовитые оксиды азота. Но если бы азот был действительно инертным газом, таким, например, как гелий, то тогда ни химические производства, ни всемогущие микроорганизмы не смогли бы связать азот атмосферы и удовлетворить потребность всего живого в связанном азоте. Не было бы аммиака, азотной кислоты, необходимой для производства множества веществ, не было бы важнейших удобрений. Не было бы и жизни на Земле, ведь азот входит в состав всех организмов. На долю азота приходится около 3% от массы человеческого организма.

Элементарный, не связанный азот применяется достаточно широко. Это самый дешевый из газов, химически инертных в обычных условиях, поэтому в тех процессах металлургии и большой химии, где надо защищать активное соединение или расплавленный металл от взаимодействия с кислородом воздуха, создают чисто азотные защитные атмосферы. Под защитой азота хранят в лабораториях легко окисляющиеся вещества. В металлургии азотом насыщают поверхности некоторых металлов и сплавов, чтобы придать им большую твердость и износоустойчивость. Широко известно, например, азотирование стали и титановых сплавов.

Жидкий азот (температуры плавления и кипения азота: −210 °C и −196 °C) используют в холодильных установках.

Малая химическая активность азота объясняется прежде всего строением его молекулы. Как и у большинства газов (кроме инертных), молекула азота состоит из двух атомов. В образовании связи между ними участвуют по 3 валентных электрона внешней оболочки каждого атома. Чтобы разрушить молекулу азота, необходимо затратить очень большую энергию - 954,6 кДж/моль. Без разрушения молекулы азот в химическую связь не вступит. При обычных условиях с ним способен вступить в реакцию только литий, давая нитрид Li 3 N.

Намного активнее атомарный азот. При обычной температуре он вступает в реакции с серой, фосфороммышьяком и некоторыми металлами, например со ртутью. Но получить азот в виде отдельных атомов сложно. Даже при 3000 °C не наблюдается заметного разложения молекул азота на атомы.

Соединения азота имеют громадное значение и для науки, и для многих отраслей промышленности. Ради получения связанного азота человечество идет на огромные энергетические затраты.

Основным способом связывания азота в промышленных условиях остается синтез аммиака NH 3 (см. Синтез химический). Аммиак - один из самых массовых продуктов химической промышленности, мировое производство его - более 70 млн т в год. Процесс идет при температуре 400–600 °C и давлении в миллионы паскалей (сотни ат) в присутствии катализаторов, например губчатого железа с добавками оксида калия, оксида алюминия. Сам аммиак используется ограниченно и обычно в виде водных растворов (аммиачная вода - как жидкое удобрение, нашатырный спирт - в медицине). Но аммиак в отличие от атмосферного азота довольно легко вступает в реакции присоединения и замещения. Да и окисляется он легче, чем азот. Поэтому аммиак и стал исходным продуктом для получения большинства азотсодержащих веществ.

Прямое окисление азота кислородом требует очень высоких температур (4000 °C) или других очень активных методов воздействия на прочные молекулы азота - электрического разряда, ионизирующего излучения. Известны пять оксидов азота: N 2 O - оксид азота (I), NO - оксид азота (II), N 2 O 3 - оксид азота (III), NO 2 - оксид азота (IV), N 2 O 5 - оксид азота (V).

В промышленности широко применяется азотная кислота HNO 3 , которая одновременно является и сильной кислотой, и активным окислителем. Она способна растворять все металлы, кроме золота и платины. Химикам азотная кислота известна, по крайней мере, с XIII в., ею пользовались древние алхимики. Азотная кислота чрезвычайно широко используется для получения нитросоединений. Это главный нитрующий агент, с помощью которого в состав органических соединений вводят нитрогруппы NO 2 . А когда три таких группы появятся, к примеру, в молекуле толуола C 6 H 5 CH 3 , то обычный органический растворитель превращается во взрывчатое вещество - тринитротолуол, он же тротил, или тол. Глицерин после нитрования превращается в опасное взрывчатое вещество - нитроглицерин.

Не менее важна азотная кислота в производстве минеральных удобрений. Соли азотной кислоты - нитраты, прежде всего нитраты натрия, калия и аммония, используются главным образом как азотные удобрения. Но, как установил академик Д. Н. Прянишников, растение, если ему предоставлена возможность выбора, предпочитает аммиачный азот нитратному.

Соли другой кислоты азота - слабой азотистой HNO 2 - называются нитритами и также довольно широко используются в химической и других отраслях промышленности.

Получать соединения азота с минимальными энергетическими затратами при небольших температурах и давлениях ученые стремятся уже давно. Идею о том, что некоторые микроорганизмы могут связывать азот воздуха, первым высказал русский физик П. Коссович в конце XIX в., а выделил из почвы первую азотфиксирующую бактерию другой наш соотечественник - биохимик С. Н. Виноградский в 1890‑е гг. Но лишь в последнее время стал более или менее ясен механизм связывания азота бактериями. Бактерии усваивают азот, превращая его в аммиак, который затем очень быстро превращается в аминокислоты и белки. Процесс идет при участии ферментов.

В лабораториях нескольких стран (в СССР в начале 60‑х гг.) получены комплексные соединения, способные связывать атмосферный азот. Главная роль при этом отводится комплексам, содержащим молибден, железо и магний. В основном уже изучен и разработан механизм этого процесса.

Содержание статьи

АЗОТ, N (nitrogenium), химический элемент (ат. номер 7) VA подгруппы периодической системы элементов. Атмосфера Земли содержит 78% (об.) азота. Чтобы показать, как велики эти запасы азота, отметим, что в атмосфере над каждым квадратным километром земной поверхности находится столько азота, что из него можно получить до 50 млн. т нитрата натрия или 10 млн. т аммиака (соединение азота с водородом), и все же это составляет малую долю азота, содержащегося в земной коре. Существование свободного азота свидетельствует о его инертности и трудности взаимодействия с другими элементами при обычной температуре. Связанный азот входит в состав как органической, так и неорганической материи. Растительный и животный мир содержит азот, связанный с углеродом и кислородом в белках. Помимо этого, известны и могут быть получены в больших количествах азотсодержащие неорганические соединения, такие, как нитраты (NO 3 –), нитриты (NO 2 –), цианиды (CN –), нитриды (N 3–) и азиды (N 3 –).

Историческая справка.

Опыты А.Лавуазье, посвященные исследованию роли атмосферы в поддержании жизни и процессов горения, подтвердили существование относительно инертного вещества в атмосфере. Не установив элементную природу остающегося после сгорания газа, Лавуазье назвал его azote, что на древнегреческом означает «безжизненный». В 1772 Д.Резерфорд из Эдинбурга установил, что этот газ является элементом, и назвал его «вредный воздух». Латинское название азота происходит от греческих слов nitron и gen, что означает «образующий селитру».

Фиксация азота и азотный цикл.

Термин «фиксация азота» означает процесс связывания атмосферного азота N 2 . В природе это может происходить двумя путями: либо бобовые растения, например горох, клевер и соя, накапливают на своих корнях клубеньки, в которых бактерии, фиксирующие азот, превращают его в нитраты, либо происходит окисление атмосферного азота кислородом в условиях разряда молнии. С.Аррениус установил, что таким способом фиксируется до 400 млн. т азота ежегодно. В атмосфере оксиды азота соединяются с дождевой водой, образуя азотную и азотистую кислоты. Кроме того, установлено, что с дождем и снегом на каждый гектар земли попадает ок. 6700 г азота; достигая почвы, они превращаются в нитриты и нитраты. Растения используют нитраты для образования растительных белковых веществ. Животные, питаясь этими растениями, усваивают белковые вещества растений и превращают их в животные белки. После смерти животных и растений происходит их разложение, азотные соединения превращаются в аммиак. Аммиак используется двумя путями: бактерии, не образующие нитратов, разрушают его до элементов, выделяя азот и водород, а другие бактерии образуют из него нитриты, которые другими бактериями окисляются до нитратов. Таким образом происходит круговорот азота в природе, или азотный цикл.

Строение ядра и электронных оболочек.

В природе существуют два стабильных изотопа азота: с массовым числом 14 ( содержит 7 протонов и 7 нейтронов) и с массовым числом 15 ( содержит 7 протонов и 8 нейтронов). Их соотношение составляет 99,635:0,365, поэтому атомная масса азота равна 14,008. Нестабильные изотопы азота 12 N, 13 N, 16 N, 17 N получены искусственно. Схематически электронное строение атома азота таково: 1s 2 2s 2 2p x 1 2p y 1 2p z 1 . Следовательно, на внешней (второй) электронной оболочке находится 5 электронов, которые могут участвовать в образовании химических связей; орбитали азота могут также принимать электроны, т.е. возможно образование соединений со степенью окисления от (–III) до (V), и они известны.

Молекулярный азот.

Из определений плотности газа установлено, что молекула азота двухатомна, т.е. молекулярная формула азота имеет вид Nє N (или N 2). У двух атомов азота три внешних 2p -электрона каждого атома образуют тройную связь:N:::N:, формируя электронные пары. Измеренное межатомное расстояние N–N равно 1,095 Å. Как и в случае с водородом (см . ВОДОРОД) , существуют молекулы азота с различным спином ядра – симметричные и антисимметричные. При обычной температуре соотношение симметричной и антисимметричной форм равно 2:1. В твердом состоянии известны две модификации азота: a – кубическая и b – гексагональная с температурой перехода a ® b –237,39° С. Модификация b плавится при –209,96° С и кипит при –195,78° C при 1 атм (см . табл. 1).

Энергия диссоциации моля (28,016 г или 6,023Ч 10 23 молекул) молекулярного азота на атомы (N 2 2N) равна примерно –225 ккал. Поэтому атомарный азот может образовываться при тихом электрическом разряде и химически более активен, чем молекулярный азот.

Получение и применение.

Способ получения элементного азота зависит от требуемой его чистоты. В огромных количествах азот получают для синтеза аммиака, при этом допустимы небольшие примеси благородных газов.

Азот из атмосферы.

Экономически выделение азота из атмосферы обусловлено дешевизной метода сжижения очищенного воздуха (пары воды, CO 2 , пыль, другие примеси удалены). Последовательные циклы сжатия, охлаждения и расширения такого воздуха приводят к его сжижению. Жидкий воздух подвергают фракционной перегонке при медленном подъеме температуры. Первыми выделяются благородные газы, затем азот, и остается жидкий кислород. Очистка достигается многократностью процессов фракционирования. Таким методом производят многие миллионы тонн азота ежегодно, преимущественно для синтеза аммиака, который является исходным сырьем в технологии производства различных азотсодержащих соединений для промышленности и сельского хозяйства. Кроме того, очищенную азотную атмосферу часто используют, когда недопустимо присутствие кислорода.

Лабораторные способы.

Азот в небольших количествах можно получать в лаборатории разными способами, окисляя аммиак или ион аммония, например:

Очень удобен процесс окисления иона аммония нитрит-ионом:

Известны и другие способы – разложение азидов при нагревании, разложение аммиака оксидом меди(II), взаимодействие нитритов с сульфаминовой кислотой или мочевиной:

При каталитическом разложении аммиака при высокой температуре тоже можно получить азот:

Физические свойства.

Некоторые физические свойства азота приведены в табл. 1.

Химические свойства.

Как уже было отмечено, преобладающим свойством азота при обычных условиях температуры и давления является его инертность, или малая химическая активность. Электронная структура азота содержит электронную пару на 2s -уровне и три наполовину заполненные 2р -орбитали, поэтому один атом азота может связывать не более четырех других атомов, т.е. его координационное число равно четырем. Небольшой размер атома также ограничивает количество атомов или групп атомов, которые могут быть связаны с ним. Поэтому многие соединения других членов подгруппы VA либо вовсе не имеют аналогов среди соединений азота, либо аналогичные соединения азота оказываются нестабильными. Так, PCl 5 – стабильное соединение, а NCl 5 не существует. Атом азота способен связываться с другим атомом азота, образуя несколько достаточно стабильных соединений, такие, как гидразин N 2 H 4 и азиды металлов MN 3 . Такой тип связи необычен для химических элементов (за исключением углерода и кремния). При повышенных температурах азот реагирует со многими металлами, образуя частично ионные нитриды M x N y . В этих соединениях азот заряжен отрицательно. В табл. 2 приведены степени окисления и примеры соответствующих соединений.

Нитриды.

Соединения азота с более электроположительными элементами, металлами и неметаллами – нитриды – похожи на карбиды и гидриды. Их можно разделить в зависимости от характера связи M–N на ионные, ковалентные и с промежуточным типом связи. Как правило, это кристаллические вещества.

Ионные нитриды.

Связь в этих соединениях предполагает переход электронов от металла к азоту с образованием иона N 3– . К таким нитридам относятся Li 3 N, Mg 3 N 2 , Zn 3 N 2 и Cu 3 N 2 . Кроме лития, другие щелочные металлы IA подгруппы нитридов не образуют. Ионные нитриды имеют высокие температуры плавления, реагируют с водой, образуя NH 3 и гидроксиды металлов.

Ковалентные нитриды.

Когда электроны азота участвуют в образовании связи совместно с электронами другого элемента без перехода их от азота к другому атому, образуются нитриды с ковалентной связью. Нитриды водорода (например, аммиак и гидразин) полностью ковалентны, как и галогениды азота (NF 3 и NCl 3). К ковалентным нитридам относятся, например, Si 3 N 4 , P 3 N 5 и BN – высокостабильные белые вещества, причем BN имеет две аллотропные модификации: гексагональную и алмазоподобную. Последняя образуется при высоких давлениях и температурах и имеет твердость, близкую к твердости алмаза.

Нитриды с промежуточным типом связи.

Переходные элементы в реакции с NH 3 при высокой температуре образуют необычный класс соединений, в которых атомы азота распределены между регулярно расположенными атомами металла. В этих соединениях нет четкого смещения электронов. Примеры таких нитридов – Fe 4 N, W 2 N, Mo 2 N, Mn 3 N 2 . Эти соединения, как правило, совершенно инертны и обладают хорошей электрической проводимостью.

Водородные соединения азота.

Азот и водород взаимодействуют, образуя соединения, отдаленно напоминающие углеводороды . Стабильность азотоводородов уменьшается с увеличением числа атомов азота в цепи в отличие от углеводородов, которые устойчивы и в длинных цепях. Наиболее важные нитриды водорода – аммиак NH 3 и гидразин N 2 H 4 . К ним относится также азотистоводородная кислота HNNN (HN 3).

Аммиак NH3.

Аммиак – один из наиболее важных промышленных продуктов современной экономики. В конце 20 в. США производили ок. 13 млн. т аммиака ежегодно (в пересчете на безводный аммиак).

Строение молекулы.

Молекула NH 3 имеет почти пирамидальное строение. Угол связи H–N–H составляет 107° , что близко к величине тетраэдрического угла 109° . Неподеленная электронная пара эквивалентна присоединенной группе, в результате координационное число азота равно 4 и азот располагается в центре тетраэдра.

Cвойства аммиака.

Некоторые физические свойств аммиака в сравнении с водой приведены в табл. 3.

Температуры кипения и плавления у аммиака намного ниже, чем у воды, несмотря на близость молекулярных масс и сходство строения молекул. Это объясняется относительно большей прочностью межмолекулярных связей у воды, чем у аммиака (такая межмолекулярная связь называется водородной).

Аммиак как растворитель.

Высокая диэлектрическая проницаемость и дипольный момент жидкого аммиака позволяют использовать его как растворитель для полярных или ионных неорганических веществ. Аммиак-растворитель занимает промежуточное положение между водой и органическими растворителями типа этилового спирта. Щелочные и щелочноземельные металлы растворяются в аммиаке, образуя темносиние растворы. Можно полагать, что в растворе происходит сольватация и ионизация валентных электронов по схеме

Синий цвет связывают с сольватацией и движением электронов или с подвижностью «дырок» в жидкости. При высокой концентрации натрия в жидком аммиаке раствор принимает бронзовую окраску и отличается высокой электропроводностью. Несвязанный щелочной металл можно выделить из такого раствора испарением аммиака или добавлением хлорида натрия. Растворы металлов в аммиаке являются хорошими восстановителями. В жидком аммиаке происходит автоионизация

аналогично процессу, протекающему в воде:

Некоторые химические свойства обеих систем сопоставлены в табл. 4.

Жидкий аммиак как растворитель имеет преимущество в некоторых случаях, когда невозможно проводить реакции в воде из-за быстрого взаимодействия компонентов с водой (например, окисление и восстановление). Например, в жидком аммиаке кальций реагирует с KCl с образованием CaCl 2 и K, поскольку CaCl 2 нерастворим в жидком аммиаке, а К растворим, и реакция протекает полностью. В воде такая реакция невозможна из-за быстрого взаимодействия Ca с водой.

Получение аммиака.

Газообразный NH 3 выделяется из солей аммония при действии сильного основания, например, NaOH:

Метод применим в лабораторных условиях. Небольшие производства аммиака основаны также на гидролизе нитридов, например Mg 3 N 2 , водой. Цианамид кальция CaCN 2 при взаимодействии с водой также образует аммиак. Основным промышленным методом получения аммиака является каталитический синтез его из атмосферного азота и водорода при высоких температуре и давлении:

Водород для этого синтеза получают термическим крекингом углеводородов, действием паров воды на уголь или железо, разложением спиртов парами воды или электролизом воды. На синтез аммиака получено множество патентов, отличающихся условиями проведения процесса (температура, давление, катализатор). Существует способ промышленного получения при термической перегонке угля. С технологической разработкой синтеза аммиака связаны имена Ф.Габера и К.Боша.

Химические свойства аммиака.

Кроме реакций, упомянутых в табл. 4, аммиак реагирует с водой, образуя соединение NH 3 Ч H 2 O, которое часто ошибочно считают гидроксидом аммония NH 4 OH; в действительности существование NH 4 OH в растворе не доказано. Водный раствор аммиака («нашатырный спирт») состоит преимущественно из NH 3 , H 2 O и и малых концентраций ионов NH 4 + и OH – , образующихся при диссоциации

Основной характер аммиака объясняется наличием неподеленной электронной пары азота:NH 3 . Поэтому NH 3 – это основание Льюиса, которое имеет высшую нуклеофильную активность, проявляемую в форме ассоциации с протоном, или ядром атома водорода:

Любые ион или молекула, способные принимать электронную пару (электрофильное соединение), будут взаимодействовать с NH 3 с образованием координационного соединения. Например:

Символ M n + представляет ион переходного металла (B-подгруппы периодической таблицы, например, Cu 2+ , Mn 2+ и др.). Любая протонная (т.е. Н-содержащая) кислота реагирует с аммиаком в водном растворе с образованием солей аммония, таких, как нитрат аммония NH 4 NO 3 , хлорид аммония NH 4 Cl, сульфат аммония (NH 4) 2 SO 4 , фосфат аммония (NH 4) 3 PO 4 . Эти соли широко применяются в сельском хозяйстве как удобрения для введения азота в почву. Нитрат аммония кроме того применяют как недорогое взрывчатое вещество; впервые оно было применено с нефтяным топливом (дизельным маслом). Водный раствор аммиака применяют непосредственно для введения в почву или с орошающей водой. Мочевина NH 2 CONH 2 , получаемая синтезом из аммиака и углекислого газа, также является удобрением. Газообразный аммиак реагирует с металлами типа Na и K с образованием амидов:

Аммиак реагирует с гидридами и нитридами также с образованием амидов:

Амиды щелочных металлов (например, NaNH 2) реагируют с N 2 O при нагревании, образуя азиды:

Газообразный NH 3 восстанавливает оксиды тяжелых металлов до металлов при высокой температуре, по-видимому, благодаря водороду, образующемуся в результате разложения аммиака на N 2 и H 2:

Атомы водорода в молекуле NH 3 могут замещаться на галоген. Иод реагирует с концентрированным раствором NH 3 , образуя смесь веществ, содержащую NI 3 . Это вещество очень неустойчиво и взрывается при малейшем механическом воздействии. При реакции NH 3 c Cl 2 образуются хлорамины NCl 3 , NHCl 2 и NH 2 Cl. При воздействии на аммиак гипохлорита натрия NaOCl (образуется из NaOH и Cl 2) конечным продуктом является гидразин:

Гидразин.

Приведенные выше реакции представляют собой способ получения моногидрата гидразина состава N 2 H 4 Ч H 2 O. Безводный гидразин образуется при специальной перегонке моногидрата с BaO или другими водоотнимающими веществами. По свойствам гидразин слегка напоминает пероксид водорода H 2 O 2 . Чистый безводный гидразин – бесцветная гигроскопичная жидкость, кипящая при 113,5° C; хорошо растворяется в воде, образуя слабое основание

В кислой среде (H +) гидразин образует растворимые соли гидразония типа + X – . Легкость, с которой гидразин и некоторые его производные (например, метилгидразин) реагируют с кислородом, позволяет использовать его в качестве компонента жидкого ракетного топлива. Гидразин и все его производные сильно ядовиты.

Оксиды азота.

В соединениях с кислородом азот проявляет все степени окисления, образуя оксиды: N 2 O, NO, N 2 O 3 , NO 2 (N 2 O 4), N 2 O 5 . Имеется скудная информация об образовании пероксидов азота (NO 3 , NO 4). 2HNO 2 . Чистый N 2 O 3 может быть получен в виде голубой жидкости при низких температурах (–20

При комнатной температуре NO 2 – газ темнокоричневого цвета, обладает магнитными свойствами благодаря наличию неспаренного электрона. При температурах ниже 0° C молекула NO 2 димеризуется в тетраоксид диазота, причем при –9,3° C димеризация протекает полностью: 2NO 2 N 2 O 4 . В жидком состоянии недимеризовано только 1% NO 2 , а при 100° C остается в виде димера 10% N 2 O 4 .

NO 2 (или N 2 O 4) реагирует в теплой воде с образованием азотной кислоты: 3NO 2 + H 2 O = 2HNO 3 + NO. Технология NO 2 поэтому очень существенна как промежуточная стадия получения промышленно важного продукта – азотной кислоты.

Оксид азота(V)

N 2 O 5 (устар . ангидрид азотной кислоты) – белое кристаллическое вещество, получается обезвоживанием азотной кислоты в присутствии оксида фосфора P 4 O 10:

Азотистая кислота

HNO 2 не существует в чистом виде, однако водные растворы ее невысокой концентрации образуются при добавлении серной кислоты к нитриту бария:

Азотистая кислота образуется также при растворении эквимолярной смеси NO и NO 2 (или N 2 O 3) в воде. Азотистая кислота немного сильнее уксусной кислоты. Степень окисления азота в ней +3 (ее структура H–O–N=O), т.е. она может являться и окислителем, и восстановителем. Под действием восстановителей она восстанавливается обычно до NO, а при взаимодействии с окислителями окисляется до азотной кислоты.

Скорость растворения некоторых веществ, например металлов или иодид-иона, в азотной кислоте зависит от концентрации азотистой кислоты, присутствующей в виде примеси. Соли азотистой кислоты – нитриты – хорошо растворяются в воде, кроме нитрита серебра. NaNO 2 применяется в производстве красителей.

Азотная кислота

HNO 3 – один из наиболее важных неорганических продуктов основной химической промышленности. Она используется в технологиях множества других неорганических и органических веществ, например, взрывчатых веществ, удобрений, полимеров и волокон, красителей, фармацевтических препаратов и др.

Литература:

Справочник азотчика . М., 1969
Некрасов Б.В. Основы общей химии . М., 1973
Проблемы фиксации азота. Неорганическая и физическая химия . М., 1982

Азот

Азот (от греч. бzфos - безжизненный, лат. Nitrogenium), N, химический элемент V группы периодической системы Менделеева, атомный номер 7, атомная масса 14,0067; бесцветный газ, не имеющий запаха и вкуса.

Историческая справка . Соединения А. - селитра, азотная кислота, аммиак - были известны задолго до получения А. в свободном состоянии. В 1772 Д. Резерфорд, сжигая фосфор и др. вещества в стеклянном колоколе, показал, что остающийся после сгорания газ, названный им "удушливым воздухом", не поддерживает дыхания и горения. В 1787 А. Лавуазье установил, что "жизненный" и "удушливый" газы, входящие в состав воздуха, это простые вещества, и предложил название "А.". В 1784 Г. Кавендиш показал, что А. входит в состав селитры; отсюда и происходит латинское название А. (от позднелатинское nitrum - селитра и греческое gennao - рождаю, произвожу), предложенное в 1790 Ж. А. Шапталем. К началу 19 в. были выяснены химическая инертность А. в свободном состоянии и исключительная роль его в соединениях с др. элементами в качестве связанного азота. С тех пор "связывание" А. воздуха стало одной из важнейших технических проблем химии.

Распространённость в природе . А. - один из самых распространённых элементов на Земле, причём основная его масса (около 4ґ1015 т) сосредоточена в свободном состоянии в атмосфере. В воздухе свободный А. (в виде молекул N2) составляет 78,09% по объёму (или 75,6% по массе), не считая незначительных примесей его в виде аммиака и окислов. Среднее содержание А. в литосфере 1,9ґ10-3% по массе. Природные соединения А. - хлористый аммоний NH4Cl и различные нитраты (см. Селитры.) Крупные скопления селитры характерны для сухого пустынного климата (Чили, Средняя Азия). Долгое время селитры были главным поставщиком А. для промышленности (сейчас основное значение для связывания А. имеет промышленный синтез аммиака из А. воздуха и водорода). Небольшие количества связанного А. находятся в каменном угле (1-2,5%) и нефти (0,02-1,5%), а также в водах рек, морей и океанов. А. накапливается в почвах (0,1%) и в живых организмах (0,3%).

Хотя название "А." означает "не поддерживающий жизни", на самом деле это - необходимый для жизнедеятельности элемент (см. Азот в организме). В белке животных и человека содержится 16 - 17% А. В организмах плотоядных животных белок образуется за счёт потребляемых белковых веществ, имеющихся в организмах травоядных животных и в растениях. Растения синтезируют белок, усваивая содержащиеся в почве азотистые вещества, главным образом неорганические. Значительные количества А. поступают в почву благодаря азотфиксирующим микроорганизмам, способным переводить свободный А. воздуха в соединения А. (см. Азотфиксация).

В природе осуществляется круговорот А. (см. Круговорот веществ), главную роль в котором играют микроорганизмы - нитрофицирующие, денитрофицирующие, азотфиксирующие и др. Однако в результате извлечения из почвы растениями огромного количества связанного А. (особенно при интенсивном земледелии) почвы оказываются обеднёнными А. Дефицит А. характерен для земледелия почти всех стран, наблюдается дефицит А. и в животноводстве ("белковое голодание"). На почвах, бедных доступным А., растения плохо развиваются. Азотные удобрения и белковая подкормка животных - важнейшее средство подъёма сельского хозяйства. Хозяйственная деятельность человека нарушает круговорот А. Так, сжигание топлива обогащает атмосферу А., а заводы, производящие удобрения, связывают А. воздуха. Транспортировка удобрений и продуктов сельского хозяйства перераспределяет А. на поверхности земли.

А.- четвёртый по распространённости элемент Солнечной системы (после водорода, гелия и кислорода) (см. Космохимия).

Изотопы, атом, молекула . Природный А. состоит из двух стабильных изотопов: 14N (99,635%) и 15N (0,365%). Изотоп 15N применяют в химических и биохимических исследованиях в качестве меченого атома. Из искусственных радиоактивных изотопов А. наибольший период полураспада имеет 13N (T1/2 = 10,08 мин), остальные весьма короткоживущие. В верхних слоях атмосферы, под действием нейтронов космического излучения, 14N превращается в радиоактивный изотоп углерода 14C. Этот процесс используют и в ядерных реакциях для получения 14C (см. Углерод). Внешняя электронная оболочка атома А. состоит из 5 электронов (одной неподелённой пары и трёх неспаренных - конфигурация 2s22p3, см. Атом). Чаще всего А. в соединениях З-ковалентен за счёт неспаренных электронов (как в аммиаке NH3). Наличие неподелённой пары электронов может приводить к образованию ещё одной ковалентной связи, и А. становится 4-ковалентным (как в ионе аммония NH4+). Степени окисления А. меняются от +5 (в N205) до -3 (в NH3). В обычных условиях в свободном состоянии А. образует молекулу N2, где атомы N связаны тремя ковалентными связями. Молекула А. очень устойчива: энергия диссоциации её на атомы составляет 942,9 кдж/моль (225,2 ккал/моль), поэтому даже при t около 3300°C степень диссоциации А. составляет лишь около 0,1%.

Физические и химические свойства . А. немного легче воздуха; плотность 1,2506 кг/м3 (при 0°C и 101325 н/м2 или 760 мм рт. ст.), tпл -209,86°C, tкип -195,8?C. А. сжижается с трудом: его критическая температура довольно низка (-147,1 °C), а критическое давление высоко 3,39 Мн/м2 (34,6 кгс/см2); плотность жидкого А. 808 кг{м3. В воде А. менее растворим, чем кислород: при 0°C в 1 м3 Н2О растворяется 23,3 г А. Лучше, чем в воде, А. растворим в некоторых углеводородах.

Только с такими активными металлами, как литий, кальций, магний, А. взаимодействует при нагревании до сравнительно невысоких температур. С большинством других элементов А. реагирует при высокой температуре и в присутствии катализаторов. Хорошо изучены соединения А. с кислородом N2O, NO, N2O3, NO2 и N2O5 (см. Азота окислы). Из них при непосредственном взаимодействии элементов (4000?C) образуется окись NO, которая при охлаждении легко окисляется далее до двуокиси NO2. В воздухе окислы А. образуются при атмосферных разрядах. Их можно получить также действием на смесь А. с кислородом ионизирующих излучений (см. Радиационная химия). При растворении в воде азотистого N2О3 и азотного N2О5 ангидридов соответственно получаются азотистая кислота HNO2 и азотная кислота HNO3, образующие соли - нитриты и нитраты. С водородом А. соединяется только при высокой температуре и в присутствии катализаторов, при этом образуется аммиак NH3. Кроме аммиака, известны и другие многочисленные соединения А. с водородом, например гидразин H2N-NH2, диимид HN=NH, азотистоводородная кислота HN3(H-N=NєN), октазон N8H14 и др.; большинство соединений А. с водородом выделено только в виде органических производных. С галогенами А. непосредственно не взаимодействует, поэтому все галогениды А. получают только косвенным путём, например фтористый азот NF3- при взаимодействии фтора с аммиаком. Как правило, галогениды А. - малостойкие соединения (за исключением NF3); более устойчивы оксигалогениды А. - NOF, NOCI, NOBr, N02F и NO2CI. С серой также не происходит непосредственного соединения А.; азотистая сера N4S4 получается в результате реакции жидкой серы с аммиаком. При взаимодействии раскалённого кокса с А. образуется циан (CN).;. Нагреванием А. с ацетиленом C2H2 до 1500?C может быть получен цианистый водород HCN. Взаимодействие А. с металлами при высоких температурах приводит к образованию нитридов (например, Mg3N2).

При действии на обычный А. электрических разрядов [давление 130 - 270 н/м2 (1- 2 мм рт ст)] или при разложении нитридов В, Ti, Mg и Са, а также при электрических разрядах в воздухе может образоваться активный А., представляющий собой смесь молекул и атомов А., обладающих повышенным запасом энергии. В отличие от молекулярного, активный А. весьма энергично взаимодействует с кислородом, водородом, парами серы, фосфором и некоторыми металлами.

А. входит в состав очень многих важнейших органических соединений (амины, аминокислоты, нитросоединения и др.).

Получение и применение . В лаборатории А. легко может быть получен при нагревании концентрированного раствора нитрита аммония: NH4NO2 = N2 + 2H2О. Технический способ получения А. основан на разделении предварительно сжиженного воздуха, который затем подвергается разгонке (см. Газов разделения).

Основная часть добываемого свободного А. используется для промышленного производства аммиака, который затем в значительных количествах перерабатывается на азотную кислоту, удобрения, взрывчатые вещества и т. д. Помимо прямого синтеза аммиака из элементов, промышленное значение для связывания А. воздуха имеет разработанный в 1905 цианамидный метод, основанный на том, что при 1000?C карбид кальция (получаемый накаливанием смеси извести и угля в электрической печи) реагирует со свободным А.: СаС? + N? -= CaCN? + С. Образующийся цианамид кальция при действии перегретого водяного пара разлагается с выделением аммиака:

CaCN+ЗН2О=СаСО3+2NH3.

Свободный А. применяют во многих отраслях промышленности: как инертную среду при разнообразных химических и металлургических процессах, для заполнения свободного пространства в ртутных термометрах, при перекачке горючих жидкостей и т. д. Жидкий А. находит применение в различных холодильных установках. Его хранят и транспортируют в стальных сосудах Дьюара, газообразный А. в сжатом виде - в баллонах. Широко применяют многие соединения А. производство связанного А. стало усиленно развиваться после 1-й мировой войны и сейчас достигло огромных масштабов.

МОБУСОШ №2

Реферат по химии на тему:

“Характеристика элементов подгруппы азота”

Подготовил: Насертдинов К.

Проверил (а):

Агидель-2008

2.1.1 Свойства азота

2.1.2 Применение азота

2.2 Аммиак

2.2.1 Свойства аммиака

2.2.2 Применение аммиака

2.2.3 Оксиды азота

2.3 Азотная кислота

2.3.3 Применение азотной кислоты и ее солей

2.4 Фосфор

2.4.1 Соединения фосфора

2.4.2 Применение фосфора и его соединений

2.5 Минеральные удобрения

Литература

1. Характеристика элементов подгруппы азота

Азот - важнейшая составная часть атмосферы (78% ее объема). В природе встречается в белках, в залежах нитрата натрия. Природный азот состоит из двух изотопов: 14 N (99,635% массы) и 15 N (0,365% массы).

Фосфор входит в состав всех живых организмов. В природе встречается в виде минералов. Фосфор широко применяется в медицине, сельском хозяйстве, авиации, при добыче драгметаллов.

Мышьяк, сурьма и висмут распространены достаточно широко, в основном в виде сульфидных руд. Мышьяк - один из элементов жизни, способствующий росту волос. Соединения мышьяка ядовиты, но в малых дозах могут оказывать лечебное свойства. Мышьяк применяется в медицине и ветеринарии.

2. Строение и характеристика атомов

Элементы подгруппы на внешнем электрослое имеют пять электронов. Они могут отдавать их, и могут притягивать к себе еще три электрона от других атомов. Поэтому степень окисления у них от - 3 до +5. Их летучие водородные и высшие кислородные соединения имеют кислотный характер и обозначаются общими формулами: RH 3 и R 2 O 5 .

У элементов подгруппы неметаллические свойства, а вместе с тем и способность к притягиванию электронов меньше, чем у элементов подгрупп галогенов и кислорода.

В подгруппе азота в периодической системе при переходе элементов сверху вниз металлические свойства увеличиваются.

Азот и фосфор - неметаллы, у мышьяка и сурьмы наблюдаются свойства металлов, висмут - металл.

Таблица свойств простых веществ элементов подгруппы азота.

2.1 Азот

Азот является начальным и важнейшим элементом подгруппы. Азот - типичный неметаллический элемент. В отличие от других элементов подгруппы, азот не имеет возможности увеличения валентности. Электронная структура представлена семью электронами, расположенными на двух энергетических уровнях. Электронная формула: 1s 2 2s 2 2p 3 . Степени окисления азота: - 3,+5,-2,-1,+1,+2,+3,+4. Атом азота имеет высокую химическую активность, он присоединяет электроны активнее атомов серы и фосфора.

2.1.1 Свойства азота

Азот при нормальных условиях - молекулярное, газообразное, малоактивное вещество, молекула состоит из двух атомов; бесцветный газ, не имеет запаха, мало растворим в воде, немного легче воздуха, не реагирует с кислородом, при - 196 о С сжимается, при - 210 о С превращается в снегоподобную массу.

Азот химически малоактивен. Он не поддерживает ни дыхания, ни горения. При комнатной температуре реагирует только с литием, образуя Li 3 N. Для разрыва молекулы азота следует затратить 942 кДж/моль энергии. Реакции, в которые вступает азот, являются окислительно-восстановительными, где азот проявляет свойства как окислителя, так и восстановителя.

При повышенной температуре азот соединяется со многими металлами, при комнатной - только с литием. С неметаллами азот взаимодействует при еще большей температуре. Благодаря этому, возможна жизнь на нашей планете, так как если бы азот вступал бы в реакцию при небольших температурах, то он среагировал с кислородом, вместе с которым входит в состав воздуха, и живые существа не смогли бы дышать этой смесью газов.

2.1.2 Применение азота

Азот в промышленности получают из воздуха, используя различие температур кипения азота и кислорода.

Азот применяют в химической промышленности для получения аммиака, мочевины и проч.; в электротехнике при создании электроламп, перекачке горючих жидкостей, сушке взрывчатых веществ и проч.

2.2 Аммиак

Аммиак - одно из важнейших водородных соединений азота. Он имеет огромное практическое значение. Жизнь на Земле во многом обязана некоторым бактериям, которые могут перерабатывать азот воздуха в аммиак.

2.2.1 Свойства аммиака

Молекула аммиака образуется за счет спаривания трех p-электронов атома азота с тремя s-электронами атомов водорода. Степень окисления: - 3. Молекула аммиака сильно полярна.

Аммиак - бесцветный газ с резким запахом, почти в два раза легче воздуха. При охлаждении до - 33 о С он сжимается. Аммиак хорошо растворяется в воде.

Аммиак - химически активное соединение, вступающее в реакцию со многими веществами. Чаще всего это реакции окисления и соединения. В окислительно-восстановительных реакциях аммиак выступает только в качестве восстановителя. Аммиак горит в кислороде, активно соединяется с водой и кислотами.

2.2.2 Применение аммиака

Аммиак используют для производства азотной кислоты и азотосодержащих минеральных удобрений, солей, соды. В жидком виде его применяют в холодильном деле. Аммиак применяют в медицине для создания нашатырного спирта; в быту в составе пятновыводящих средств, а также в химических лабораториях. Соли аммония применяют для производства взрывчатых веществ, удобрений, электробатарей, для обработки и сварки металлов.

2.2.3 Оксиды азота

Для азота известны оксиды, отвечающие всем его положительным степеням окисления (+1,+2,+3,+4,+5): N 2 O, NO, N 2 O 3 , NO 2 , N 2 O 4 , N 2 O 5 . При обычных условиях азот с кислородом не взаимодействует, только при пропускании через их смесь электрического разряда.

Таблица свойств оксидов азота.

2.3 Азотная кислота

2.3.1 Свойства азотной кислоты

Молекула азотной кислоты HNO 3 состоит из трех элементов, соединенных между собой ковалентными связями. Это молекулярное вещество, содержащее предельно окисленный атом азота. Однако валентность азота в кислоте равна четырем вместо обычной степени окисления азота.

Чистая азотная кислота - бесцветная жидкость, дымящаяся на воздухе, с едким запахом. Концентрированная азотная кислота окрашена в желтый цвет. Плотность азотной кислоты равна 1,51 г/см 3 , температура кипения 86 о С, а при температуре - 41,6 о С она затвердевает в виде прозрачной кристаллической массы. Кислота растворяется в воде и водном растворе является электролитом.

Разбавленная азотная кислота проявляет свойства, общие для всех кислот. Она является сильным окислителем. При комнатной температуре кислота разлагается на оксид азота (IV), кислород и воду, поэтому ее хранят в темных бутылях в прохладе. Она реагирует с металлами (кроме золота и платины), как с активными, так и с малоактивными.

Многие неметаллы окисляются азотной кислотой. Азотная кислота, особенно концентрированная, окисляет органические вещества. Животные и растительные ткани быстро разрушаются при попадании на них азотной кислоты.

2.3.2 Соли азотной кислоты и их свойства

Соли азотной кислоты, нитраты, образуются при взаимодействии кислоты с металлами, оксидами металлов, основаниями, аммиаком, а также с некоторыми солями.

Нитраты - твердые кристаллические вещества, хорошо растворяются в воде, сильные электролиты. При нагревании разлагаются с выделением кислорода. Имеет ряд специфических свойств как окислителя. В зависимости от характера металла, реакция разложения протекает по-разному.

Качественную реакцию на нитрат-ион (растворы азотной кислоты и ее соли) проводят так: в пробирку с исследуемым веществом добавляют медные стружки, доливают концентрат серной кислоты и нагревают. Выделение бурого газа свидетельствует о наличии нитрат-иона.

Азот - это всем известный химический элемент, который обозначается буквой N. Этот элемент, пожалуй, основа неорганической химии, его начинают подробно изучать еще в 8 классе. В данной статье мы рассмотрим данный химический элемент, а также его свойства и типы.

История открытия химического элемента

Азот - это элемент, который впервые был представлен знаменитым французским химиком Антуаном Лавуазье. Но за звание первооткрывателя азота борются многие ученые, среди них и Генри Кавендиш, Карл Шееле, Даниэль Резерфорд.

В результате опыта первым выделил химический элемент, но так и не понял, что он получил простое вещество. О своем опыте он сообщил который тоже проделывал ряд исследований. Вероятно, Пристли тоже удалось выделить этот элемент, но ученый не смог понять, что именно он получил, поэтому не заслужил звание первооткрывателя. Карл Шееле одновременно с ними проводил те же исследования, но не пришел к нужному выводу.

В том же году Даниэль Резерфорд сумел не только получить азот, но и описать его, опубликовать диссертацию и указать основные химические свойства элемента. Но даже Резерфорд так до конца и не понял, что он получил. Однако именно его считают первооткрывателем, потому что он был ближе всех к разгадке.

Происхождение названия азота

С греческого "азот" переводится как "безжизненный". Именно Лавуазье трудился над правилами номенклатуры и решил так назвать элемент. В 18 веке про этот элемент было известно лишь то, что он не поддерживает ни ни дыхания. Поэтому данное название приняли.

В латинском языке азот называется "нитрогениум", что в перевод означает "рождающий селитру". Из латинского языка и появилось обозначение азота - буква N. Но само название во многих странах не прижилось.

Распространенность элемента

Азот - это, пожалуй, один из самых распространенных элементов на нашей планете, он занимает четвертое место по распространенности. Элемент также найден в солнечной атмосфере, на планетах Уран и Нептун. Из азота состоят атмосферы Титана, Плутона и Тритона. Помимо этого, атмосфера Земли состоит на 78-79 процентов из этого химического элемента.

Азот играет важную биологическую роль, ведь он необходим для существования растений и животных. Даже тело человека содержит от 2 до 3 процентов этого химического элемента. Входит в состав хлорофилла, аминокислот, белков, нуклеиновых кислот.

Жидкий азот

Жидкий азот - это бесцветная прозрачная жидкость, является одним из агрегатных состояний химического азот широко используется в промышленности, строительстве и медицине. Он используется при заморозке органических материалов, охлаждения техники, а в медицине для удаления бородавок (эстетическая медицина).

Жидкий азот не токсичен, а также не взрывоопасен.

Молекулярный азот

Молекулярный азот - это элемент, который содержится в атмосфере нашей планеты и образует большую ее часть. Формула молекулярного азота - N 2 . Такой азот вступает в реакции с другими химическими элементами или веществами только при очень высокой температуре.

Физические свойства

При нормальных условиях химический элемент азот - который не имеет запаха, цвета, а также практически не растворим в воде. Азот жидкий по своей консистенции напоминает воду, такой же прозрачный и бесцветный. У азота есть еще одно агрегатное состояние, при температуре ниже -210 градусов он превращается в твердое тело, образует много больших белоснежных кристаллов. Поглощает кислород из воздуха.

Химические свойства

Азот относится к группе неметаллов и перенимает свойства у других химических элементов из этой группы. Как правило, неметаллы не являются хорошими проводниками электричества. Азот образует различные оксиды, например NO (моноокисид). NO или окись азота является мышечным релаксантом (вещество, которое значительно расслабляет мускулатуру и при этом не оказывает никакого вреда и иных влияний на организм человека). Оксиды, где содержится больше атомов азота, например N 2 O - это веселящий газ, чуть-чуть сладковатый на вкус, который используется в медицине как анестезирующее средство. Однако уже оксид NO 2 не имеет никакого отношения к первым двум, ведь это довольно вредный выхлопной газ, который содержится в выхлопах автомобилей и серьезно загрязняет атмосферу.

Азотная кислота, которую образуют атомы водорода, азота и три атома кислорода, является сильной кислотой. Ее широко используют в производстве удобрений, в ювелирном деле, органическом синтезе, военной промышленности (производство взрывчатых веществ, и синтеза отравляющих веществ), производстве красителей, лекарств и др. Азотная кислота очень вредна для организма человека, на коже оставляет язвы и химические ожоги.

Люди ошибочно полагают, что углекислый газ - это азот. На самом деле, по своим химическим свойствам элемент реагирует лишь с небольшим количеством элементов при нормальных условиях. А углекислый газ - это оксид углерода.

Применение химического элемента

Азот в жидком состоянии применяют в медицине для лечения холодом (криотерапии), а также в кулинарии как хладагент.

Этот элемент также нашел широкое применение в промышленности. Азот - это газ, который взрыво- и пожаробезопасен. Помимо этого, он препятствует гниению и окислению. Сейчас азот используют в шахтах с целью создания взрывобезопасной среды. Газообразный азот применяют в нефтехимии.

В химической промышленности без азота обойтись очень нелегко. Его используют для синтеза различных веществ и соединений, например некоторых удобрений, аммиака, взрывчатых веществ, красителей. Сейчас большое количество азота используют для синтеза аммиака.

В пищевой промышленности это вещество зарегистрировано как пищевая добавка.

Смесь или чистое вещество?

Даже ученые первой половины 18 века, которым удалось выделить химический элемент, думали, что азот - это смесь. Но существует большая разница между этими понятиями.

Имеет целый комплекс постоянных свойств, таких как состав, физические и химические свойства. А смесь - это соединение, в которое входит два или больше химических элемента.

Сейчас мы знаем, что азот - это чистое вещество, так как он является химическим элементом.

При изучении химии очень важно понять, что азот является основой всей химии. Он образует различные соединения, которые всем нам встречаются, это и веселящий газ, и бурый газ, и аммиак, и азотная кислота. Недаром химия в школе начинается именно с изучения такого химического элемента, как азот.