Азот та його застосування. Водневі сполуки азоту

МОБУСОШ №2

Реферат з хімії на тему:

"Характеристика елементів підгрупи азоту"

Підготував: Насертдінов До.

Перевірив(ла):

Агідель-2008

2.1.1 Властивості азоту

2.1.2 Застосування азоту

2.2 Аміак

2.2.1 Властивості аміаку

2.2.2 Застосування аміаку

2.2.3 Оксиди азоту

2.3 Азотна кислота

2.3.3 Застосування азотної кислоти та її солей

2.4 Фосфор

2.4.1 З'єднання фосфору

2.4.2 Застосування фосфору та його сполук

2.5 Мінеральні добрива

Література

1. Характеристика елементів підгрупи азоту

Азот – найважливіша складова частина атмосфери (78% її обсягу). У природі зустрічається у білках, у покладах нітрату натрію. Природний азот і двох ізотопів: 14 N (99,635% маси) і 15 N (0,365% маси).

Фосфор входить до складу всіх живих організмів. У природі зустрічається як мінералів. Фосфор широко застосовується в медицині, сільському господарстві, авіації, при видобутку дорогоцінних металів.

Миш'як, сурма та вісмут поширені досить широко, в основному у вигляді сульфідних руд. Миш'як - один із елементів життя, що сприяє зростанню волосся. З'єднання миш'яку отруйні, але в малих дозах можуть надавати лікувальні властивості. Миш'як застосовується в медицині та ветеринарії.

2. Будова та характеристика атомів

Елементи підгрупи на зовнішньому електрошарі мають п'ять електронів. Вони можуть віддавати їх і можуть притягувати до себе ще три електрони від інших атомів. Тому ступінь окислення вони мають - 3 до +5. Їхні леткі водневі та вищі кисневі сполуки мають кислотний характер і позначаються загальними формулами: RH 3 і R 2 O 5 .

У елементів підгрупи є неметалеві властивості, а разом з тим і здатність до притягання електронів менша, ніж у елементів підгруп галогенів і кисню.

У підгрупі азоту в періодичній системі при переході елементів зверху донизу металеві властивості збільшуються.

Азот і фосфор – неметали, у миш'яку та сурми спостерігаються властивості металів, вісмут – метал.

Таблиця властивостей простих речовин елементів підгрупи азоту.

2.1 Азот

Азот є початковим та найважливішим елементом підгрупи. Азот – типовий неметалевий елемент. На відміну з інших елементів підгрупи, азот немає можливості збільшення валентності. Електронна структура представлена ​​сімома електронами, розташованими на двох енергетичних рівнях. Електронна формула: 1s 2 2s 2 2p 3 . Ступені окислення азоту: - 3+5,-2,-1,+1,+2,+3,+4. Атом азоту має високу хімічну активність, він приєднує електрони активніше атомів сірки та фосфору.

2.1.1 Властивості азоту

Азот за нормальних умов - молекулярна, газоподібна, малоактивна речовина, молекула складається з двох атомів; безбарвний газ, не має запаху, мало розчинний у воді, трохи легше за повітря, не реагує з киснем, при - 196 про З стискається, при - 210 про З перетворюється на снігоподібну масу.

Азот хімічно малоактивний. Він не підтримує ні подиху, ні горіння. При кімнатній температурі реагує тільки з літієм, утворюючи Li 3 N. Для розриву азотної молекули слід витратити 942 кДж/моль енергії. Реакції, у які вступає азот, є окислювально-відновними, де азот виявляє властивості як окислювача, і відновника.

За підвищеної температури азот з'єднується з багатьма металами, при кімнатній - тільки з літієм. З неметалами азот взаємодіє за ще більшої температури. Завдяки цьому можливе життя на нашій планеті, оскільки якби азот вступав у реакцію при невеликих температурах, то він зреагував з киснем, разом з яким входить до складу повітря, і живі істоти не змогли б дихати цією сумішшю газів.

2.1.2 Застосування азоту

Азот у промисловості отримують із повітря, використовуючи відмінність температур кипіння азоту та кисню.

Азот застосовують у хімічній промисловості для одержання аміаку, сечовини та ін.; в електротехніці при створенні електроламп, перекачуванні горючих рідин, сушінні вибухових речовин та ін.

2.2 Аміак

Аміак - одна з найважливіших водневих сполук азоту. Він має велике практичне значення. Життя Землі багато в чому зобов'язана деяким бактеріям, які можуть переробляти азот повітря на аміак.

2.2.1 Властивості аміаку

Молекула аміаку утворюється за рахунок парування трьох p-електронів атома азоту з трьома s-електронами атомів водню. Ступінь окислення: - 3. Молекула аміаку дуже полярна.

Аміак - безбарвний газ із різким запахом, майже вдвічі легший за повітря. При охолодженні до - 33 ° С він стискається. Аміак добре розчиняється у воді.

Аміак - хімічно активне з'єднання, що входить у реакцію з багатьма речовинами. Найчастіше це реакції окислення та сполуки. В окислювально-відновних реакціях аміак виступає лише як відновник. Аміак горить у кисні, активно з'єднується з водою та кислотами.

2.2.2 Застосування аміаку

Аміак використовують для виробництва азотної кислоти та азотовмісних мінеральних добрив, солей, соди. У рідкому вигляді його застосовують у холодильній справі. Аміак застосовують у медицині для створення нашатирного спирту; у побуті у складі засобів для виведення плям, а також у хімічних лабораторіях. Солі амонію застосовують для виробництва вибухових речовин, добрив, електробатарів, для обробки та зварювання металів.

2.2.3 Оксиди азоту

Для азоту відомі оксиди, що відповідають усім його позитивним ступеням окислення (+1,+2,+3,+4,+5): N 2 O, NO, N 2 O 3 , NO 2 , N 2 O 4 , N 2 O 5 . За звичайних умов азот із киснем не взаємодіє, лише за пропусканні через їх суміш електричного розряду.

Таблиця властивостей оксидів азоту.

2.3 Азотна кислота

2.3.1 Властивості азотної кислоти

Молекула азотної кислоти HNO 3 складається із трьох елементів, з'єднаних між собою ковалентними зв'язками. Це молекулярна речовина, що містить гранично окислений атом азоту. Однак валентність азоту в кислоті дорівнює чотирьом замість звичайного ступеня окиснення азоту.

Чиста азотна кислота - безбарвна рідина, що димить на повітрі, з їдким запахом. Концентрована азотна кислота забарвлена ​​у жовтий колір. Щільність азотної кислоти дорівнює 1,51 г/см 3 температура кипіння 86 про З, а при температурі - 41,6 про З вона твердне у вигляді прозорої кристалічної маси. Кислота розчиняється у воді та водному розчині є електролітом.

Розведена азотна кислота виявляє властивості, загальні всім кислот. Вона є сильним окислювачем. При кімнатній температурі кислота розкладається на оксид азоту (IV), кисень та воду, тому її зберігають у темних суліях у прохолоді. Вона реагує з металами (крім золота та платини), як з активними, так і з малоактивними.

Багато неметалів окислюються азотною кислотою. Азотна кислота, особливо концентрована, окислює органічні речовини. Тварини та рослинні тканини швидко руйнуються при попаданні на них азотної кислоти.

2.3.2 Солі азотної кислоти та їх властивості

Солі азотної кислоти, нітрати утворюються при взаємодії кислоти з металами, оксидами металів, основами, аміаком, а також з деякими солями.

Нітрати - тверді кристалічні речовини, що добре розчиняються у воді, сильні електроліти. При нагріванні розкладаються із кисню. Має низку специфічних властивостей як окислювача. Залежно від характеру металу реакція розкладання протікає по-різному.

Якісну реакцію на нітрат-іон (розчини азотної кислоти та її солі) проводять так: у пробірку з досліджуваною речовиною додають мідні стружки, доливають концентрат сірчаної кислоти та нагрівають. Виділення бурого газу свідчить про наявність нітрат-іону.

Азот експериментальним шляхом було виявлено шотландським хіміком Д. Резерфордом у 1772 році. У природі азот знаходиться в основному у вільному стані і є однією з основних складових повітря. Які ж фізичні та хімічні властивості азоту?

Загальна характеристика

Азот – хімічний елемент V групи періодичної системи Менделєєва, атомний номер 7, атомна маса 14, формула азоту – N2. Переклад назви елемента – «неживий» – може ставитися до азоту як до простої речовини. Однак азот у зв'язаному стані є одним із головних елементів життя, що входить до складу білків, нуклеїнових кислот, вітамінів і т.д.

Рис. 1. Електронна конфігурація азоту.

Азот – елемент другого періоду, немає порушених станів, оскільки атом немає вільних орбіталей. Але це хімічний елемент може виявляти переважно стані валентність як III, а й IV з допомогою утворення ковалентного зв'язку по донорно-акцепторному механізму з участю неподіленої електронної пари азоту. Ступінь окислення, яку може виявляти азот, змінюється у межах від -3 до +5.

щодо будови молекули азоту слід пам'ятати, що хімічна зв'язок здійснюється з допомогою трьох загальних пар p-електронів, орбіталі яких спрямовані по осях x, y, z.

Хімічні властивості азоту

У природі азот зустрічається у вигляді простої речовини - газу N 2 (об'ємна частка в повітрі 78%) та у зв'язаному стані. У молекулі азоту атоми пов'язані міцним потрійним зв'язком. Енергія зв'язку становить 940 кДж/моль. При нормальній температурі азот може взаємодіяти тільки з літієм (Li 3 N). Після попередньої активізації молекул шляхом нагрівання, опромінення або дією каталізаторів азот вступає в реакції з металами та неметалами. Азот може вступати в реакції з магнієм, кальцієм або, наприклад, алюмінієм:

3Mg+N 2 =Mg 3 N 2

3Ca+N 2 =Ca 3 N 2

Особливо важливим є синтез аміаку з простих речовин - азоту і водню в присутності каталізатора (губчасте залізо): N 2 +3H 2 =2NH 3 +Q. Аміак – безбарвний газ із різким запахом. Він добре розчинний у воді, що значною мірою обумовлено утворенням водневих зв'язків між молекулами аміаку та води, а також реакцією приєднання до води за донорно-акцепторним механізмом. Слаболужна реакція розчину обумовлена ​​наявністю в розчині іонів OH- (у невеликій концентрації, так як ступінь дисоціації гідроксиду амонію дуже мала - це слабка розчинна основа).

Рис. 2. Аміак.

З шести оксидів азоту – N 2 O, NO, N 2 O 3 , NO 2 , N 2 O 4 , N 2 O 5 , де азот виявляє ступінь окислення від +1 до +5, два перших – N 2 O та NO – несолеобразующие, інші входять у реакцію із заснуванням солей.

Азотну кислоту, найважливіше з'єднання азоту, в промисловості отримують з аміаку в 3 стадії :

• окислення аміаку на платиновому каталізаторі:

4NH 3 +5O 2 =4NO+6H 2 O

• окислення NO до NO 2 киснем повітря:

• поглинання NO 2 водою надлишку кисню:

4NO 2 +2H 2 O+O 2 =4HNO 3

Азот також може реагувати при високих температурах та тиску (у присутності каталізатора) з воднем:

N 2 +3H 2 =2NH 3

Рис. 3. Азотна кислота.

Застосування азоту

Основне застосування азот знаходить як вихідний продукт для синтезу аміаку, а також для виробництва азотної кислоти, мінеральних добрив, барвників, вибухових речовин та інших азотовмісних сполук. Рідкий азот використовують у охолоджувальних системах. Для надання стали більшої твердості, збільшення зносостійкості, корозійної стійкості та теплостійкості її поверхню насичують азотом за високих температур. Така сталь витримує нагрівання до 500 градусів без втрати твердості.

Азот— елемент 2-го періоду V А-групи Періодичної системи, порядковий номер 7. ін стан N v вважається відносно стійким.

Шкала ступенів окислення у азоту:
+5 - N 2 O 5 , NO 3 , NaNO 3 , AgNO 3

3 – N 2 O 3 , NO 2 , HNO 2 , NaNO 2 , NF 3

3 - NH 3 , NH 4 , NH 3 * H 2 O, NH 2 Cl, Li 3 N, Cl 3 N.

Азот має високу електронегативність (3,07), третій після F і O. Виявляє типові неметалічні (кислотні) властивості, утворюючи при цьому різні кисневмісні кислоти, солі і бінарні сполуки, а також катіон амонію NH 4 і його солі.

В природі - сімнадцятийза хімічною поширеністю елемент (дев'ятий серед неметалів). Життєво важливий елемент всім організмів.

N 2

Проста речовина. Складається з неполярних молекул з дуже стійким зв'язком N≡N, цим пояснюється хімічна інертність елемента за звичайних умов.

Безбарвний газ без смаку та запаху, конденсується у безбарвну рідину (на відміну від O 2 ).

Головна складова повітря 78,09% за обсягом, 75,52 за масою. З рідкого повітря азот википає раніше, ніж кисень. Малорозчинний у воді (15,4 мл/1 л H 2 O при 20 ˚C), розчинність азоту менша, ніж у кисню.

При кімнатній температурі N 2 реагує з фтором і в дуже малій мірі - з киснем:

N 2 + 3F 2 = 2NF 3 , N 2 + O 2 ↔ 2NO

Оборотна реакція отримання аміаку протікає при температурі 200˚C, під тиском до 350 атм і обов'язково в присутності каталізатора (Fe, F 2 O 3 FeO, в лабораторії при Pt)

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 + 92 кДж

Відповідно до принципу Ле-Шательє збільшення виходу аміаку має відбуватися у разі підвищення тиску і зниження температури. Однак швидкість реакції при низьких температурах дуже мала, тому процес ведуть при 450-500 C, досягаючи 15%-ного виходу аміаку. Непроріагували N 2 і H 2 повертають в реактор і тим самим збільшують ступінь протікання реакції.

Азот хімічно пасивний по відношенню до кислот та лугів, не підтримує горіння.

Отриманняв промисловості- фракційна дистиляція рідкого повітря або видалення з повітря кисню хімічним шляхом, наприклад, реакції 2C(кокс) + O 2 = 2CO при нагріванні. У цих випадках отримують азот, що містить також домішки благородних газів (головним чином аргон).

У лабораторії невеликі кількості хімічно чистого азоту можна отримати за реакцією конмутації при помірному нагріванні:

N -3 H 4 N 3 O 2(T) = N 2 0 + 2H 2 O (60-70)

NH 4 Cl(p) + KNO 2 (p) = N 2 0 + KCl +2H 2 O (100˚C)

Застосовується для синтезу аміаку. Азотної кислоти та інших азотовмісних продуктів, як інертне середовище проведення хімічних та металургійних процесів та зберігання вогненебезпечних речовин.

NH 3

Бінарна сполука, ступінь окислення азоту дорівнює – 3. Безбарвний газ із різким характерним запахом. Молекула має будову незавершеного тетраедра [N(H) 3 ] (sp 3 -гібридизація). Наявність у азоту в молекулі NH 3 донорської пари електронів на sp 3 -гібридної орбіталі зумовлює характерну реакцію приєднання катіону водню, при цьому утворюється катіон амонію NH 4 . Зріджується під надлишковим тиском за кімнатної температури. У рідкому стані асоційовано за рахунок водневих зв'язків. Термічно нестійкий. Добре розчинний у воді (понад 700 л/1 л H 2 O при 20˚C); частка в насиченому розчині дорівнює 34% за масою та 99% за обсягом, pH= 11,8.

Дуже реакційний, схильний до реакцій приєднання. Згоряє в кисні, реагує із кислотами. Виявляє відновлювальні (за рахунок N-3) та окисні (за рахунок H+1) властивості. Осушується лише оксидом кальцію.

Якісні реакції –утворення білого «диму» при контакті з газоподібним HCl, почорніння папірця, змоченого розчином Hg 2 (NO3) 2 .

Проміжний продукт при синтезі HNO 3 та солей амонію. Застосовується у виробництві соди, азотних добрив, барвників, вибухових речовин; рідкий аміак – холодоагент. Отруйний.
Рівняння найважливіших реакцій:

2NH 3(г) ↔ N 2 + 3H 2
NH 3(г) + H 2 O ↔ NH 3 * H 2 O (р) ↔ NH 4 + + OH -
NH 3(г) + HCl(г) ↔ NH 4 Cl(г) білий «дим»
4NH 3 + 3O 2 (повітря) = 2N 2 + 6 H 2 O (згоряння)
4NH 3 + 5O 2 = 4NO+ 6 H 2 O (800˚C, кат. Pt/Rh)
2 NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3 H 2 O (500˚C)
2 NH 3 + 3Mg = Mg 3 N 2 +3 H 2 (600 ˚C)
NH 3(г) + CO 2(г) + H 2 O = NH 4 HCO 3 (кімнатна температура, тиск)
Отримання.У лабораторії– витіснення аміаку із солей амонію при нагріванні з натронним вапном: Ca(OH) 2 + 2NH 4 Cl = CaCl 2 + 2H 2 O +NH 3
Або кип'ятіння водяного розчину аміаку з наступним осушенням газу.
У промисловостіаміак одержують із азоту з воднем. Випускається промисловістю або у зрідженому вигляді, або у вигляді концентрованого водного розчину під технічною назвою аміачна вода.

Гідрат аміакуNH 3 * H 2 O. Міжмолекулярна сполука. Білий, у кристалічній решітці – молекули NH 3 і H 2 O, пов'язані слабким водневим зв'язком. Присутня у водному розчині аміаку, слабка основа (продукти дисоціації – катіон NH 4 та аніон OH). Катіон амонію має правильно-тетраедричну будову (sp 3 -гібридизація). Термічно нестійкий, повністю розкладається під час кип'ятіння розчину. Нейтралізується сильними кислотами. Виявляє відновлювальні властивості (за рахунок N-3) у концентрованому розчині. Вступає в реакцію іонного обміну та комплексоутворення.

Якісна реакція- Утворення білого «диму» при контакті з газоподібним HCl. Застосовується для створення слаболужного середовища в розчині при осадженні амфотерних гідроксидів.
У 1 М розчині аміаку міститься в основному гідрат NH 3 *H 2 O і лише 0,4% іонів NH 4 OH (за рахунок дисоціації гідрату); таким чином, іонний гідроксид амонію NH 4 OH практично не міститься в розчині, немає такого з'єднання і в твердому гідраті.
Рівняння найважливіших реакцій:
NH 3 H 2 O (конц.) = NH 3 + H 2 O (кип'ятіння з NaOH)
NH 3 H 2 O + HCl (розб.) = NH 4 Cl + H 2 O
3(NH 3 H 2 O) (конц.) + CrCl 3 = Cr(OH) 3 ↓ + 3 NH 4 Cl
8(NH 3 H 2 O) (конц.) + 3Br 2(p) = N 2 + 6 NH 4 Br + 8H 2 O (40-50˚C)
2(NH 3 H 2 O) (конц.) + 2KMnO 4 = N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4H 2 O + 2KOH
4(NH 3 H 2 O) (конц.) + Ag 2 O = 2OH + 3H 2 O
4(NH 3 H 2 O) (конц.) + Cu(OH) 2 + (OH) 2 + 4H 2 O
6(NH 3 H 2 O) (конц.) + NiCl 2 = Cl 2 + 6H 2 O
Розведений розчин аміаку (3-10%-ний) часто називають нашатирним спиртом(назва придумана алхіміками), а концентрований розчин (18,5 - 25%-ний) - аміачний розчин (випускається промисловістю).

Оксиди азоту

Монооксид азотуNO

Несолетворний оксид. Безбарвний газ. Радикал, що містить ковалентний σπ-зв'язок (N꞊O) , у твердому стані димер N 2 Про 2 зі зв'язком N-N. Надзвичайно термічно стійкий. Чутливий до кисню повітря (буріє). Малорозчинний у воді та не реагує з нею. Хімічно пасивний по відношенню до кислот та лугів. При нагріванні реагує з металами та неметалами. дуже реакційна суміш NO і NO 2 («нітрозні гази»). Проміжний продукт у синтезі азотної кислоти.
Рівняння найважливіших реакцій:
2NO + O 2 (поз.) = 2NO 2 (20˚C)
2NO + C(графіт) = N 2 + CО 2 (400-500˚C)
10NO + 4P(червоний) = 5N 2 + 2P 2 O 5 (150-200˚C)
2NO + 4Cu = N 2 + 2 Cu 2 O (500-600˚C)
Реакції на суміші NO та NO 2:
NO + NO 2 +H 2 O = 2HNO 2 (p)
NO + NO 2 + 2KOH(розб.) = 2KNO 2 + H 2 O
NO + NO 2 + Na 2 CO 3 = 2Na 2 NO 2 + CО 2 (450-500˚C)
Отриманняв промисловості: окислення аміаку киснем на каталізаторі, лабораторії- Взаємодія розведеної азотної кислоти з відновниками:
8HNO 3 + 6Hg = 3Hg 2 (NO 3) 2 + 2 NO+ 4 H 2 O
або відновлення нітратів:
2NaNO 2 + 2H 2 SO 4 + 2NaI = 2 NO + I 2 ↓ + 2 H 2 O + 2Na 2 SO 4

Діоксид азотуNO 2

Кислотний оксид умовно відповідає двом кислотам - HNO 2 і HNO 3 (кислота для N 4 не існує). Бурий газ, при кімнатній температурі мономер NO 2 на холоду рідкий безбарвний димер N 2 Про 4 (тетраоксид діазоту). Повністю реагує із водою, лугами. Дуже сильний окислювач викликає корозію металів. Застосовується для синтезу азотної кислоти та безводних нітратів, як окислювач ракетного палива, очищувач нафти від сірки та каталізатор окислення органічних сполук. Отруйний.
Рівняння найважливіших реакцій:
2NO 2 ↔ 2NO + O 2
4NO 2 (ж) + H 2 O = 2HNO 3 + N 2 О 3 (син.) (на холоді)
3 NO 2 + H 2 O = 3HNO 3 + NO
2NO 2 + 2NaOH(розб.) = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O
4NO 2 + O 2 + 2 H 2 O = 4 HNO 3
4NO 2 + O 2 + KOH = KNO 3 + 2 H 2 O
2NO 2 + 7H 2 = 2NH 3 + 4 H 2 O (кат. Pt, Ni)
NO 2 + 2HI(p) = NO + I 2 ↓ + H 2 O
NO 2 + H 2 O + SO 2 = H 2 SO 4 + NO (50-60˚C)
NO 2 + K = KNO 2
6NO 2 + Bi(NO 3) 3 + 3NO (70- 110˚C)
Отримання:в промисловості -окисленням NO киснем повітря, лабораторії– взаємодія концентрованої азотної кислоти із відновниками:
6HNO 3 (конц., гір.) + S = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
5HNO 3 (конц., гір.) + P (червоний) = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
2HNO 3 (конц., гір.) + SO 2 = H 2 SO 4 + 2 NO 2

Оксид діазотуN 2 O

Безбарвний газ із приємним запахом («звеселяючий газ»), N꞊N꞊О, формальний ступінь окислення азоту +1, погано розчинний у воді. Підтримує горіння графіту та магнію:

2N 2 O + C = CO 2 + 2N 2 (450˚C)
N 2 O + Mg = N 2 + MgO (500˚C)
Отримують термічним розкладанням нітрату амонію:
NH 4 NO 3 = N 2 O + 2 H 2 O (195-245˚C)
застосовується в медицині як анастезуючий засіб.

Триоксид діазотуN 2 O 3

При низьких температурах -синя рідина, ON꞊NO 2 формальний ступінь окислення азоту +3. При 20 ˚C на 90% розкладається на суміш безбарвного і бурого NO 2 («нітрозні гази», промисловий дим - «лисий хвіст»). N 2 O 3 – кислотний оксид, на холоді з водою утворює HNO 2 при нагріванні реагує інакше:
3N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 3 + 4NO
З лугами дає солі HNO 2 наприклад NaNO 2 .
Отримують взаємодією NO c O 2 (4NO + 3O 2 = 2N 2 O 3) або з NO 2 (NO 2 + NO = N 2 O 3)
при сильному охолодженні. «Нітрозні гази» та екологічно небезпечні діють як каталізатори руйнування озонового шару атмосфери.

Пентаоксид діазоту N 2 O 5

Безбарвна, тверда речовина, O 2 N - O - NO 2 ступінь окислення азоту дорівнює +5. При кімнатній температурі за 10 годин розкладається на NO2 та O2. Реагує з водою та лугами як кислотний оксид:
N 2 O 5 + H 2 O = 2HNO 3
N 2 O 5 + 2NaOH = 2NaNO 3 + H 2
Отримують дегідротацією азотної кислоти, що димиться:
2HNO 3 + P 2 O 5 = N 2 O 5 + 2HPO 3
або окисленням NO 2 озоном при -78˚C:
2NO 2 + O 3 = N 2 O 5 + O 2

Нітрити та нітрати

Нітріт каліюKNO 2 . Білий, гігроскопічний. Плавиться без розкладання. Стійкий у сухому повітрі. Дуже добре розчинний у воді (утворюючи безбарвний розчин), що гідролізується по аніону. Типовий окислювач і відновник у кислотному середовищі дуже повільно реагує в лужному середовищі. Входить у реакції іонного обміну. Якісні реакціїна іон NO 2 - знебарвлення фіолетового розчину MnO 4 і поява чорного осаду при додаванні іонів I. Застосовується у виробництві барвників як аналітичний реагент на амінокислоти та йодиди, компонент фотографічних реактивів.
рівняння найважливіших реакцій:
2KNO 2 (т) + 2HNO 3 (конц.) = NO 2 + NO + H 2 O + 2KNO 3
2KNO 2 (розб.) + O 2 (поз.) → 2KNO 3 (60-80 ˚C)
KNO 2 + H 2 O + Br 2 = KNO 3 + 2HBr
5NO 2 - + 6H + + 2MnO 4 - (фіол.) = 5NO 3 - + 2MnO 2 + (бц.) + 3H 2 O
3 NO 2 - + 8H + + CrO 7 2- = 3NO 3 - + 2Cr 3+ + 4H 2 O
NO 2 - (Насич.) + NH 4 + (Насич.) = N 2 + 2H 2 O
2NO 2 - + 4H + + 2I - (бц.) = 2NO + I 2 (чорн.) ↓ = 2H 2 O
NO 2 - (розб.) + Ag + = AgNO 2 (світл.жовт.)↓
Отримання впромисловості- Відновленням калійної селітри в процесах:
KNO 3 + Pb = KNO 2+ PbO (350-400˚C)
KNO 3 (Конц.) + Pb (губка) + H 2 O = KNO 2+ Pb(OH) 2 ↓
3 KNO 3 + CaO + SO 2 = 2 KNO 2+ CaSO 4 (300 ˚C)

H ітрат калію KNO 3
Технічна назва калійна,або індійськасіль , селітра.Білий, плавиться без розкладання, при подальшому нагріванні розкладається. Стійкий у повітрі. Добре розчинний у воді (з високим ендо-ефектом, = -36 кДж), гідролізу немає. Сильний окислювач під час сплавлення (за рахунок виділення атомарного кисню). У розчині відновлюється тільки атомарним воднем (у кислотному середовищі до KNO 2 в лужному середовищі до NH 3). Застосовується у виробництві скла, як консервант харчових продуктів, компонент піротехнічних сумішей та мінеральних добрив.

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2 (400-500 ˚C)

KNO 3 + 2H 0 (Zn, розб. HCl) = KNO 2 + H 2 O

KNO 3 + 8H 0 (Al, конц. KOH) = NH 3 + 2H 2 O + KOH (80 ˚C)

KNO 3 + NH 4 Cl = N 2 O + 2H 2 O + KCl (230-300 ˚C)

2 KNO 3 + 3C (графіт) + S = N 2 + 3CO 2 + K 2 S (згоряння)

KNO 3 + Pb = KNO 2 + PbO (350 - 400 ˚C)

KNO 3 + 2KOH + MnO 2 = K 2 MnO 4 + KNO 2 + H 2 O (350 - 400 ˚C)

Отримання: у промисловості
4KOH (гор.) + 4NO 2 + O 2 = 4KNO 3 + 2H 2 O

та в лабораторії:
KCl + AgNO 3 = KNO 3 + AgCl↓

Азот (N 2) був відкритий Дж. Прістлі в 1774 р. Назва "азот" у перекладі з грецької означає "неживий". Воно обумовлено тим, що азот не підтримує процеси горіння та дихання. Але для всіх основних процесів життєдіяльності рослинних та живих оргнізмів азот украй важливий.

Характеристика елемента

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Ізотопи: 14 N (99,635%); 15 N (0,365%)

Кларк у земній корі 0,01% за масою. У атмосфері 78,09 % за обсягом (75,6 % за масою). Азот входить до складу живої матерії (білки, нуклеїнові кислоти та ін. ОВ). У гідросфері азот є у вигляді нітратів (NО 3). Атоми азоту займають 5-е місце за поширеністю у Всесвіті.

Найважливіші N-вмісні неорганічні речовини.

Вільний (молекулярний) азот

Атоми азоту пов'язані між собою трьома ковалентними неполярними зв'язками: одна з них – сигма-зв'язок, 2 – пі-зв'язки. Енергія розриву зв'язку дуже велика

Фізичні властивості

При звичайній температурі та атмосферному тиску N 2 - безбарвний газ, без запаху та смаку, трохи легше за повітря, дуже погано розчиняється у воді. У рідкий стан переводиться з великими труднощами (Ткіп -196 "С). Рідкий азот має велику теплоту випаровування і застосовується для створення низьких температур (холодоагент).

Способи отримання

Азот присутній у повітрі у вільному стані, тому промисловий спосіб отримання полягає у поділі повітряної суміші (ректифікація рідкого повітря).

У лабораторних умовах невеликі кількості азоту можна одержати такими способами:

1. Пропускання повітря над розпеченою міддю, яка поглинає кисень за рахунок реакції: 2Cu + О 2 = 2СіО. Залишається азот із домішками інертних газів.

2. Окисно-відновне розкладання деяких солей амонію:

NH 4 NО 2 = N 2 + 2Н 2 О

(NH 4) 2 Cr 2 Про 7 = N 2 + Cr 2 Про 3 + 4Н 2 Про

3. Окислення аміаку та солей амонію:

4NH 3 + 3О 2 = 2N 2 + 6Н 2 О

8NH 3 + ЗВr 2 = N 2 + 6NH 4 Br

NH 4 Cl + NaNO 2 = N 2 + NaCl + 2Н 2 О

Хімічні властивості

Молекулярний азот - хімічно інертна речовина внаслідок винятково високої стійкості молекул N 2 . Тільки реакції з'єднання з металами протікають більш менш легко. У всіх інших випадках для ініціювання та прискорення реакцій необхідно застосовувати високі температури, іскрові електричні розряди, іонізуюче випромінювання, каталізатори (Fe, Cr, V, Ti та їх сполуки).

Реакції із відновниками (N 2 - окислювач)

1. Взаємодія з металами:

Реакції утворення нітридів лужних та лужноземельних Me протікають як з чистим азотом, так і при горінні металів на повітрі

N 2 + 6Li = 2Li 3 N

N 2 + 6Cs = 2Cs 3 N

N 2 + 3Mg = Mg 3 N 2

2. Взаємодія з воднем (реакція має велике практичне значення):

N 2 + ДТ 2 = 2NH 3 аміак

3. Взаємодія з кремнієм та вуглецем

2N 2 + 3Si = Si 3 N 4 нітрид кремнію (IV)

N 2 + 2C = (CN) 2 диціан

2N 2 + 5C + 2Na 2 CO 3 = 4NaCN + 3CO 2 ціанід натрію

Реакції з окислювачами (N 2 – відновник)

Ці реакції у звичайних умовах не протікають. З фтором та іншими галогенами азот безпосередньо не взаємодіє, а з киснем реакція відбувається за температури електричних іскрових розрядів:

N 2 + Про 2 = 2NO

Реакція сильно оборотна; пряма протікає із поглинанням тепла (ендотермічна).

Азот (англ. Nitrogen, франц. Azote, нім. Stickstoff) було відкрито майже одночасно кількома дослідниками. Кавендіш отримав азот з повітря (1772), пропускаючи останній через розпечене вугілля, а потім через розчин лугу для поглинання вуглекислоти. Кавендіш не дав спеціальної назви новому газу, згадуючи про нього як про мефітичне повітря (лат. – mephitis – задушливе або шкідливе випаровування землі). Офіційно відкриття азоту зазвичай приписується Резерфорду, який опублікував у 1772 р. дисертацію "Про фіксоване повітря, зване інакше задушливим", де вперше описані деякі хімічні властивості азоту. У ці роки Шееле отримав азот з атмосферного повітря тим самим шляхом, як і Кавендиш. Він назвав новий газ зіпсованим повітрям (Verdorbene Luft). Прістлі (1775) назвав азот флогістованим повітрям (Air phlogisticated). Лавуазьє в 1776-1777 pp. докладно дослідив склад атмосферного повітря та встановив, що 4/5 його обсягу складаються з задушливого газу (Air mofette).
Лавуазьє запропонував назвати елемент "азот" від негативної грецької приставки "а" та слова життя "зое", підкреслюючи його нездатність підтримувати дихання. У 1790 році для азоту була запропонована назва "нітроген" (nitrogene - "утворюючий селітру"), що і стало надалі основою міжнародної назви елемента (Nitrogenium) та символу азоту - N.

Знаходження в природі, отримання:

Азот у природі зустрічається головним чином вільному стані. У повітрі об'ємна частка його становить 78,09%, а масова частка – 75,6%. З'єднання азоту в невеликих кількостях містяться у ґрунтах. Азот входить до складу білкових речовин та багатьох природних органічних сполук. Загальний вміст азоту у земній корі 0,01%.
В атмосфері азоту міститься приблизно 4 квадрильйони (4 10 15) тонн, а в океанах - близько 20 трильйонів (20 10 12) тонн. Незначна частина цієї кількості – близько 100 мільярдів тонн – щорічно зв'язується та включається до складу живих організмів. З цих 100 мільярдів тонн зв'язаного азоту лише 4 мільярди тонн міститься в тканинах рослин і тварин - все інше накопичується в мікроорганізмах, що розкладають, і врешті-решт повертається в атмосферу.
У техніці азот одержують із повітря. Для отримання азоту повітря переводять у рідкий стан, а потім випаровуванням відокремлюють азот від менш летючого кисню (t кіп N 2 = -195,8 ° С, t кіп O 2 = -183 ° С)
У лабораторних умовах чистий азот можна отримати розкладаючи нітрит амонію або змішуючи при нагріванні розчини хлориду амонію та нітриту натрію:
NH 4 NO 2 N 2 + 2H 2 O; NH 4 Cl + NaNO 2 NaCl + N 2 + 2H 2 O.

Фізичні властивості:

Природний азот складається з двох ізотопів: 14 N і 15 N. За звичайних умов азот - газ без кольору, запаху і смаку, трохи легший за повітря, погано розчиняється у воді (в 1 л води розчиняється 15,4 мл азоту, кисню - 31 мл ). При температурі -195,8 ° C азот переходить у безбарвну рідину, а при температурі -210,0 ° C - в білу тверду речовину. У твердому стані існує у вигляді двох поліморфних модифікацій: нижче -237,54°C стійка форма з кубічними гратами, вище - з гексагональної.
Енергія зв'язку атомів у молекулі азоту дуже велика і становить 941,6 кДж/моль. Відстань між центрами атомів у молекулі 0,110 нм. Молекула N 2 діамагнітна. Це свідчить про те, що зв'язок між атомами азоту потрійний.
Щільність газоподібного азоту при 0°C 1,25046 г/дм 3

Хімічні властивості:

За звичайних умов азот – хімічно малоактивна речовина через міцний ковалентний зв'язок. У звичайних умовах реагує тільки з літієм, утворюючи нітрид: 6Li + N 2 = 2Li 3 N
З підвищенням температури активність молекулярного азоту збільшується, при цьому він може бути і окислювачем (з воднем, металами), і відновником (з киснем, фтором). При нагріванні, підвищеному тиску та в присутності каталізатора азот взаємодіє з воднем утворюючи аміак: N 2 + 3H 2 = 2NH 3
З киснем азот з'єднується тільки в електричній дузі з утворенням оксиду азоту(II): N 2 + O 2 = 2NO
В електричному розряді можлива і реакція зі фтором: N 2 + 3F 2 = 2NF 3

Найважливіші сполуки:

Азот здатний утворювати хімічні сполуки, перебуваючи у всіх ступенях окиснення від +5 до -3. З'єднання в позитивних ступенях окиснення азот утворює з фтором і киснем, причому в ступенях окиснення більше +3 азот може бути тільки в сполуках з киснем.
Аміак, NH 3 - безбарвний газ із різким запахом, добре розчиняється у воді ("нашатирний спирт"). Аміак має основні властивості, взаємодіє з водою, галогеноводородами, кислотами:
NH 3 + H 2 O NH 3 *H 2 O NH 4 + + OH -; NH 3 + HCl = NH 4 Cl
Один із типових лігандів у комплексних сполуках: Cu(OH) 2 + 4NH 3 = (OH) 2 (фіол., р-рим)
Відновник: 2NH3+3CuO 3Cu+N2+3H2O.
Гідразін- N 2 H 4 (пернітрид водню), ...
Гідроксиламін- NH 2 OH, ...
Оксид азоту(I), N 2 O (закис азоту, що веселить газ). ...
Оксид азоту(II), NO - безбарвний газ, не має запаху, у воді малорозчинний, відноситься до несолетворних. У лабораторії отримують при взаємодії міді та розведеної азотної кислоти:
3Cu + 8HNO 3 = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.
У промисловості одержують каталітичним окисленням аміаку при отриманні азотної кислоти:
4NH 3 + 5O 2 4NO + 6 H 2 O
Легко окислюється до оксиду азоту(IV): 2NO + O 2 = 2NO 2
Оксид азоту(III), ??? ...
...
Азотиста кислота, ??? ...
...
Нітріти, ??? ...
...
Оксид азоту(IV), NO 2 - отруйний газ бурого кольору, має характерний запах, добре розчиняється у воді, даючи при цьому дві кислоти, азотисту та азотну: H 2 O + NO 2 = HNO 2 + HNO 3
При охолодженні перетворюється на безбарвний димер: 2NO 2 N 2 O 4
Оксид азоту(V), ??? ...
...
Азотна кислота, HNO 3 - безбарвна рідина з різким запахом, t кіп = 83°С. Сильна кислота, солі – нітрати. Один із найсильніших окислювачів, що обумовлено наявністю у складі кислотного залишку атома азоту у вищому ступені окислення N+5. При взаємодії азотної кислоти з металами як основний продукт виділяється не водень, а різні продукти відновлення нітрат-іону:
Cu + 4HNO 3 (кінець) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O;
4Mg + 10HNO 3 (оч.розб.) = 4Mg(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 5H 2 O.
Нітрати, ??? ...
...

Застосування:

Широко використовується для створення інертного середовища - наповнення електричних ламп розжарювання та вільного простору в ртутних термометрах, при перекачуванні рідин, у харчовій промисловості як пакувальний газ. Ним азотують поверхню сталевих виробів, у поверхневому шарі утворюються нітриди заліза, які надають сталі більшої твердості. Рідкий азот часто використовується для глибокого охолодження різних речовин.
Важливе значення азот має життя рослин і тварин, оскільки він входить до складу білкових речовин. У великих кількостях азот застосовується для одержання аміаку. З'єднання азоту знаходять застосування у виробництві мінеральних добрив, вибухових речовин та у багатьох галузях промисловості.

Л.В. Черкашина
ХФ ТюмГУ, гр. 542(I)

Джерела:
– Г.П. Хомченка. Допомога з хімії для вступників до вузів. М., Нова хвиля, 2002.
– А.С. Єгоров, Хімія. Посібник-репетитор для вступників до вузів. Ростов-на-Дону, Фенікс, 2003.
- Відкриття елементів та походження їх назв/