Химическое обозначение азота. Азот - безжизненный газ, который так необходим для жизни

Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже

Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.

Размещено на http://www.allbest.ru//

Размещено на http://www.allbest.ru//

Особенности азота

У атома азота на один электрон больше, чем у атома углерода; согласно правилу Гунда, этот электрон занимает последнюю вакантную 2р-орбиталь. Атом азота в невозбужденном состоянии характеризуется тремя вырожденными 2р-электронами при наличии двух спаренных электронов на 2s-орбитали. Три неспаренных электрона на 2р-орбитали, прежде всего, ответственны за трехковалентность азота. Именно поэтому характеристическим летучим водородным соединением является аммиак, в котором атом азота образует три ковалентные связи по обменному механизму с тремя атомами водорода. У азота нет возможности перехода электронов в возбужденное состояние, так как ближайшие орбитали при n = 3 слишком высоки по энергии. Поэтому максимальная валентность азота равна четырем. При этом три ковалентные связи могут быть образованы по обменному механизму, а одна - по донорно-акцепторному. Однако азот в состоянии N+ может образовывать все четыре связи по обменному механизму. Азот проявляет большое разнообразие степеней окисления: -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4 и +5. Наиболее часто встречаются производные от степеней окисления -3,+5 и +3 (NH3, HNO3 и NaNO2).

Распространение азота в природе

Среди всех элементов, образующих земной шар, один азот (если не считать инертных газов) как бы избегает образовывать химические соединения и входит в состав земного шара преимущественно в свободном виде. А так как азот в свободном состоянии - газ, основная его масса сосредоточена в газовой оболочке той сложной химической системы, которую представляет собой земной шар, - в его атмосфере. Содержание азота в земной коре в виде соединений составляет 0,01 массовой доли, %. Атмосфера более чем на 75 массовых долей, % состоит из газообразного азота, что равно ~4*1015 т. Связанный азот образует минералы в форме нитратов: чилийская NaNO3, индийская KNO3 и норвежская Ca(NO3)2 селитры. Азот в форме сложных органических производных входит в состав белков, в связанном виде содержится в нефти (до 1,5 массовой доли, %), каменных углях (до 2,5 массовой доли, %).

Молекула N2 является самой устойчивой формой его существования, чем обусловлена так называемая проблема связанного азота. Потребление связанного азота растениями и животными приводит к обеднению окружающей среды соединениями азота. Этот дефицит должен восполняться искусственным путем, поскольку естественное пополнение запасов связанного азота (грозы, деятельность азотобактерий и т. п.) не компенсирует его потери. Исключительное значение в решении проблемы связанного азота имеют две реакции: синтез аммиака и его каталитическое окисление.

Получение азота

В технике азот получают фракционной перегонкой жидкого воздуха. При этом в первую очередь отгоняются наиболее летучие вещества - азот и благородные газы. Последние не мешают в случае применения азота для создания инертной среды в химических и других производствах. От примесного кислорода (несколько процентов) азот освобождают химически, пропуская его через систему с нагретой медью. При этом практически весь кислород связывается в CuO.

В лаборатории азот получают нагреванием смеси крепких растворов хлорида аммония и нитрита натрия: NH4Cl + NaNO2 = N2 + 2H2O + NaCl или разложением нитрита аммония при нагревании: NH4NO2 = N2 + 2H2O

Наиболее чистый азот получается при термическом разложении азидов металлов, например: 2NaN3 = 2Na + 3N2

Физические свойства

Азот - газ без цвета и запаха. Точка кипения жидкого азота -195,8 град. С, точка плавления твердого азота -210,5 град. С. Твердый азот получается в виде порошка и в виде льда. Азот плохо растворим в воде и органических растворителях. В 1 л воды при 0 град. С растворяется всего 23,6 см3 азота. 1 л азота при нормальных условиях весит 1,2505 г.

Химические свойства

Азот находиться в верхнем правом углу периодической системы, в котором сосредоточены неметаллы с наибольшими сродствами к электронам. Поэтому он должен быть мало склонен выступать в качестве электроположительного элемента, а как элемент электроотрицательный должен уступать в химической активности только немногим неметаллам, в первую очередь правее его стоящим кислороду и фтору. Между тем химическая характеристика азота, как и исторически первые сообщения о нем, всегда начинается не с положительных признаков, а с отрицательных: с подчеркивания его химической инертности. Первая причина химической инертности азота в обычных условиях - особо прочное сцепление его атомов в молекуле N2.

N2=2N-711 кДж.

При комнатной температуре азот взаимодействует только с литием, с образованием нитрида лития: N2 + 6Li = 2Li3N, с другими металлами азот взаимодействует при нагревании: N2 + 3Ca = Ca3N2. В реакциях взаимодействия азота с металлами, азот проявляет окислительные свойства, также окислительные свойства он проявляет при взаимодействии с водородом (при нагревании, повышенном давлении и в присутствии катализатора): N2 + 3H2 = 2NH3. Азот также взаимодействует и с другими неметаллами, проявляя при этом восстоновительные свойства: N2+O2 = 2NO, N2 + 3F2 =2NF3.

Существуют и другие соединения азота с электроотрицательными элементами, но они являются неустойчивыми, и многие из них, особенно хлористый азот и йодистый азот, взрывчаты.

Водородные соединения азота

Летучим характеристическим соединением азота является аммиак. По значимости в неорганической химической индустрии и неорганической химии аммиак - самое важное водородное соединение азота. По своей химической природе он представляет собой нитрид водорода H3N. В химическом строении аммиака sp3-гибридные орбитали атома азота образуют три -связи с тремя атомами водорода, которые занимают три вершины чуть искаженного тетраэдра. Четвертая вершина тетраэдра занята неподеленной электронной парой азота, что обеспечивает химическую не насыщенность и реакционноспособность молекул аммиака. При обычных условиях аммиак - бесцветный газ с резким запахом. Он токсичен: раздражает слизистые оболочки, а острое отравление вызывает поражение глаз и воспаление легких. При охлаждении до -33 град. С аммиак сжижается, а при -78 град. С затвердевает. В жидком и твердом аммиаке между молекулами действуют водородные связи, вследствие чего аммиак обладает рядом экстремальных свойств по сравнению с другими водородными соединениями элементов пятой группы главной подгруппы. Вследствие полярности молекул и достаточно высокой диэлектрической проницаемости жидкий аммиак является хорошим неводным растворителем. В жидком аммиаке хорошо растворяются щелочные и щелочно - земельные металлы, сера, фосфор, йод, многие соли и кислоты. Вещества с функциональными полярными группами в жидком аммиаке подвергаются электролитической диссоциации.

По растворимости в воде аммиак превосходит любой другой газ: при 0 град. С 1 объем воды поглощает 1200 объемов газообразного аммиака. Прекрасная растворимость аммиака в воде обусловлена возникновением межмолекулярных водородных связей. При этом возможны два механизма возникновения водородных связей между молекулами аммиака и воды:

Поскольку донорная способность молекул аммиака выражена сильней, чем у воды, а связь О-Н более полярна по сравнению с полярностью связи N-Н в аммиаке, межмолекулярная водородная связь образуется по первому механизму. Таким образом, физико-химические процессы в водном растворе аммиака можно представить следующим образом.

Возникновение гидроксид - ионов создает щелочную реакцию раствора аммиака в воде. Константа ионизации невелика (рК 5). В условиях пониженных температур из водных растворов аммиака можно выделить кристаллогидраты NH3 Н2О (tпл=-77 град. С), 2NН3 Н2О (tпл=-78 град. С) и NН3 2Н2О (tпл=-97 град. С). Кристаллогидраты состоят из цепей молекул аммиака и воды, сшитых водородными связями в трехмерную сетку, в которых отсутствуют структурные мотивы NН4ОН. Это означает, что так называемый гидроксид аммония не существует как химический индивид, как нет гидроксида оксония ОН3ОН и гидроксида фторонияFН2ОН. Таким образом, водные растворы аммиака обладают основными свойствами не за счет образования мнимого соединения NН4ОН, а вследствие исключительно выраженной донорной активности атома азота в NН3.

Равновесие в водном растворе аммиака можно сместить вправо добавлением кислоты. При этом в растворе образуются соли аммония. Они получаются также при непосредственном взаимодействии газообразных веществ:

NН3 + НСl = NН4Сl

Сам ион аммония и большинство его солей бесцветны. В твердом состоянии соли аммония образуют структуры, характерные для веществ со значительной долей ионной составляющей связи. Поэтому они хорошо растворяются в воде, почти сполна подвергаются электролитической ионизации. Структура иона NН4+ - тетраэдрическая, в которой все вершины тетраэдра заняты атомами водорода, а азот находится в его центре. Положительный заряд равномерно распределен между всеми атомами водорода. По свойствам соли аммония похожи на соли калия вследствие близости ионных радиусов NН4+ (0,142 нм) и К+ (0,133 нм). Существенная разница заключается только в том, что соли калия, образованные сильными кислотами, не подвержены гидролизу, а соли аммония в водных растворах гидролизуются вследствие слабо выраженных основных свойств аммиака.

Соли аммония отличаются невысокой термической устойчивостью. Природа конечных продуктов термического разложения солей аммония в основном определяется свойствами аниона. Если анион происходит от кислоты - окислителя, то имеет место окисление аммиачного азота, например: NН4NО3 = N2О + 2Н2О

В этой реакции аммиачный азот отдает 4 электрона нитратному азоту, а потому последний выступает как окислитель. С другой стороны, эта реакция представляет собой пример внутримолекулярного конпропорционирования. Для аммонийных солей от кислот, не являющихся окислителями, при их термическом разложении выделяется аммиак и кислота: (NН4)3РО4 = 3NН3 + Н3РО4

При обработке солей аммония щелочами выделяется аммиак:

2NН4Сl + Са(ОН)2 = 2NН3 + СаСl2 + 2Н2О

Эта реакция может служить простым способом получения аммиака в лаборатории. В промышленности аммиак получают прямым синтезом из компонентов - простых веществ.

На воздухе аммиак не горит, но в атмосфере кислорода он окисляется до свободного азота: 4NН3 + 3О2 = 2N2 + 6Н2О

При каталитическом окислении реакция идет иначе:

4NН3 + 5О2 = 4NО + 6Н2О

Аммиак выступает как восстановитель и в реакциях с другими окислителями. Реже аммиак выступает как окислитель, например:

Nа + NН3 = NаNН2 + 1/2Н2

В этой реакции металлический натрий вытесняет водород из жидкого аммиака. При этом водород аммиака понижает свою степень окисления, и аммиак играет роль окислителя. С другой стороны, подобные реакции иллюстрируются проявлением аммиаком кислотных свойств. Амиды металлов, например NаNН2, являются солями аммиака, отвечающими его кислотной функции. Совершенно очевидно, что кислотная природа у аммиака выражена значительно слабее, чем у Н2О и НF. Константа кислотной ионизации ничтожно мала (рКа 35), а потому соли аммиака как кислоты в воде нацело гидролизуются:

NaNH2 + H2O = NaOH + NH3

Кислотной функции аммиака отвечают не только амиды, но и имиды и нитриды металлов. Если в амидах замещен один атом водорода (NаNН2) , в имидах - два (Li2NН), то в нитридах - все три (AlN).

При осторожном окислении аммиака мягким окислителем, например гипохлоридом натрия, получают другое водородное соединение аммиака - гидразин или диамид:

2NН3 + NаОСl = N2Н4 + NаСl + Н2О

Диамид представляет собой бесцветную, легко испаряемую токсичную жидкость с высокой диэлектрической проницаемостью(Е=52 при 25 град.С)

По химическим свойствам гидразин во многом похож на аммиак. В водных растворах гидразина также возникают водородные связи, как и в случае аммиака. При взаимодействии гидразина с 1 молекулой воды с участием водородной связи образуется катион +, а с двумя - 2+.

Существование гидроксидов этих катионов как индивидуальных веществ не установлено, тем не менее, известны два типа солей гидразина, например N2Н5Сl и N2Н6Сl2.

При восстановлении раствора азотной кислоты атомарным водородом получается гидроксиламин:

НNО3 + 6Н = NН2ОН + 2Н2О

Гидроксиламин - бесцветные кристаллы (tпл = 33 град.С), термически нестойкие, выше 100 град.С взрываются. Водные растворы гидроксиламина более устойчивы. В растворе также возникают межмолекулярные водородные связи, и устанавливается динамическое равновесие:

Однако основная функции гидроксиламина выражена еще слабее (рКb 8), чем у аммиака и гидразина. С кислотами гидроксиламин дает соли гидроксиламмония. Наиболее известным препаратом является хлорид гидроксиламмония Сl. Растворы солей гидроксиламмония более устойчивы, чем твердые вещества, и имеют кислую реакцию вследствие гидролиза.

Поскольку атом азота в гидроксиламине имеет степень окисления -1, он может функционировать и как окислитель, и как восстановитель. Но для него более характерны восстановительные свойства, особенно в щелочной среде.

Среди водородных соединений азота наименьшая отрицательная степень окисления азота представлена в азиде водорода НN3. В этом соединении степень окисления азота равна - 1/3. Необычайная степень окисления обусловлена структурной неравноценностью атомов азота в этом веществе.

С позиции МВС эта структурная неравноценность может быть представлена схемой:

Главное в этой схеме - делокализация П-связей вдоль прямой, соединяющей атомы азота. Правомерность схемы доказывается расстоянием между атомами азота 1-2 и 2-3, являющимися промежуточными между длинами связей

Водный раствор НN3 называется азотистоводородной кислотой. Она получается окислением гидразина азотистой кислотой:

N2Н4 + НNО2 = НN3 + 2Н2О

По силе она приближается к уксусной. В разбавленных растворах азотистоводородная кислота медленно диспропорционирует:

НN3 + Н2О = N2 + NН2ОН

В безводном состоянии она может взорваться не только при нагревании, но и от сотрясения:

2НN3 = 3N2 + H2

Смесь азотистоводородной и концентрированной соляной кислот способна растворять даже благородные металлы. Соли азотистоводородной кислоты - азиды - по растворимости в воде похожи на галогениды. Так, азиды щелочных металлов хорошо растворяются в воде, АgN3, Рb(N3)2 и Нg(N3)2 - плохо. Азиды щелочных и щелочно-земельных металлов при медленном нагревании устойчивы вплоть до плавления. Азиды тяжелых металлов легко взрываются при ударе:

Рb(N3)2 = Рb + 3N2

Кислородные соединения азота

С кислородом азот образует ряд оксидов: N2О и NО - бесцветные газы, N2О3 голубое твердое вещество (ниже -100 град.С), NО2 - бурый газ, N2О4 - бесцветный газ, N2О5 - бесцветные кристаллы.

Оксид N2О (закись азота, "веселящий газ", поскольку он обладает наркотическим действием) получают термическим разложением нитрата аммония или гидроксиламмония:

[НN3ОН]NО2 = N2О + 2Н2О (внутримолекулярное конпропорционирование)

Оксид азота (+1) - эндотермическое соединение. Однако при комнатной химически температуре мало активен. При нагревании его реакционная способность сильно возрастает. Он окисляет водород, металлы, фосфор, серу, уголь, органические и другие вещества, например:

Сu + N2О = N2 + СuО

При нагревании N2О выше 700 град.С одновременно с реакцией разложения протекает его диспропорционирование:

2N2О = 2N2 + О2;2N2О = 2NО + N2

С водой оксид азота (+1) не взаимодействует, хотя известна кислота Н2N2О2, в которой азот тоже имеет степень окисления +1. Эта кислота называется азотноватистой, и ей приписывается структура с двумя равноценными атомами азота:

Свободную азотноватистую кислоту можно получить следующим образом:

NН2ОН + НNО2 = Н2N2О2 + Н2О

Она хорошо растворяется в воде, но кислота слабая. Азотноватистая кислота весьма неустойчива, при незначительном нагревании взрывается:

Н2N2О2 = N2О + Н2О

Соли Н2N2О2 - гипонитриты и гидрогипонитриты - в воде сильно подвержены гидролизу. Большинство гипонитритов мало растворимо в воде, намного лучше растворяются гидрогипонитриты.

Четные степени окисления для азота сравнительно мало характерны. К числу таких соединений относится оксид азота (+2). Молекула NО содержит нечетное число электронов и, по существу, представляет собой обладающий малой активностью радикал. В молекуле одна ковалентная по донорно-акцепторному механизму и две П-связи. Несмотря на эндотермичность и положительную величину энергии Гиббса образования NО из простых веществ, оксид азота (+2) не распадается на элементы. Дело в том, что, согласно ММО, порядок связи в NО довольно высок и равен 2,5. Молекула NО прочнее молекулы О2, так как у первой на разрыхляющей МО П2р*всего один электрон, а у второй - два электрона.

В лаборатории оксид азота (+2) чаще всего получают действием разбавленной кислоты на медные стружки:

3Сu + 8НNО3 = 3Сu(NО3)2 + 2NО + 4Н2О

На воздухе оксид азота (+2) мгновенно окисляется:

2NО + О2 = 2NО2

Окисляется NО и галогенами, образуя нитрозилгалогениды:

2NО + Г2 = 2NОГ

При взаимодействии с восстановителями NО восстанавливается до N2О, N2, NН2ОН, NН3 в зависимости от восстановительной способности партнера и условий провидения процессов

Водный раствор оксида азота (+2) нейтрален. Никаких соединений с водой он не образует, хотя известны соли (гипонитраты) не выделенной в свободном состоянии азотноватой кислоты Н2N2О3, в которой азот также имеет степень окисления +2.

Оксид азота N2О3 существует в твердом состоянии (ниже -100 град.С). В жидком и парообразном состояниях оксид азота (+3) в значительной степени диссоциирован за счет диспропорционирования:

N2О3-NО + NО2

Получают N2О3 охлаждением эквимолярных количеств NО и NО2. А равномерный ток смеси нужного состава получается при взаимодействии 50%-ной НNО3 с оксидом мышьяка (+3):

2НNО3 + Аs2О3 = 2НАsО3 + NО + NО2

Оксиду азота (+3) отвечает известная лишь в растворе неустойчивая азотистая кислота НNО2. Получить ее можно растворением в воде равных объемов NО и NО2 в воде:

NО + NО2 + Н2О = 2НNО2

При хранении и нагревании НNО2диспропорционирует:

3НNО2 = НNО3 + 2NО + Н2О

Наиболее характерные для нее окислительные свойства:

НNО2 + 2НI = I2 + 2NО + 2Н2О

Однако сильные окислители переводят азотистую кислоту в азотную:

5НNО2 + 2КмnО4 + 3Н2SО4 = К2SО4 + 2МnSО4 + 5НNО3 + 3Н2О

Оксид азота (+4) получают растворением меди в концентрированной азотной кислоте: Сu + 4НNО3 = Сu(NО3)2 + 2NО2 + 2Н2О

Он является хорошим окислителем, в нем горят фосфор, сера, уголь и некоторые органические вещества. Выше 150 град.С диоксид азота начинается разлагаться:

2NО2 = 2NО + О2

Поскольку молекула диоксида азота с неспаренным электроном по существу представляет собой радикал, она легко димеризуется:

Димер бесцветен и диамагнитен в отличие от окрашенного в красно-бурый цвет и парамагнитен.

Диоксид азота при взаимодействии с водой диспропорционирует:

2NО2 + Н2О = НNО2 + НNО3

При растворении NО2 в горячей воде получается азотная кислота, ибо первоначально образующаяся азотиста кислота диспропорционирует с выделением оксида азота (+2) и образованием азотной кислоты.

Оксид азота (+5) имеет молекулярную структуру только в газовой фазе. В твердом состоянии N2О5 имеет структуру, образованную ионами NО2+ и NО3-. N2О5 - легко возгоняющиеся кристаллы, причем испаряются молекулы. Таким образом, при возгонке оксида азота (+5) ионы NО2+ и NО3- объединяются в молекулы N2О5 . Получают оксид азот (+5) дегидратацией азотной кислоты с помощью Р2О5 или окислением NО2 озоном:

2НNО3 + Р2О5 = 2НРО3 + N2О5; 6NО2 + О3 = 3N2О5

Оксид азота (+5) является энергичным окислителем, многие реакции с его участием протекают весьма бурно. При растворение в воде дает азотную кислоту:

N2О5 + Н2О = 2НNО3

Азотная кислота - одна из сильных кислот. Молекула НNО3 и нитрат-ион имеют строение, представленное схемами

Безводная азотная кислота представляет собой бесцветную летучую жидкость. При хранении (особенно на свету) и при нагревании частично разлагается:

4НNО3 = 4NО2 + 2Н2О + О2

Так называемая "дымящая" азотная кислота (красного цвета) представляет собой раствор выделяющегося диоксида азота в концентрированной НNО3.

В лаборатории НNО3 получают нагреванием нитрата натрия с серной кислотой:

NaNО3 + Н2SО4 = НNО3 + NaНSО4

В промышленности азотную кислоту получают из аммиака. Сначала аммиак каталитически окисляют до оксида азота (+2), который далее окисляется до

NО2. Затем оксид азота (+4) растворяют в горячей воде и получают азотную кислоту.

Азотная кислота является сильным окислителем и окисляет почти все металлы и неметаллы. Последние, как правило, переводятся ею в производные высшей степени окисления, например:

S + 6НNО3 = Н2SО4 + 6NО2 + 2Н2О

Из металлов только золото, платина, осмий, иридий, ниобий, тантал и вольфрам устойчивы к действию азотной кислоты. Некоторые металлы (например, железо, алюминий, хром) пассивируются концентрированной азотной кислотой. Окислительными свойствами обладают и водные растворы азотной кислоты. Обычно процесс восстановления НNО3 протекает в нескольких параллельных направлениях, и в результате получается смесь различных продуктов восстановления. Природа этих продуктов, их относительное содержание в смеси зависят от силы восстановителя, концентрации азотной кислоты и температуры.

Более сильным окислителем является смесь концентрированных азотной и соляной кислот - "царская водка". Она растворяет даже золото и платину, которые не растворяются в азотной, а тем более в соляной кислоте. Ее окислительная активность обусловлена снижением редокс - потенциала растворяющихся металлов, т. е. усилением их восстановительных свойств за счет образования прочных хлоридных комплексов:

Аu + НNО3 + 4НСl = Н[АuСl4] + NО + 2Н2О

Соли азотной кислоты - нитраты - известны почти для всех металлов. Большинство из них бесцветны и хорошо растворяются в воде. В кислых водных растворах нитраты являются более слабыми окислителями, чем азотная кислота, а в нейтральной среде вообще не обладают окислительными свойствами. Сильными окислителями они являются в расплавах, когда происходит разложение с выделением кислорода. Оксид азота (+5) при взаимодействии со 100%-ным пероксидом водорода образует пероксоазотную (надазотную) кислоту:

N2О5 + 2Н2О2 = 2НNО4 + Н2О

Пероксоазотная кислота нестойка, легко взрывается, водой полностью гидролизуется:

Н-О-О-N + Н2О = Н2О2 + НNО3

Соединения с неметаллами

Известны все галогениды азота NГ3. ТрифторидNF3 получают взаимодействием фтора с аммиаком:

3F2 + 4NН3 = 3 NН4F + NF3

Трифторид азота - бесцветный токсичный газ, молекулы которого обладают пирамидальным строением. У основания пирамиды дислоцированы атомы фтора, а вершина занята атомом азота с неподеленной электронной парой. К различным химическим реагентам и к нагреванию NF3 весьма устойчив.

Остальные тригалогениды азота эндотермичны, а потому неустойчивы и реакционноспособны. NCl3 образуется при пропускании газообразного хлора в крепкий раствор хлорида аммония:

3Cl2 + NН4Сl = 4НСl + NCl3

азот химический элемент

Трихлорид азота представляет собой легколетучую (tкип = 71 град.С) жидкость с резким запахом. Небольшой нагрев или удар сопровождается взрывом с выделением большого количества теплоты. При этом NCl3 распадается на элементы. ТригалогенидыNBr3 и NI3 еще менее стабильны.

Производные азота с халькогенами очень неустойчивы вследствие их сильной эндотермичности. Все они плохо изучены, при нагреве и ударе взрываются.

Размещено на Allbest.ru

Подобные документы

Характеристика азота – элемента 15-й группы второго периода периодической системы химических элементов Д. Менделеева. Особенности получения и применения азота. Физические и химические свойства элемента. Применение азота, его значение в жизни человека.

презентация , добавлен 26.12.2011


История открытия азота, его формула и свойства, нахождение в природе и химические реакции, которые происходят непосредственно в природе при участии азота. Методы связывания, получение и свойства нескольких важнейших соединений, области применения азота.

курсовая работа , добавлен 22.05.2010


Свойства элементов подгруппы азота, строение и характеристика атомов. Увеличение металлических свойств при переходе элементов сверху вниз в периодической системе. Распространение азота, фосфора, мышьяка, сурьмы и висмута в природе, их применение.

реферат , добавлен 15.06.2009


Нахождение азота в природе, его физические и химические свойства. Выделение азота из жидкого воздуха. Свойство жидкого азота при испарении резко понижать температуру. Получение аммиака и азотной кислоты. Образование и скопление селитры в природе.

реферат , добавлен 20.11.2011


Биологическая роль азота и его соединений для живой материи; распространенность, свойства. Факторы, влияющие на круговорот азота в антропогенных биоценозах. Токсикология и "физиологическая необходимость" азота для организма человека, животных и растений.

курсовая работа , добавлен 22.11.2012


Открытие, физические и химические свойства азота. Круговорот азота в природе. Промышленный и лабораторный способы получения чистого азота. Химические реакции азота в нормальных условиях. Образование природных залежей полезных ископаемых, содержащих азот.

презентация , добавлен 08.12.2013


Биологические и не биологические процессы фиксации азота. Открытие бактерий рода азотобактер. Соединения азота, формы их распространения и области применения. Физические и химические свойства азота, его распространение в природе и способы получения.

реферат , добавлен 22.04.2010


Понятие аммиакатов, их использование в химическом анализе. Характеристика и свойства азота, строение молекулы. Степени окисления азота в соединениях. Форма молекулы аммиака. Проведение эксперимента по исследованию свойств аммиакатов, меди, никеля.

курсовая работа , добавлен 02.10.2013


Общие аспекты токсичности тяжелых металлов для живых организмов. Биологическая и экологическая роль р-элементов и их соединений. Применение их соединений в медицине. Токсикология оксидов азота, нитритов и нитратов. Экологическая роль соединений азота.

курсовая работа , добавлен 06.09.2015


Бесцветный негорючий газ с приятным сладковатым запахом и привкусом. Смеси оксида азота с эфиром, циклопропаном, хлорэтилом. Химические свойства и получение оксида азота. Симптомы отравления веселящим газом и оказание первой медицинской помощи.

Азот фиксируется в атмосфере и фотохимическим путем: поглотив квант света, молекула N 2 переходит в возбужденное, активированное состояние и становится способной соединяться с кислородом...

Из почвы соединения азота попадают в растения. Далее: «лошади кушают овес», а хищники - травоядных животных. По пищевой цепи идет круговорот вещества, в том числе и элемента № 7. При этом форма существования азота меняется, он входит в состав все более сложных и нередко весьма активных соединений. Но не только «грозорожденный» азот путешествует по пищевым цепям.

Еще в древности было замечено, что некоторые растения, в частности бобовые, способны повышать плодородие почвы.

«...Или, как сменится год, золотые засеивай злаки Там, где с поля собрал урожай, стручками шумящий, Или где вика росла мелкоплодная с горьким лупином...»

Вчитайтесь: это же травопольная система земледелия! Строки эти взяты из поэмы Вергилия, написанной около двух тысяч лет назад.

Пожалуй, первым, кто задумался над тем, почему бобовые дают прибавки урожая зерновых, был французский агрохимик Ж. Буссенго. В 1838 г. он установил, что бобовые обогащают почву азотом. Зерновые же (и еще многие другие растения) истощают землю, забирая, в частности, все тот же азот. Буссенго предположил, что листья бобовых усваивают азот из воздуха, но это было заблуждением. В то время немыслимо было предположить, что дело не в самих растениях, а в особых микроорганизмах, вызывающих образование клубеньков на их корнях. В симбиозе с бобовыми эти организмы и фиксируют азот атмосферы. Сейчас это прописная истина.

В наше время известно довольно много различных азот-фиксаторов: бактерии, актиномицеты, дрожжевые и плесневые грибки, синезеленые водоросли. И все они поставляют азот растениям. Но вот вопрос: каким образом без особых энергетических затрат расщепляют инертную молекулу N 2 микроорганизмы ? И почему одни из них обладают этой полезнейшей для всего живого способностью, а другие нет? Долгое время это оставалось загадкой. Тихий, без громов и молний механизм биологической фиксации элемента № 7 был раскрыт лишь недавно. Доказано, что путь элементного азота в живое вещество стал возможен благодаря восстановительным процессам, в ходе которых азот превращается в аммиак. Решающую роль при этом играет фермент нитрогеназа. Его центры, содержащие соединения железа и молибдена , активируют азот для «стыковки» с водородом, который предварительно активируется другим ферментом. Так из инертного азота получается весьма активный аммиак - первый стабильный продукт биологической азотфиксации.

Вот ведь как получается! Сначала процессы жизнедеятельности перевели аммиак первичной атмосферы в азот, а затем жизнь снова превратила азот в аммиак. Стоило ли природе на этом «ломать копья»? Безусловно, потому что именно так и возник круговорот элемента № 7.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Азот - седьмой элемент Периодической таблицы. Обозначение - N от латинского «nitrogenium». Расположен во втором периоде, VА группе. Относится к неметаллам. Заряд ядра равен 7.

Большая часть азота находится в свободном состоянии. Свободный азот является главной составной частью воздуха, который содержит 78,2% (об.) азота. Неорганические соединения азота не встречаются в природе в больших количествах, если не считать натриевую селитру NaNO 3 , образующую мощные пласты на побережье Тихого океана в Чили. Почва содержит незначительные количества азота, преимущественно в виде солей азотной кислоты. Но в виде сложных органических соединений - белков - азот входит в состав всех живых организмов.

В виде простого вещества азот - это бесцветный газ, не имеющий запаха и весьма мало растворимый в воде. Он немного легче воздуха: масса 1 л азота равна 1,25 г.

Атомная и молекулярная масса азота

Относительной атомной массой элемента называют отношение массы атома данного элемента к 1/12 массы атома углерода. Относительная атомная масса безразмерна и обозначается A r (индекс «r» — начальная буква английского слова relative, что в переводе означает «относительный»). Относительная атомная масса атомарного азота равна 14,0064 а.е.м.

Массы молекул, также как массы атомов выражаются в атомных единицах массы. Молекулярной массой вещества называется масса молекулы, выраженная в атомных единицах массы. Относительной молекулярной массой вещества называют отношение массы молекулы данного вещества к 1/12 массы атома углерода, масса которого равна 12 а.е.м. Известно, что молекула азота двухатомна - N 2 . Относительная молекулярная масса молекулы азота будет равна:

M r (N 2) = 14,0064× 2 ≈ 28.

Изотопы азота

В природе азот существует в виде двух стабильных изотопов 14 N (99,635%) и 15 N (0,365%). Их массовые числа равны 14 и 15 соответственно. Ядро атома изотопа азота 14 N содержит семь протонов и семь нейтронов, а изотопа 15 N - такое же количество протонов и шесть нейтронов.

Существует четырнадцать искусственных изотопов азота с массовыми числами от 10-ти до 13-ти и от 16-ти до 25-ти, из которых наиболее стабильным является изотоп 13 Nс периодом полураспада равным 10 минут.

Ионы азота

На внешнем энергетическом уровне атома азота имеется пять электронов, которые являются валентными:

1s 2 2s 2 2p 3 .

Схема строения атома азота представлена ниже:

В результате химического взаимодействия азот может терять свои валентные электроны, т.е. являться их донором, и превращаться в положительно заряженные ионы или принимать электроны другого атома, т.е. являться их акцептором, и превращаться в отрицательно заряженные ионы:

N 0 -5e → N 2+ ;

N 0 -4e → N 4+ ;

N 0 -3e → N 3+ ;

N 0 -2e → N 2+ ;

N 0 -1e → N 1+ ;

N 0 +1e → N 1- ;

N 0 +2e → N 2- ;

N 0 +3e → N 3- .

Молекула и атом азота

Молекула азота состоит из двух атомов - N 2 . Приведем некоторые свойства, характеризующие атом и молекулу азота:

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Задание	Для образования хлорида аммония было взято 11,2 л (н.у.) газообразного аммиака и 11,4 л (н.у.) хлороводорода. Какова масса образовавшегося продукта реакции?
Решение	Запишем уравнение реакции получения хлорида аммония из аммиака и хлороводорода: NH 3 + HCl = NH 4 Cl. Найдем количество молей исходных веществ: n(NH 3) = V(NH 3) / V m ; n(NH 3) = 11,2 / 22,4 = 0,5 моль. n(HCl) = V(NH 3) / V m ; n(HCl) = 11,4 / 22,4 = 0,51 моль. n(NH 3) n(NH 4 Cl) = n(NH 3) = 0,5 моль. Тогда, масса хлорида аммония будет равна: M(NH 4 Cl) = 14 + 4×1 + 35,5 = 53,5г/моль. m(NH 4 Cl) = n(NH 4 Cl) × M(NH 4 Cl); m(NH 4 Cl) = 0,5×53,5 = 26,75 г.
Ответ	26,75 г

ПРИМЕР 2

Задание	10,7 г хлорида аммония смешали с 6 г гидроксида кальция и смесь нагрели. Какой газ и сколько его по массе и объему выделилось (н.у.)?
Решение	Запишем уравнение реакции взаимодействия хлорида аммония с гидроксидом кальция: 2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 = CaCl 2 + 2NH 3 - + 2H 2 O. Определим, какое из двух реагирующих веществ находится в избытке. Для этого рассчитаем их количество молей: M(NH 4 Cl) = A r (N) + 4×A r (H) + A r (Cl); M(NH 4 Cl) = 14 + 4×1 + 35,5 = 53,5 г/моль. n(NH 4 Cl) = m (NH 4 Cl) / M(NH 4 Cl); n(NH 4 Cl) = 10,7 / 53,5 = 0,1 моль. M(Ca(OH) 2) = A r (Ca) + 2×A r (H) + 2×A r (O); M(Ca(OH) 2) = 40 + 2×1 + 2×16 = 42 + 32 = 74 г/моль. n(Ca(OH) 2) = m (Ca(OH) 2) / M(Ca(OH) 2); n(Ca(OH) 2) = 6 / 74 = 0,08 моль. n(Ca(OH) 2) n(NH 3) = 2×n(Ca(OH) 2) = 2×0,08 = 0,16 моль. Тогда, масса аммиака будет равна: M(NH 3) = A r (N) + 3×A r (H) = 14 + 3×1 = 17 г/моль. m(NH 3) = n(NH 3) ×M(NH 3) = 0,16 × 17 = 2,72 г. Объем аммиака равен: V(NH 3) = n(NH 3) ×V m ; V(NH 3) = 0,16× 22,4 = 3,584 л.
Ответ	В результате реакции образовался аммиак объемом 3,584 л и массой 2,72 г.

Свойства элементов V-A подгруппы

Элемент	Азот N	Фосфор Р	Мышьяк As	Сурьма Sb	Висмут Bi
Свойство
Порядковый номер элемента	7	15	33	51	83
Относительная атомная масса	14,007	30,974	74,922	121,75	208,980
Температура плавления,С 0	-210	44,1 (белый)	817 (4МПа)	631	271
Температура кипения,С 0	-196	280 (белый)	613	1380	1560
Плотность г/см 3	0,96 (твёрдый)	1,82 (белый)	5,72	6,68	9,80
Степени окисления	+5, +3,-3	+5, +3,-3	+5, +3,-3	+5, +3,-3	+5, +3,-3

1. Строение атомов химических элементов

Название химического элемента	Схема строения атома	Электронное строение последнего энергоуровня	Формула высшего оксида R 2 O 5	Формула летучего водородного соединения RH 3
1. Азот	N+7) 2) 5	…2s 2 2p 3	N 2 O 5	NH 3
2. Фосфор	P+15) 2) 8) 5	…3s 2 3p 3	P 2 O 5	PH 3
3. Мышьяк	As+33) 2) 8) 18) 5	…4s 2 4p 3	As 2 O 5	AsH 3
4. Сурьма	Sb+51) 2) 8) 18) 18) 5	…5s 2 5p 3	Sb 2 O 5	SbH 3
5. Висмут	Bi+83) 2) 8) 18) 32) 18) 5	…6s 2 6p 3	Bi 2 O 5	BiH 3

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

N – окислитель (0 → -3)	N – восстановитель (0 → +5)
1. С металлами образуются нитриды M x N y - при нагревании с Mg и щелочно-земельными и щелочными: 3С a + N 2 = Ca 3 N 2 (при t) - c Li при к t комнатной Нитриды разлагаются водой Са 3 N 2 + 6H 2 O = 3Ca(OH) 2 + 2NH 3 2. С водородом 3 H 2 + N 2 ↔ 2 NH 3 (условия - T , p , kat )	N 2 + O 2 ↔ 2 NO – Q (при t= 2000 C) Азот не реагирует с серой, углеродом, фосфором, кремнием и некоторыми другими неметаллами.

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?

Неметаллический элемент 15-й группы периодической таблицы - азот, 2 атома которого, соединяясь, образуют молекулу, - бесцветный, без запаха и вкуса газ, составляющий большую часть атмосферы Земли и являющийся составной частью всего живого.

История обнаружения

Газ азот составляет около 4/5 земной атмосферы. Он был выделен в ходе ранних исследований воздуха. В 1772 году шведский химик Карл-Вильгельм Шееле первым продемонстрировал, что такое азот. По его мнению, воздух представляет собой смесь двух газов, один из которых он назвал «огненным воздухом», т. к. тот поддерживал горение, а другой - «нечистым воздухом», потому что он оставался после того, как первый расходовался. Это были кислород и азот. Примерно в то же время азот был выделен шотландским ботаником Даниэлем Резерфордом, который первым опубликовал свои выводы, а также британским химиком Генри Кавендишем и британским священнослужителем и ученым Джозефом Пристли, который разделил с Шееле первенство открытия кислорода. Дальнейшие исследования показали, что новый газ входит в состав селитры, или нитрата калия (KNO 3), и, соответственно, он был назван нитрогеном ("рождающим селитру") французским химиком Шапталем в 1790 г. Азот был впервые отнесен к химическим элементам Лавуазье, чье объяснение роли кислорода в горении опровергло теорию флогистона - популярное в XVIII в. ошибочное представление о горении. Неспособность этого химического элемента поддерживать жизнь (по-гречески ζωή) стала причиной того, что Лавуазье назвал газ азотом.

Возникновение и распространение

Что такое азот? По распространенности химических элементов он занимает шестое место. Атмосфера Земли на 75,51 % по весу и на 78,09 % по объему состоит из этого элемента и является основным его источником для промышленности. В атмосфере также содержится небольшое количество аммиака и солей аммония, а также оксиды азота и образующиеся во время гроз, а также в двигателях внутреннего сгорания. Свободный азот найден во многих метеоритах, вулканических и шахтных газах и ​​некоторых минеральных источниках, на солнце, в звездах и туманностях.

Азот также встречается в минеральных отложениях нитрата калия и натрия, но для удовлетворения потребностей человека их недостаточно. Другим материалом, богатым этим элементом, является гуано, которое можно найти в пещерах, где много летучих мышей, или в сухих местах, посещаемых птицами. Также азот содержится в дожде и почве в виде аммиака и солей аммония, а в морской воде в виде ионов аммония (NH 4 +), нитритов (NO 2 -) и нитратов (NO 3 -). В среднем он составляет около 16 % сложных органических соединений, таких как белки, присутствующих во всех живых организмах. Естественное его содержание в земной коре составляет 0,3 части на 1000. Распространенность в космосе - от 3 до 7 атомов на атом кремния.

Крупнейшими странами-производителями азота (в виде аммиака) в начале XXI века были Индия, Россия, США, Тринидад и Тобаго, Украина.

Коммерческое производство и использование

Промышленное производство азота основано на фракционной перегонке сжиженного воздуха. Температура его кипения равна -195,8 °С, что на 13 °С ниже, чем у кислорода, который таким образом отделяется. Азот также может быть получен в больших масштабах путем сжигания углерода или углеводородов в воздухе и отделения полученного диоксида углерода и воды из остаточного азота. В малых масштабах чистый азот производится путем нагревания азида бария Ba(N 3) 2 . Лабораторные реакции включают нагрев раствора нитрита аммония (NH 4 NO 2), окисление аммиака водным раствором брома или нагретым :

• NH 4 + +NO 2 - →N 2 +2H 2 O.
• 8NH 3 +3Br 2 →N 2 +6NH 4 + +6Br - .
• 2NH 3 +3CuO→N 2 +3H 2 O+3Cu.

Элементарный азот может быть использован в качестве инертной атмосферы для реакций, требующих исключения кислорода и влаги. Находит применение и жидкий азот. Водород, метан, окись углерода, фтор и кислород - единственные вещества, которые при температуре кипения азота не переходят в твердое кристаллическое состояние.

В химической промышленности этот химический элемент используется для предотвращения окисления или другой порчи продукта, как инертный разбавитель химически активного газа, для удаления тепла или химических веществ, а также в качестве ингибитора пожара или взрыва. В пищевой промышленности газ азот применяется для предотвращения порчи продуктов, а жидкий - для сушки замораживанием и в системах охлаждения. В электротехнической промышленности газ предотвращает окисление и другие химические реакции, создает давление в оболочке кабеля и защищает электродвигатели. В металлургии азот используется при сварке и пайке, предотвращая окисление, обуглероживание и обезуглероживание. Как неактивный газ его применяют в производстве пористой резины, пластмассы и эластомеров, он служит в качестве пропеллента в аэрозольных баллончиках, а также создает давление жидкого топлива в реактивных самолетах. В медицине быстрое замораживание жидким азотом используется для сохранения крови, костного мозга, тканей, бактерий и спермы. Он нашел применение и в криогенных исследованиях.

Соединения

Большая часть азота используется в производстве химических соединений. Тройная связь между атомами элемента настолько сильна (226 ккал на моль, вдвое больше, чем у молекулярного водорода), что молекула азота с трудом вступает в другие соединения.

Основным промышленным методом фиксации элемента является процесс Хабера-Боша для синтеза аммиака, разработанный во время Первой мировой войны, чтобы уменьшить зависимость Германии от Он включает прямой синтез NH 3 - бесцветного газа с резким, раздражающим запахом - непосредственно из его элементов.

Большая часть аммиака превращается в азотную кислоту (HNO 3) и нитраты - соли и сложные эфиры азотной кислоты, кальцинированную соду (Na 2 CO 3), гидразин (N 2 H 4) - бесцветную жидкость, используемую в качестве ракетного топлива и во многих промышленных процессах.

Азотная кислота является другим основным коммерческим соединением данного химического элемента. Бесцветная, высококоррозионная жидкость используется в производстве удобрений, красителей, лекарственных средств и взрывчатых веществ. Нитрат аммония (NH 4 NO 3) - соль аммиака и азотной кислоты - является наиболее распространенным компонентом азотных удобрений.

Азот + кислород

С кислородом азот образует ряд оксидов, в т. ч. закись азота (N 2 O), в которой его валентность равна +1, окись (NO) (+2) и двуокись (NO 2) (+4). Многие оксиды азота чрезвычайно летучи; они являются главными источниками загрязнения в атмосфере. Закись азота, также известная как веселящий газ, иногда используется в качестве анестезирующего средства. При вдыхании она вызывает мягкую истерию. Оксид азота быстро реагирует с кислородом с образованием коричневого диоксида, промежуточного продукта в и мощного окислителя в химических процессах и ракетном топливе.

Также используются некоторые нитриды, образованные соединением металлов с азотом при повышенных температурах. Нитриды бора, титана, циркония и тантала имеют специальные применение. Одна кристаллическая форма нитрида бора (BN), например, по твердости не уступает алмазу и плохо окисляется, поэтому используется в качестве высокотемпературного абразива.

Неорганические цианиды содержат группу CN - . Цианистый водород, или HCN, является крайне неустойчивым и чрезвычайно токсичным газом, который применяется для фумигации, концентрации руды, в других промышленных процессах. Дициан (CN) 2 используется в качестве промежуточного химического вещества и для фумигации.

Азиды представляют собой соединения, которые содержат группу из трех атомов азота -N 3 . Большинство их неустойчиво и очень чувствительно к ударам. Некоторые из них, такие как азид свинца Pb(N 3) 2 , используются в детонаторах и капсюлях. Азиды, подобно галогенам, охотно взаимодействуют с другими веществами и образуют множество соединений.

Азот входит в состав нескольких тысяч органических соединений. Большинство из них являются производными от аммиака, цианистого водорода, циана, закиси или азотной кислоты. Амины, аминокислоты, амиды, например, получены из аммиака или тесно связаны с ним. Нитроглицерин и нитроцеллюлоза - сложные эфиры азотной кислоты. Нитриты получают из азотистой кислоты (HNO 2). Пурины и алкалоиды являются гетероциклическими соединениями, в которых азот замещает один или несколько атомов углерода.

Свойства и реакции

Что такое азот? Это бесцветный газ без запаха, который конденсируется при -195,8 °С в бесцветную, маловязкую жидкость. Элемент существует в виде молекул N 2 , представляемых в виде:N:::N:, у которых энергия связи, равная 226 ккал на моль, уступает только окиси углерода (256 ккал на моль). По этой причине энергия активации молекулярного азота очень высока, поэтому в обычных условиях элемент относительно инертен. Кроме того, высокостабильная молекула азота в значительной степени способствует термодинамической неустойчивости многих азотсодержащих соединений, в которых связи, пусть и достаточно сильные, но уступают связям молекулярного азота.

Относительно недавно и неожиданно была открыта способность молекул азота служить в качестве лигандов в комплексных соединениях. Наблюдение того, что некоторые растворы комплексов рутения могут поглощать атмосферный азот, привело к тому, что вскоре может быть найден более простой и лучший способ фиксации этого элемента.

Активный азот можно получить путем пропускания газа низкого давления через высоковольтный электрический разряд. Продукт светится желтым светом и гораздо охотнее вступает в реакции, чем молекулярный, с атомарным водородом, серой, фосфором и различными металлами, а также способен разлагать NO до N 2 и O 2 .

Более ясное представление о том, что такое азот, можно получить благодаря его электронной структуре, которая имеет вид 1s 2 2s 2 2p 3 . Пять электронов внешних оболочек слабо экранируют заряд, в результате чего эффективный ядерный заряд ощущается на расстоянии ковалентного радиуса. Атомы азота относительно невелики и обладают высокой электроотрицательностью, располагаясь между углеродом и кислородом. Электронная конфигурация включает три полузаполненные внешние орбитали, позволяющие образовывать три ковалентные связи. Поэтому атом азота должен обладать чрезвычайно высокой реакционной способностью, образуя с большинством других элементов стабильные бинарные соединения, особенно когда другой элемент существенно отличается электроотрицательностью, придающей значительную полярность связям. Когда электроотрицательность другого элемента ниже, полярность придает атому азота частичный отрицательный заряд, что освобождает его неразделенные электроны для участия в координационных связях. Когда другой элемент более электроотрицателен, частично положительный заряд азота существенно ограничивает донорные свойства молекулы. При малой полярности связи, вследствие равной электроотрицательности другого элемента, множественные связи превалируют над одиночными. Если несоответствие атомных размеров препятствует образованию множественных связей, то образованная простая связь, вероятно, будет относительно слабой, и соединение будет неустойчивым.

Аналитическая химия

Часто процент азота в газовой смеси может быть определен путем измерения ее объема после поглощения других компонентов химическими реагентами. Разложение нитратов серной кислотой в присутствии ртути высвобождает окись азота, которая может быть измерена в виде газа. Азот высвобождается из органических соединений, когда они сгорают над окисью меди, а свободный азот может быть измерен в виде газа после поглощения других продуктов сгорания. Хорошо известный метод Кьельдаля по определению содержания рассматриваемого нами вещества в органических соединениях заключается в разложении соединения концентрированной серной кислотой (в случае необходимости содержащей ртуть, или ее оксид, а также различные соли). Таким образом азот преобразуется в сульфат аммония. Добавление гидроксида натрия высвобождает аммиак, который собирают обычной кислотой; остаточное количество непрореагировавшей кислоты затем определяется титрованием.

Биологическое и физиологическое значение

Роль азота в живой материи подтверждает физиологическую активность его органических соединений. Большинство живых организмов не может использовать этот химический элемент непосредственно и должно иметь доступ к его соединениям. Поэтому фиксация азота имеет огромное значение. В природе это происходит в результате двух основных процессов. Одним из них является действие электрической энергии на атмосферу, благодаря чему молекула азота и кислорода диссоциируют, что позволяет свободным атомам образовать NO и NO 2 . Двуокись затем вступает в реакцию с водой: 3NO 2 +H 2 O→2HNO 3 +NO.

HNO 3 растворяется и приходит на Землю с дождем в виде слабого раствора. Со временем кислота становится частью комбинированного азота почвы, где нейтрализуется, образуя нитриты и нитраты. Содержание N в культивируемых почвах, как правило, восстанавливается благодаря внесению удобрений, содержащих нитраты и аммонийные соли. Выделения животных и растений и их разложение возвращает соединения азота в почву и воздух.

Другим основным процессом естественной фиксации является жизнедеятельность бобовых. Благодаря симбиозу с бактериями эти культуры способны превращать атмосферный азот непосредственно в его соединения. Некоторые микроорганизмы, такие как Azotobacter Chroococcum и Clostridium pasteurianum, способны фиксировать N самостоятельно.

Сам газ, будучи инертным, безвреден, за исключением случая, когда им дышат под давлением, и он растворяется в крови и других жидкостях тела в более высоких концентрациях. Это вызывает наркотический эффект, а если давление снижается слишком быстро, избыток азота выделяется в виде пузырьков газа в различных местах организма. Это может вызвать боль в мышцах и суставах, обмороки, частичный паралич и даже смерть. Эти симптомы называются декомпрессионной болезнью. Поэтому те, кто вынужден дышать воздухом в таких условиях, должны очень медленно снижать давление до нормального, чтобы избыток азота выходил через легкие без образования пузырьков. Лучшей альтернативой является использование для дыхания смеси кислорода и гелия. Гелий гораздо менее растворим в жидкостях организма, и опасность уменьшается.

Изотопы

Азот существует в виде двух стабильных изотопов: 14 N (99,63 %) и 15 N (0,37 %). Они могут быть разделены с помощью химического обмена или путем термической диффузии. Масса азота в виде искусственных радиоактивных изотопов находится в пределах 10-13 и 16-24. Наиболее стабильный период полураспада, равный 10 минутам. Первая искусственно индуцированная ядерная трансмутация была произведена в 1919 г. британским физиком который, бомбардируя азот-14 альфа-частицами, получил ядра кислорода-17 и протоны.

Свойства

Напоследок перечислим основные свойства азота:

• Атомный номер: 7.
• Атомная масса азота: 14,0067.
• Температура плавления: -209,86 °C.
• Точка кипения: -195,8 °C.
• Плотность (1 атм, 0 °С): 1,2506 г азота на литр.
• Обычные состояния окисления: -3, +3, +5.
• Конфигурация электронов: 1s 2 2s 2 2p 3 .