Помощь по Теле2, тарифы, вопросы

Азот - химический элемент, который известен каждому. Его обозначают буквой N. Он, можно сказать, основа неорганической химии, и поэтому его начинают изучать еще в восьмом классе. В этой статье мы подробно рассмотрим азот, а также его характеристики и свойства.

История открытия элемента

Такие соединения, как аммиак, селитра, азотная кислота, были известны и применялись на практике задолго до получения чистого азота в свободном состоянии.

Во время эксперимента, проведенного в 1772 году, Даниель Резерфорд сжигал фосфор и прочие вещества в колоколе из стекла. Он выяснил, что газ, остающийся после сгорания соединений, не поддерживает горения и дыхания, и назвал его «удушливым воздухом».

В 1787 году Антуан Лавуазье установил, что газы, входящие в состав обычного воздуха, - это простые химические элементы, и предложил название «Азот». Чуть позже (в 1784 г.) физик Генри Кавендиш доказал, что это вещество входит в состав селитры (группы нитратов). Отсюда происходит латинское название азота (от позднелатинского nitrum и греческого gennao), предложенное Ж. А. Шапталем в 1790 году.

К началу XIX века учеными были выяснены химическая инертность элемента в свободном состоянии и его исключительная роль в соединениях с другими веществами. С этого момента «связывание» азота воздуха стало важнейшей технической проблемой химии.

Физические свойства

Азот немного легче воздуха. Его плотность составляет 1,2506 кг/м³ (0 °С, 760 мм рт. ст.), температура плавления - -209,86 °С, кипения - -195,8 °С. Азот с трудом сжижается. Его критическая температура относительно низка (-147,1 °С), при этом критическое давление довольно высоко - 3,39 Мн/м². Плотность в жидком состоянии - 808 кг/м³. В воде этот элемент менее растворим, чем кислород: в 1 м³ (при 0 °С) Н₂О может раствориться 23,3 г N. Этот показатель выше при работе с некоторыми углеводородами.

При нагревании до невысоких температур этот элемент взаимодействует только с активными металлами. Например, с литием, кальцием, магнием. С большинством других веществ азот вступает в реакцию в присутствии катализаторов и/или при высокой температуре.

Хорошо изучены соединения N с О₂ (кислородом) N₂O₅, NO, N₂O₃, N₂O, NO₂. Из них при взаимодействии элементов (t - 4000 °С) образуется оксид NO. Далее в процессе охлаждения он окисляется до NO₂. Оксиды азота образуются в воздухе при прохождении атмосферных разрядов. Их можно получить действием ионизирующих излучений на смесь N с О₂.

При растворении в воде N₂O₃ и N₂O₅ соответственно получаются кислоты HNO₂ и HNO₂, образующие соли - нитраты и нитриты. Азот соединяется с водородом исключительно в присутствии катализаторов и при высокой температуре, образуя NH₃ (аммиак). Кроме того, известны и другие (они довольно многочисленны) соединения N с H₂, к примеру диимид HN = NH, гидразин H₂N-NH₂, октазон N₈H₁₄, кислота HN₃ и другие.

Стоит сказать, что большинство соединений водород + азот выделены исключительно в виде органических производных. Этот элемент не взаимодействует (непосредственно) с галогенами, поэтому все его галогениды получают только косвенным путем. К примеру, NF₃ образуется при взаимодействии аммиака с фтором.

Большинство галогенидов азота - малостойкие соединения, более устойчивы оксигалогениды: NOBr, NO₂F, NOF, NOCl, NO₂Cl. Непосредственного соединения N с серой также не происходит, N₄S₄ получается в процессе реакции аммиак + жидкая сера. Во время взаимодействия раскаленного кокса с N образуется циан (CN)₂. В процессе нагревания ацетилена С₂Н₂ с азотом до 1500 °С можно получить цианистый водород HCN. При взаимодействии N с металлами при относительно высоких температурах образуются нитриды (к примеру, Mg₃N₂).

При воздействии на обычный азот электроразрядов [при давлении 130–270 н/м² (соответствует 1–2 мм рт. cт.)] и при разложении Mg₃N₂, BN, TiNx и Ca₃N₂, а также при электроразрядах в воздухе может быть образован активный азот, обладающий повышенным запасом энергии. Он, в отличие от молекулярного, весьма энергично взаимодействует с водородом, парами серы, кислородом, некоторыми металлами и фосфором.

Азот входит в состав довольно многих важнейших органических соединений, в том числе - аминокислот, аминов, нитросоединений и прочих.

Получение азота

В лаборатории этот элемент может быть легко получен в процессе нагревания концентрированного раствора нитрита аммония (формула: NH₄NO₂ = N₂ + 2H₂O). Технический метод получения N основан на разделении заранее сжиженного воздуха, который в дальнейшем подвергается разгонке.

Область применения

Основная часть получаемого свободного азота используется при промышленном производстве аммиака, который потом в довольно больших количествах перерабатывается на удобрения, взрывчатые вещества и т. п.

Кроме прямого синтеза NH₃ из элементов, применяется разработанный в начале прошлого века цианамидный метод. Он основан на том, что при t = 1000 °С карбид кальция (образованный накаливанием смеси угля и извести в электропечи) реагирует со свободным азотом (формула: СаС₂ + N₂ = CaCN₂ + С). Полученный цианамид кальция под действием разогретого водяного пара разлагается на CaCO₃ и 2NH₃.

В свободном виде данный элемент применяется во многих отраслях промышленности: в качестве инертной среды при разнообразных металлургических и химических процессах, при перекачке горючих жидкостей, для заполнения пространства в ртутных термометрах и т. д. В жидком состоянии он используется в различных холодильных установках. Его транспортируют и хранят в стальных сосудах Дьюара, а сжатый газ - в баллонах.

Широко применяют и многие соединения азота. Их производство стало усиленно развиваться после Первой мировой войны и на данный момент достигло поистине огромных масштабов.

Это вещество является одним из основных биогенных элементов и входит в состав важнейших элементов живых клеток - нуклеиновых кислот и белков. Однако количество азота в живых организмах невелико (примерно 1–3 % на сухую массу). Имеющийся в атмосфере молекулярный материал усваивают лишь сине-зеленые водоросли и некоторые микроорганизмы.

Довольно большие запасы этого вещества сосредоточены в почве в виде различных минеральных (нитраты, аммонийные соли) и органических соединений (в составе нуклеиновых кислот, белков и продуктов их распада, включая еще не полностью разложившиеся остатки флоры и фауны).

Растения отлично усваивают азот из грунта в виде органических и неорганических соединений. В природных условиях большое значение имеют особые почвенные микроорганизмы (аммонификаторы), которые способны минерализировать органический N почвы до солей аммония.

Нитратный азот грунта образуется в процессе жизнедеятельности нитрифицирующих бактерий, открытых С. Виноградским в 1890 году. Они окисляют аммонийные соли и аммиак до нитратов. Часть усвояемого флорой и фауной вещества теряется из-за воздействия денитрифицирующих бактерий.

Микроорганизмы и растения отлично усваивают как нитратный, так и аммонийный N. Они активно превращают неорганический материал в различные органические соединения - аминокислоты и амиды (глутамин и аспарагин). Последние входят в состав многих белков микроорганизмов, растений и животных. Синтез аспарагина и глутамина путем амидирования (ферментативного) аспарагиновой и глутаминовой кислот осуществляется многими представителями флоры и фауны.

Производство аминокислот происходит при помощи восстановительного аминирования ряда кетокислот и альдегидокислот, возникающих путем ферментативного переаминирования, а также в результате окисления различных углеводов. Конечными продуктами усвоения аммиака (NH₃) растениями и микроорганизмами являются белки, которые входят в состав ядра клеток, протоплазмы, а также откладываются в виде так называемых запасных белков.

Человек и большинство животных могут синтезировать аминокислоты лишь в довольно ограниченной мере. Они не способны производить восемь незаменимых соединений (лизин, валин, фенилаланин, триптофан, изолейцин, лейцин, метионин, треонин), и потому для них главным источником азота являются потребляемые с пищей белки, то есть, в конечном счете, - собственные белки микроорганизмов и растений.

Азот (N) - седьмой химический элемент в Периодической системе Д.И. Менделеева. Является одним из самых распространенных химических элементов на нашей планете. Атмосфера Земли почти на 80% состоит из азота. По распространенности в Солнечной системе азот занимает 4 место.

В природе при нормальных условиях простой азот встречается в виде двухатомного газа без цвета и запаха. Химически азот довольно инертен, именно поэтому он сохранился в атмосфере. Тем не менее, при определенных условиях, например, при разрядах молний, простой азот может вступать в химические реакции. Некоторые микроорганизмы (азотфиксирующие бактерии) способны связывать атмосферный азот. Именно такими путями он и попадает в почву. Растения усваивают содержащиеся в почве соединения азота, и далее по пищевой цепи он попадает в организм человека и других животных.

В отличие от чистого азота, многие его соединения химически активны, а некоторые токсичны, например, азотная кислота, аммиак, синильная кислота, некоторые окиси азота и др.

Азот - элемент-органоген, без которого жизнь невозможна, поскольку в состав аминокислот, образующих белки, входит азот. Азот также входит в состав нуклеотидов - строительного материала ДНК, гормонов, нейромедиаторов, гемоглобина, большинства витаминов и других биологически активных и незаменимых для жизни веществ.

В организме человека азот составляет почти 2,5%.

Роль азота в организме человека

Как можно понять из сказанного выше, чистый азот сам по себе никакой биологической ценности не имеет, иначе живые организмы давным-давно полностью усвоили бы его из атмосферы. Биологической активностью обладают лишь соединения азота.

Прежде всего, азот входит в состав аминокислот, из которых затем образуются пептиды и белки.

Азот является составным элементом нуклеиновых кислот, которые соединяясь образуют ДНК и РНК. Поэтому в состав генетического аппарата клетки азот входит как неотъемлемый элемент.

В составе гемоглобина крови азот участвует в транспортировке кислорода во все участки тела.

Ряд гормонов (инсулин, адреналин, глюкагон, тироксин и другие) включает в свой состав аминокислоты, то есть без азота они не могли бы образоваться.

Азот входит в состав нейромедиатора ацетилхолина. С помощью этого вещества нервные клетки передают друг другу сигнал.

В последние десятилетия было проведено множество медицинских исследований, направленных на выявление роли оксида азота (II) на организм человека. В частности, было выявлено, что соединения, высвобождающие этот оксид азота, воздействуют на гладкую мускулатуру кровеносных сосудов, способствуя их расслаблению и расширению, что приводит к снижению кровяного давления. Именно такое действие оказывает всем известный нитроглицерин.

Источники азота

Как и подавляющее большинство других живых существ, человек не способен усваивать чистый азот. Поэтому в наш организм он поступает в связанном виде в составе растительных и животных белков, аминокислот, пуриновых соединений, нуклеотидов и т.д.

Нехватка азота

Дефицит чистого азота по понятным причинам исключен, поскольку он организму просто не нужен. Однако нехватка азотсодержащих веществ, например, белков и витаминов, явление весьма распространенное.

Причинами этого являются:

• несбалансированное питание, содержащее недостаточное количество белков;
• вегетарианское питание, поскольку в продуктах растительного происхождения очень часто отсутствуют некоторые незаменимые аминокислоты (содержащие их белки), а также витамины, например, В 12 ;
• нарушение переваривания белков в ЖКТ;
• нарушение всасывания аминокислот в ЖКТ (обычно в кишечнике);
• дистрофия и цирроз печени;
• различные нарушения обмена веществ, как наследственные, так и приобретенные, в том числе нарушение азотистого обмена;
• усиленное расщепление белка в организме.

Последствия нехватки азота:

• мышечная дистрофия;
• нарушения обмена веществ, сопровождающиеся отеками, задержкой физического и умственного развития;
• иммунодефицит;
• гиподинамия;
• депрессия.

Избыток азота

Можно говорить только об избытке азотсодержащих веществ, а не азота.

Самыми опасными соединениями азота, которые обычно поступают в организм человека, являются нитраты и нитриты. Первые (нитраты) используют в качестве азотного удобрения, поэтому они содержатся в продуктах растительного происхождения. Вторые (нитриты) используются как консерванты. Красному цвету копченые мясные изделия обязаны нитриту натрия, без которого они приобрели бы естественный для приготовленного мяса серо-коричневый цвет.

У людей также встречается избыток белка, например, когда человек долгое время находится на белковой диете. В результате нарушается деятельность почек и печени, симптомами чего обычно бывают отеки, темные круги под глазами, неприятный запах изо рта, мутная моча; возникает отвращение к мясной пище; присутствуют многие признаки отравления (тошнота и рвота, слабость, расстройство умственной деятельности и т.п.).

Чтобы этого не случилось, необходимо соблюдать сбалансированную диету, то есть сочетать в своем рационе растительную и животную пищу, пить достаточное количество воды. При этом необходимо помнить, что взрослому человеку достаточно потреблять в сутки 60-100 г белка.

Химические свойства азота

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

Взаимодействие с металлами

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

6Li + N 2 = 2Li 3 N.

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

3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 .

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

Взаимодействие с кислородом

Только под действием электрического разряда азот реагирует с кислородом:

O 2 + N 2 = 2NO.

Взаимодействие с водородом

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

3H 2 + N 2 = 2NH 3 .

Взаимодействие с другими неметаллами

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

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

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

Строение.

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

Получение

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

Химические свойства

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

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

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

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

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

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

K o =1,8·10 −5

Взаимодействуя с кислотами, даёт соответствующие соли аммония:

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

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

(реакция обратима)

(без катализатора, при повышенной температуре)

(в присутствии катализатора, при повышенной температуре)

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

Окисляя аммиак гипохлоритом натрия в присутствии желатина, получают гидразин:

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

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

(гидрохлорид метиламмония)

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Графит

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

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

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

Из этой статьи вы узнаете про кислород и азот - два газа, которые успешно взаимодействуют между собой.

Азот

Сам азот был открыт в 1772 году химиком Генри Кавендишем. В своей лаборатории Генри с помощью специального устройства несколько раз пропускал над раскаленным углем. Затем воздух обрабатывался щелочами. Из-за свойств полученный от эксперимента остаток был назван «удушливым» газом. Но ученый не смог понять, какое вещество он получил. Современному химику известно, что пропускание воздуха над раскаленным углем дает в результате углекислый газ, который нейтрализуется щелочью. О своем опыте Генри сообщил приятелю - Джозефу Пристли.

Интересно, что это не первый случай, когда ученые не могут понять, какое вещество получилось в ходе . Например, с помощью тока Пристли как-то связал кислород и азот, но не смог понять, что в результате опыта он получил аргон, который является инертным газом.

Физические свойства азота

При стандартных условиях азот представляет собой инертный бесцветный газ без запаха и вкуса. Он безопасен для человека. Кроме того, этот газ практически не растворяется в воде и химически не взаимодействует с ней.

Также седьмой элемент периодической системы Менделеева существует в жидком и твердом агрегатных состояниях.

Жидкий азот

Температура кипения жидкого азота составляет -195,8 °С, а в твердое состояние он переходит при -209,86 °С.

Химические свойства азота

Сам бесцветный газ имеет очень прочные двухатомные молекулы, которые образуют тройную связь. Поэтому молекулы практически не распадаются. И именно из-за этого свойства азот проявляет малую химическую активность. Все его соединения крайне неустойчивы, потому что при нагреве вещества образуется свободный азот.

Реакции азота с металлами

Молекулярный азот может вступать в реакцию лишь с небольшой группой металлов, которые проявляют восстановительные свойства. Например, N₂ может вступать в реакцию с литием:

6Li + N₂ = 2Li₃N

Также он реагирует с легким серебристым металлом , но для этого химического процесса нужен нагрев до 300 °С. Результатом реакции будет нитрид магния - желтовато-зеленые кристаллы, которые при нагревании разлагаются на магний и свободный азот:

3Mg + N₂ = Mg₃N₂

Mg₃N₂ → 3Мg + N₂ (при нагреве от 1000 °С)

Если нитрид активного металла добавить в воду, запустится процесс гидролиза, и в итоге получится аммиак.

Азот и водород

При температуре около 400 °С и давлении в 200 атмосфер, а также в присутствии железа (то есть катализатора) протекает взаимодействие азота и водорода:

3H₂ + N₂ = 2NH₃

Взаимодействие азота с другими неметаллами

Все реакции с азотом проходят при высоких температурах. Например, с бором:

2B + N₂ = 2BN.

Азот не взаимодействует со многими галогенами, а также серой. Однако сульфиды и галогениды можно получить косвенным путем.

Реакция азота с кислородом

Кислород - это химический элемент, который имеет VIII порядковый атомный номер. Это прозрачный без запаха и цвета. В жидком виде кислород имеет синеватый оттенок.

Жидкий кислород

Также он способен находиться и в твердом агрегатном состоянии и представляет собой голубые кристаллики. Кислород имеет двухатомную молекулу.

Интересный факт: ученый Пристли первоначально не понял, что он открыл кислород - он считал, что в результате эксперимента получил некую составную часть воздуха. Ученый наблюдал за разложением оксида ртути в герметичном устройстве и с помощью линзы направлял на оксид солнечные лучи.

Если говорить о взаимодействии азота и кислорода, то вещества вступают в реакцию под воздействием электрического тока. У азота очень прочная молекула, которая весьма неохотно взаимодействуют с другими веществами:

O₂ + N₂ = 2NO

Существует несколько оксидов бесцветного газа, валентность которых колеблется от одного до пяти.

Вот несколько соединений, которые могут образовываться в ходе реакции азота и кислорода:

N₂O - закись азота;

NO - окись азота;

N₂O₃ - азотистый ангидрид;

NO₂ - двуокись азота;

N₂O₅ - азотный ангидрид.

Нажмите , чтобы провести интересный с получением двуокиси азота и изучить его свойства.

Закись азота применяют в качестве анестезии. Это соединение получают путем распада азотнокислого аммония - бесцветного газа с характерным запахом. Закись отлично растворяется в воде.

Молекула закиси азота

N₂O является постоянной составляющей воздуха. Химический процесс протекает при температуре 200 °С. Уравнение реакции выглядит следующим образом:

NH₄NO₃ = 2Н₂О + N₂O

Окись азота NO тоже является бесцветным газом, который практически не растворяется в воде. Это соединение неохотно отдает кислород, но зато известно своими реакциями присоединения. Например, взаимодействие с зеленовато-желтым токсичным газом хлором.

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.