Азот и его соединения

Азот, соединения азота

Урок 22. Химия 9 класс ФГОС

В данный момент вы не можете посмотреть или раздать видеоурок ученикам

Чтобы получить доступ к этому и другим видеоурокам комплекта, вам нужно добавить его в личный кабинет, приобрев в каталоге.

Получите невероятные возможности

Конспект урока «Азот, соединения азота»

Азот, соединения азота

Азот – элемент V A группы главной подгруппы, значит, на внешнем энергетическом уровне у него 5 электронов. До завершения внешнего уровня ему не хватает 3 электрона, которые он может присоединить, в этом случае степень окисления его будет равна -3. Кроме этого, атом азота может и отдавать электроны и приобретать положительные степени окисления. Таким образом, для атома азота в соединениях возможны степени окисления от -3 до +5.

Рассмотрим соединения азота.

Например, в аммиаке – NH₃ – степень окисления азота -3; в оксиде азота (I) – N₂O – степень окисления азота +1; в оксиде азота (II) – NO – степень окисления азота +2; в азотистой кислоте – HNO₂ – степень окисления азота +3; в оксиде азота (IV) – NO₂ – степень окисления азота +4; в азотной кислоте – HNO₃ – степень окисления азота +5.

Таким образом, если степень окисления азота -3, то он проявляет восстановительные свойства, если степень окисления +5, то азот проявляет окислительные свойства, а если у азота в соединении промежуточные степени окисления: +1, +2, +3, +4, то он может проявлять и окислительные, и восстановительные свойства.

Азот входит в состав воздуха, где его объёмная доля составляет 78%, он входит в состав земной коры и живых организмов. В космосе азот занимает по распространённости четвёртое место, вслед за водородом, гелием и кислородом.

Азот входит и в состав чилийской селитры – NaNO₃ – это неорганическое вещество образовалось из остатков птичьего помёта в условиях сухого и жаркого климата. Широко распространена и калийная селитра – KNO₃, встречающаяся в Индии.

Азот входит в состав всех белков, а белок просто необходим для жизни. Человек получает белок из растительной и животной пищи, а животные получают белок, в основном, из растений. А сами растения являются источником пополнения азота. Поэтому в природе постоянно происходит круговорот азота.

Так как азот входит в состав органических соединений, то он недоступен для растений. Но, в результате жизнедеятельности определённой группы бактэрий, органические соединения превращаются в неорганические – минеральные – это соли аммония и нитраты. И уже эти неорганические вещества усваиваются растениями. Затем растениями, которые усвоили азот, питаются животные и из растений получают необходимый белок.

Большую роль в фиксации азота играют клубеньковые бактерии, которые живут в клубеньках бобовых растений (клевера, гороха, люпина). Они усваивают атмосферный азот и превращают его в соединения, которые доступные растениям.

Кроме этого, соединения азота в почве пополняются за счёт грозовых ливней. Сначала из азота и кислорода образуется оксид азота (II), который под действием кислорода воздуха превращается в оксид азота (IV). Этот оксид реагирует с водой в присутствии кислорода воздуха и получается азотная кислота. Кислота затем вступает во взаимодействие с соединениями натрия, кальция и калия, которые находятся в почве, и образует соли – селитры, которые нужны для питания растений.

Простое вещество азот состоит из двухатомных молекул – N₂. В молекуле азота атомы связаны между собой тройной ковалентной неполярной связью. Эта связь очень прочная, поэтому азот является малоактивным веществом.

Азот является бесцветным газом, не имеет запаха и вкуса, немного легче воздуха. Не сжижается при обычной температуре, плохо растворим в воде, его температура плавления -210 0 C, а температура кипения -196 0 C.

В лаборатории азот получают разложением нитрита аммония при слабом нагревании.

Азот относительно инертен в химических реакциях. Он не реагирует ни с кислотами, ни с водой, ни со щелочами.

При обычных условиях азот реагирует только с литием. При этом образуется нитрид лития.

Литий повышает свою степень окисления с 0 до +1, а азот понижает с 0 до -3. Каждый атом алюминия отдает по 6 электронов молекуле азота, при этом литий является восстановителем, а азот окислителем.

С другими металлами азот реагирует только при высоких температурах.

Например, в реакции с магнием образуется нитрид магния. Магний изменяет свою степень окисления с 0 до +2, а азот понижает с 0 до -3. Каждый атом магния отдаёт по 3 электрона молекуле азота. Магний в реакции является восстановителем, а азот – окислителем.

При высоких температуре, давлении и в присутствии катализатора азот реагирует с водородом, образуя при этом аммиак. В этой реакции азот понижает свою степень окисления с 0 до -3, а водород повышает с 0я до +1. Азот является окислителем, а водород восстановителем.

Как видите, это реакция соединения, так как из двух простых веществ образуется одно сложное, реакция экзотермическая, так как протекает с выделением теплоты, обратимая, то есть идёт как в прямом, так и в обратном направлении, каталитическая, потому что в реакции присутствует катализатор – железо. Реакция является окислительно-восстановительной, потому что происходит изменение степеней окисления, реакция гомогенная, так как вступающие в химическую реакцию вещества и продукты реакции в одном агрегатном состоянии – газообразном.

При высокой температуре азот соединяется с кислородом, образуя оксид азота два.

В этой реакции азот повышает свою степень окисления с 0 до +2, а кислород понижает с 0 до -2. Азот является восстановителем, а кислород – окислителем.

Так как эта реакция идёт с изменением степеней окисления, то она является окислительно-восстановительной, это реакция соединения, потому что из двух простых веществ образуется одно сложное. Реакция обратимая, идёт в прямом и обратном направлении, эндотермическая, так как теплота поглощается, реакция некаталитическая, потому что не требует участия катализатора, является гомогенной, так как все вещества находятся в газообразном состоянии.

Следует отметить, что в реакциях с металлами и водородом азот проявляет окислительные свойства, а в реакциях с кислородом – восстановительные.

Основная область применения азота – производство аммиака и азотной кислоты. Азот применяют также для создания инертной среды при сушке взрывчатых веществ, при хранении ценных произведений живописи и рукописей. Азотом раньше наполняли электрические лампы. Жидкий азот используют в охладительных системах.

В медицине чистый азот применяют в качестве инертной среды при лечении туберкулёза лёгких, а жидкий азот – при лечении заболеваний позвоночника и суставов.

В 1772 году английский учёный Резерфорд и шведский исследователь Шееле в экспериментах по сжиганию веществ обнаружили газ, не поддерживающий дыхание и горение. Позднее, в 1787 году, Лавуазье установил наличие в воздухе газа, не поддерживающего дыхания и горения. Он дал название этому газу «азот», означающее «безжизненный» (от латинского а – нет и зоэ – жизнь). В 1790 году Шапталь дал азоту другое название – нитрогениум – означающее «рождающий селитру».

Решим задачу. Определим массу соединения, которое образуется при нагревании металлического магния массой 7,2 г в азоте объёмом 10 л при нормальных условиях.

В условии задачи нам дана масса магния и объём азота. Найти необходимо массу образовавшегося соединения, то есть массу нитрида магния. Найдём количество вещества магния, для этого необходимо массу магния разделить на его молярную массу. То есть 7,2 г разделим на 24 г/моль, получим 0,3 моль, теперь найдём количество вещества азота, для этого нужно объём азота разделить на молярный объём. Для этого разделим 10 л на 22,4 л/моль, получается 0,446 моль. По уравнению реакции видно, что соотношение моль магния и азота составляет 3 : 1. Следовательно, количество вещества азота должно быть в три раза меньше количества вещества магния, то есть 0,1 моль. В результате вычислений мы получили количество вещества азота, равное 0,446 моль. Поэтому азот находится в избытке, и количество вещества нитрида магния находим по магнию.

Получается, что количество вещества нитрида магния будет 0,1 моль, то есть 0,3 умножим на 1 и разделим на 3 и получится 0,1 моль. Найдём молярную массу нитрида магния. Для этого относительную атомную массу магния (24) умножим на 3 и прибавим относительную атомную массу азота (14), умноженную на 2, получается 100 г/моль. Найдём массу этого вещества. Для этого следует количество вещества умножить на молярную массу, поэтому 0,1 моль умножаем на 100 г/моль и получим 10 г.

Таким образом масса нитрида магния будет равна десять г.

Азот (N)

Соединения азота:

Однозначано назвать ученого, который первым открыл азот не представляется возможным по той простой причине, что это практически одновременно сделали в 1772 году сразу трое — Генри Кавендиш, Джозеф Пристли и Даниэль Резерфорд (еще к этому списку можно причислить и Карла Шееле). Однако, ни один из ученых в свое время так и не понял до конца своего открытия. Многие «пальму первенства» отдают шотландцу Даниэлю Резерфорду, поскольку он первым опубликовал магистерскую диссертацию, в которой описал основные свойства «испорченного воздуха».

Собственно название «азот» было предложено в 1787 году А. Лавуазье.

Азот является четвертым самым распространенным химическим элементом Солнечной системы (после водорода, гелия и кислорода). Азот является одним из самых распространенных элементов на Земле:

• в земной атмосфере азота содержится 3,87·10 18 кг — 75,6% (по массе) или 78,08% (по объему);
• в земной коре азота содержится (0,7—1,5)·10 18 кг;
• в земной мантии азота содержится 1,3·10 19 кг;
• в гидросфере азота содержится 2·10 16 кг (7·10 14 кг в виде соединений).

Азот играет важнейшую роль в жизнедеятельности организмов — он присутствует в белках, аминокислотах, аминах, нуклеиновых кислотах.

Природный азот состоит из двух стабильных изотопов 14 N — 99,635% и 15 N — 0,365%.

Атом азота содержит 7 электронов, которые располагаются на двух орбиталях (s и p) (см. Электронная структура атомов). На внутренней орбитали расположены 2 электрона; на внешней — 5 (одна свободная электронная пара + три неспаренных электрона, которые могут образовывать три ковалентные связи; см. Ковалентная связь).

Вступая в реакции с другими химическими элементами, атом азота может проявлять степень окисления от +5 до -3 (кроме трех валентных электронов еще одна связь может образовываться по донорно-акцепторному механизму за счет свободной электронной пары с атомом, имеющим свободную орбиталь).

Степени окисления азота:

• +5 — HNO₃;
• +4 — NO₂;
• +3 — HNO₂;
• +2 — NO;
• +1 — N₂O;
• -1 — NH₂OH;
• -2 — N₂H₄;
• -3 (самая распространенная) — NH₃.

Три неспаренных р-электрона атома азота, лежащие на его внешнем энергетическом уровне, имеют форму равноплечей восьмерки, располагаясь перпендикулярно друг к другу:

При образовании молекулы азота (N₂) p-орбиталь, расположенная по оси X, одного атома, перекрывается с аналогичной p_x-орбиталью другого атома — в месте пересечения орбиталей образуется повышенная электронная плотность с формирование ковалентной связи (σ-связь).

Две другие орбитали одного атома, расположенные по осям Y и Z, перекрываются боковыми поверхностями со своими «собратьями» другого атома, образуя еще две ковалентные связи (π-связи).

В итоге, в молекуле азота (N₂) образуются 3 ковалентные связи (две π-связи + одна σ-связь), т. е., возникает очень прочная тройная связь (см. Множественные связи).

Молекула азота очень прочная (энергия диссоциации 940 кДж/моль), обладает низкой реакционной способностью.

Свойства молекулярного азота

В нормальных условиях азот является малоактивным веществом, что объясняется достаточно прочными межатомарными связями в его молекуле, поскольку образованы они аж тремя парами электронов. По этой причине, обычно азот вступает в реакции при высоких температурах.

• газ без запаха и цвета;
• плохо растворим в воде;
• растворим в органических растворителях;
• может реагировать с металлами и неметаллами при нагревании в присутствии катализатора (под воздействием ионизирующего облучения);
• азот вступает в реакции как окислитель (исключение составляют кислород и фтор):
  • при нормальных условиях азот реагирует только с литием:
    6Li + N₂ = 2Li₃N;
  • при нагревании азот реагирует с металлами:
    2Al + N₂ = 2AlN;
  • при температуре 500°C и при высоком давлении в присутствии железа азот реагирует с водородом:
    N₂ + 3H₂ ↔ 2NH₃;
  • при температуре 1000°C азот реагирует с кислородом, бором, кремнием:
    N₂ + O₂ ↔ 2NO.
• азот взаимодействует, как восстановитель:
  • с кислородом:
    N₂ 0 +O₂ 0 ↔ 2N +2 O -2 (оксид азота II)
  • с фтором:
    N₂ 0 +3F₂ 0 = 2N+3F₃ -1 (фторид азота III)

Получение и применение азота

Получение азота:

• промышленным способом азот получают сжижением воздуха с последующим отделением азота путем испарения;
• лабораторные способы получения азота:
  • разложением нитрита аммония:
    NH₄NO₂ = N₂ + 2H₂O;
  • восстановлением азотной кислоты активными металлами:
    36HNO₃ + 10Fe = 10Fe(NO₃)₃ + 3N₂ + 18H₂O;
  • разложением азидов металлов (чистый азот):
    2NaN₃ → (t) 2Na + 3N₂;
  • атмосферный азот получают реагированием воздуха с раскаленным коксом:
    O₂ + 4N₂ + 2C → 2CO + 4N₂;
  • пропусканием аммиака над оксидом меди (II) при t=700°C:
    2NH₃ + 3CuO → N₂ + 3H₂O + 3Cu.

Применение азота:

• создание инертных сред в металлургии;
• синтез аммиака и азотной кислоты;
• производство взрывчатых веществ;
• для создания низких температур;
• производство минеральных удобрений: калийная селитра (KNO₃); натриевая селитра (NaNO₃); аммонийная селитра (NH₄NO₃); известковая селитра (Ca(NO₃)₂).

Если вам понравился сайт, будем благодарны за его популяризацию Расскажите о нас друзьям на форуме, в блоге, сообществе. Это наша кнопочка:

Код кнопки:
Политика конфиденциальности Об авторе

Азот и его соединения

Открыт Д.Резерфордом в 1772 г. Основной компонент воздуха (78% по объему, 75,6% по массе).
В молекуле имеются одна s- и две p- связи.

Газ, без цвета, запаха и вкуса; плохо растворим в воде (в 100V H2O растворяется 1,54V N2 при t°=20°С и p = 1 атм); t°кип.=-196°C; t°пл.=-210°C.

1. Промышленный способ. Перегонка жидкого воздуха.
2. Лабораторный способ. Разложение нитрита аммония:

NH4NO2 –t°® N2 + 2H2O

Молекула азота (:NºN:)

Очень устойчива (три ковалентные связи), поэтому обладает низкой реакционной способностью.

Восстановитель N20 ® 2N+2
Высокая температура (электрическая дуга, 3000°С)

N20 + O2 « 2N+2O
(в природе — во время грозы)

Окислитель N20 ® 2N-3

1. c водородом (500°С, kat, p)

N20 + 3H2 « 2N-3HЗ

2. с активными металлами (с щелочными и щел.зем. металлами)

6Li + N20 ® 2LiЗN-3
3Mg + N20 –t°® MgЗN2-3

Молекула полярная, имеет форму треугольной пирамиды с атомом азота в вершине, ÐHNH = 107,3°. Атом азота находится в sp3- гибридном состоянии; из четырех гибридных орбиталей азота три участвуют в образовании одинарных связей N–H, а четвертая связь занята неподеленной электронной парой.

NH3 — бесцветный газ, запах резкий, удушливый, ядовит, легче воздуха.
r по воздуху = MNH3 / M ср.воздуха = 17 / 29 = 0,5862
t° кип.= -33,4°C; t°пл.= -78°C.
Молекулы аммиака связаны слабыми водородными связями

Благодаря водородным связям, аммиак имеет сравнительно высокие t°кип. и t°пл., а также высокую теплоту испарения, он легко сжимается.
Хорошо растворим в воде: в 1V Н2O растворяется 750V NH3 (при t°=20°C и p=1 атм).

В хорошей растворимости аммиака можно убедиться на следующем опыте. Сухую колбу наполняют аммиаком и закрывают пробкой, в которую вставлена трубка с оттянутым концом. Конец трубки опускают в воду и колбу немного подогревают. Объем газа увеличивается, и немного аммиака выйдет из трубки. Затем нагревание прекращают и, вследствие сжатия газа некоторое количество воды войдет через трубку в колбу. В первых же каплях воды аммиак растворится, в колбе создастся вакуум и вода, под влиянием атмосферного давления будет подниматься в колбу, — начнет «бить фонтан».

1. Промышленный способ

N2 + 3H2 ® 2NH3
(p=1000 атм; t°= 500°C; kat = Fe + алюмосиликаты; принцип циркуляции).

2. Лабораторный способ. Нагревание солей аммония со щелочами.

2NH4Cl + Ca(OH)2 –t°® CaCl2 + 2NH3­ + 2Н2O
(NH4)2SO4 + 2KOH –t°® K2SO4 + 2NH3­ + 2Н2O

Аммиак можно собирать только по методу (А), т.к. он легче воздуха и очень хорошо растворим в воде.

Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму.

1. Аммиак — основание Льюиса. Его раствор в воде (аммиачная вода, нашатырный спирт) имеет щелочную реакцию (лакмус – синий; фенолфталеин – малиновый) из-за образования гидроксида аммония.

NH3 + Н2O « NH4OH « NH4+ + OH-

2. Аммиак реагирует с кислотами с образованием солей аммония.

NH3 + HCl ® NH4Cl
2NH3 + H2SO4 ® (NH4)2SO4
NH3 + H2O + CO2 ® NH4HCO3

Аммиак — восстановитель (окисляется до N2+1O или N+2O)

1. Разложение при нагревании

2N-3H3 ¬t°® N20 + 3H2

2. Горение в кислороде

a) без катализатора

4N-3H3 + 3O2 ® 2N20 + 6Н2O

b) каталитическое окисление ( kat = Pt )

4N-3H3 + 5O2 ® 4N+2O + 6Н2O

3. Восстановление оксидов некоторых металлов

3Cu+2O + 2N-3H3 ® 3Cu0 + N20 + 3Н2O
СОЛИ АММОНИЯ

Соли аммония – сложные вещества, в состав которых входят катионы аммония NH4+, связанные с кислотным остатком.

Кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде.

Аммиак (или гидроксид аммония) + кислота.

NH3 + HNO3 ® NH4NO3(нитрат аммония)
2NH4OH + H2SO4 ® (NH4)2SO4(cульфат аммония) + 2Н2O

1. Сильные электролиты (диссоциируют в водных растворах)

2. Разложение при нагревании.

a) если кислота летучая

NH4Cl ¬t°® NH3­ + HCl­
NH4HCO3 ® NH3­ + Н2O­ + CO2­

b) если анион проявляет окислительные свойства

NH4NO3 –t°® N2O­ + 2Н2O­
(NH4)2Cr2O7 –t°® N2­ + Cr2O3 + 4Н2O­

3. С кислотами и солями (реакция обмена)

a)
(NH4)2CO3 + 2НCl ® 2NH4Cl + Н2O + CO2­

2NH4+ + CO32- + 2H+ + 2Cl- ® 2NH4+ + 2Cl- + Н2O + CO2­
CO32- + 2H+ ® Н2O + CO2­

b)
(NH4)2SO4 + Ba(NO3)2 ® BaSO4¯ + 2NH4NO3

2NH4+ + SO42- + Ba2+ + 2NO3- ® BaSO4¯ + 2NH4+ + 2NO3-
Ba2+ + SO42- ® BaSO4¯

4. Соли аммония подвергаются гидролизу (как соль слабого основания и сильной кислоты) – среда кислая:

NH4Cl + Н2O « NH4OH + HCl
NH4+ + Н2O « NH4OH + H+

5. При нагревании со щелочами выделяют аммиак (качественная реакция на NH4+)

NH4Cl + NaOH –t°® NaCl + NH3­ + Н2O
ОКСИДЫ АЗОТА

N2+1O
ОКСИД АЗОТА (I)
ЗАКИСЬ АЗОТА, «ВЕСЕЛЯЩИЙ ГАЗ»

N+2O
ОКСИД АЗОТА (II)
ОКИСЬ АЗОТА

N2+3O3
ОКСИД АЗОТА (III)
АЗОТИСТЫЙ АНГИДРИД

N+4O2
ОКСИД АЗОТА (IV)
ДВУОКИСЬ АЗОТА, ДИОКСИД АЗОТА

N2+5O5
ОКСИД АЗОТА (V)
АЗОТНЫЙ АНГИДРИД

N2+1O закись азота, «веселящий газ»

Газ, бесцветный, запах сладковатый, растворим в воде, t°пл.= -91°C, t°кип.= -88,5°С. Анестезирующее средство.

NH4NO3 –t°® N2O + 2Н2O

1. Разлагается при 700°C с выделением кислорода:

2N2+1O –t°® 2N20 + O20

поэтому он поддерживает горение и является окислителем

N2+1O + H2 ® N20 + Н2O

N+2O окись азота

Газ, бесцветный, плохо растворим в воде, t°пл.= -164°C, t°кип.= -152°С

1. Каталитическое окисление аммиака (промышленный способ)

4NH3 +5O2 ® 4NO + 6H2O

3Cu + 8HNO3(разб.) ® 3Cu(NO3)2 + 2NO­ + 4H2O

N2 + O2 ® 2NO (в природе, во время грозы)

1. Легко окисляется кислородом и галогенами

2NO + O2 ® 2NO2
2NO + Cl2 ® 2NOCl(хлористый нитрозил)

2N+2O + 2S+4O2 ® 2S+6O3 + N20

Оксид азота (III)

N2+3O3 азотный ангидрид

Темно-синяя жидкость (при низких температурах), t°пл.= -102°C, t°кип.= 3,5°С; Выше t°кип. разлагается на NO и NO2. N2O3 соответствует азотистой кислоте (HNO2), которая существует только в разбавленных водных растворах.

Все свойства кислотных оксидов.

N2O3 + 2NaOH ® 2NaNO2(нитрит натрия) + H2O

N+4O2 двуокись азота, диоксид азота

Бурый газ, запах резкий, удушливый, ядовит, t°пл.= -11,2°C, t°кип.= 21°С.

Cu + 4HNO3(конц.) ® Cu(NO3)2 + 2NO2­ + 2H2O

1. Кислотный оксид
с водой

2NO2 + H2O ® HNO3 + HNO2
4NO2 + 2H2O + O2 ® 4HNO3

2NO2 + 2NaOH ® NaNO2 + NaNO3 + H2O

N+4O2 + S+4O2 ® S+6O3 + N+2O

2NO2(бурый газ)« N2O4(бесцветная жидкость)

N2+5O5 азотный ангидрид

Кристаллическое вещество, летучее, неустойчивое.

2NO2 + O3 ® N2O5 + O2

2HNO3 +P2O5 ® 2HPO3 + N2O5

1. Кислотный оксид

N2O5 + H2O ® 2HNO3

2. Сильный окислитель

3. Легко разлагается (при нагревании — со взрывом):

2N2O5 ® 4NO2 + O2
АЗОТИСТАЯ КИСЛОТА

HNO2 Азотистая кислота
H–O–N=O

Существует только в разбавленных водных растворах.

AgNO2 + HCl ® HNO2 + AgCl¯

1. Слабая кислота; ее соли (нитриты) – устойчивы:

HNO2 + NaOH ® NaNO2 + H2O

2. Разлагается при нагревании:

3HNO2 ® HNO3 + 2NO­ + H2O

3. Слабый окислитель (окислительные свойства проявляет только в реакциях с сильными восстановителями)

2KNO2 + 2KI + 2H2SO4 ® 2K2SO4 + I2 + 2NO + 2H2O

2I- — 2e ® I20 1
NO2- + 2H+ + 1e ® NO + H2O 2

2I- + 2NO2- + 4H+ ® I20 + 2NO + 2H2O

4. Сильный восстановитель:

HNO2 + Cl2 + H2O ® HNO3 + 2HCl
АЗОТНАЯ КИСЛОТА

HNO3 Азотная кислота

Бесцветная жидкость, неограниченно растворимая в воде; t°пл.= -41°C; t°кип.= 82,6°С, r = 1,52 г/см3

1. Лабораторный способ

KNO3 + H2SO4(конц) –t°® KHSO4 + HNO3­

2. Промышленный способ. Осуществляется в три этапа:

a) Окисление аммиака на платиновом катализаторе до NO

4NH3 + 5O2 –500°,Pt® 4NO + 6H2O

b) Окисление кислородом воздуха NO до NO2

c) Поглощение NO2 водой в присутствии избытка кислорода

4NO2 + О2 + 2H2O « 4HNO3

Очень сильная кислота. Диссоциирует в водном растворе практически нацело:

с основными оксидами
CuO + 2HNO3 ® Cu(NO3)2 + H2O
CuO + 2H+ + 2NO3- ® Cu2+ + 2NO3- + H2O
или CuO + 2H+ ® Cu2+ + H2O

с основаниями
HNO3 + NaOH ® NaNO3 + H2O
H+ + NO3- + Na+ + OH- ® Na+ + NO3- + H2O
или H+ + OH- ® H2O

вытесняет слабые кислоты из их солей

2HNO3 + Na2CO3 ® 2NaNO3 + H2O + CO2­
2H+ + 2NO3- + 2Na+ + СO32- ® 2Na+ + 2NO3- + H2O + CO2­
2H+ + СO32- ® H2O + CO2­

Специфические свойства азотной кислоты

1. Разлагается на свету и при нагревании

4HNO3 –t°,hn® 2H2O + 4NO2­ + O2­

2. Окрашивает белки в оранжево-желтый цвет (при попадании на кожу рук — «ксантопротеиновая реакция»)

3. При взаимодействии с металлами никогда не выделяется водород

металл + HNO3 ® соль азотной кислоты + вода + газ

¯
Fe, Al, Cr, Au, Pt
пассивирует (без нагревания) с тяжелыми металлами
NO2 со щелочными и щел.зем. металлами
N2O с тяжелыми металлами
NO со щелочными и щел.зем. металлами, а также Sn и Fe
NH3 (NH4NO3)

HNO3 + 4HCl + Au ® H[AuCl4] + NO­ + 2H2O
«царская водка»
(1:3 по объему)

4. С неметаллами:
Азотная кислота превращается в NO (или в NO2); неметаллы окисляются до соответствующих кислот:

S0 + 6HNO3(конц) ® H2S+6O4 + 6NO2 + 2H2O
B0 + 3HNO3 ® H3B+3O3 + 3NO2
3P0 + 5HNO3 + 2H2O ® 5NO + 3H3P+5O4
РАЗЛОЖЕНИЕ НИТРАТОВ

Реакции разложения нитратов при нагревании

1) Нитраты щелочных металлов разлагаются до нитритов:

2NaNO3 –t°® 2NaNO2 + O2­

2) Нитраты менее активных металлов (от щелочноземельных до меди) разлагаются до оксидов:

2Mg(NO3)2 –t°® 2MgO + 4NO2­ + O2­
2Cu(NO3)2 –t°® 2CuO + 4NO2­ + O2­

3) Нитраты наименее активных металлов разлагаются до металлов:

Hg(NO3)2 –t°® Hg + 2NO2­ + O2­
2AgNO3 –t°® 2Ag + 2NO2­ + O2­

4) Нитрат аммония разлагаются до N2O

Азот и его соединения

Ключевые слова конспекта: свойства простых веществ, азот, строение и физические свойства, химические свойства, производство и применение азота.

Азот – элемент группы VA. Его важнейшие параметры приведены в таблице.

Таблица «Важнейшие параметры элемента азот»

На валентном энергетическом уровне атома азота нет вакантных орбиталей. Следовательно, электронная пара 2s-подуровня не может быть распарена, и поэтому азот в своих соединениях не может быть пятивалентным. Максимальная валентность азота в соединениях – IV.

Азот проявляет степени окисления от –3 (низшей) до +5 (высшей). Примеры соединений с различными степенями окисления азота приведены в таблице.

Примеры веществ с различными степенями окисления азота и фосфора

СТРОЕНИЕ И ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АЗОТА

Для азота не характерна аллотропия, элемент азот образует одно простое вещество – N₂. Это молекулярное вещество, молекула азота образована двумя атомами азота, связь – ковалентная неполярная, тройная (одна σ- и две π-связи):

Тройная связь в молекуле азота чрезвычайно прочна, её энергия составляет 946 кДж/моль. Именно это обусловливает крайне низкую реакционную способность азота.

Молекулярный азот – газ (при обычных условиях), без цвета, без запаха, чуть легче воздуха (D_B = 28/29 ≈ 0,966), плохо растворим в воде.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АЗОТА

Электроотрицательность элемента азота довольно высока, но химическая активность азота – простого вещества крайне низкая. Это обусловлено прочностью тройной связи в молекуле азота.

Химические свойства азота представлены в таблице ниже. В обычных условиях азот взаимодействует только с литием Li, при нагревании азoт реагирует с металлами с образованием нитридов. Если говорить о неметаллах, то азот реагирует с водородом и кислородом. С водородом реакция идёт при нагревании и повышенном давлении, требуется катализатор.

Реакция азота с кислородом начинается при температуре 3000–4000 °С, но даже при температуре 4000 °С содержание NO составляет всего около 10%. В отличие от других реакций кислорода с простыми веществами, эта реакция – эндотермическая, на образование 1 моль NO требуется 90 кДж. Обычно реакцию с кислородом осуществляют в электрической дуге, но всё равно она идёт с незначительным выходом продукта.

ПОЛУЧЕНИЕ И ПРИМЕНЕНИЕ АЗОТА

В промышленности азот получают методом разделения жидкого воздуха на компоненты. Лабораторным способом получения азота является термическое разложение нитрита аммония:

Эта реакция относится к типу конпропорционирования: восстановителем является азот в составе иона аммония (N –3 ), а окислителем – азот в составе нитрит-иона (N +3 ).

Применение азота. Большая часть азота (примерно 3/4) расходуется для синтеза аммиака, который, в свою очередь, используется для получения удобрений.

Применение газообразного азота обусловлены его инертными свойствами. Газообразный азoт пожаро- и взрывобезопасен, препятствует окислению, гниению.

В лабораториях азот применяется для создания инертной среды при проведении некоторых реакций.

В нефтехимии его применяют для продувки резервуаров и трубопроводов, проверки работы трубопроводов под давлением, увеличения выработки месторождений.

В горнодобывающем деле азот может использоваться для создания в шахтах взрыво–безопасной среды, для распирания пластов породы.

В производстве электроники его применяют для продувки областей, не допускающих наличия окисляющего кислорода.

Aзот используется в коксовом производстве («сухое тушение кокса») при выгрузке кокса из коксовых батарей, а также для «передавливания» топлива в ракетах из баков в насосы или двигатели.

В пищевой промышленности азот используется как газ, наполняющий упаковки, как хладагент.

Газообразным азотом заполняют камеры шин летательных аппаратов.

В жидком азоте, имеющем температуру – 196 °С, хранят в медицинских и исследовательских целях клетки, органы, ткани, другие биологические объекты. Жидкий азот применяют в косметологии для удаления бородавок и родинок.

Конспект урока «Свойства простых веществ: Азот».

Азот и его соединения

Реферат вполнил ученик 11 «а» класса Васев Дмитрий Александрович

МОУ средняя школа № 2

г. Гусь-Хрустальный 2005 г.

Азот (общие сведения).

АЗОТ (лат. Nitrogenium — рождающий селитры), N (читается «эн») — химический элемент второго периода VA группы периодической системы, атомный номер 7, атомная масса 14,0067. В свободном виде — газ без цвета, запаха и вкуса, плохо растворим в воде. Состоит из двухатомных молекул N2, обладающих высокой прочностью. Относится к неметаллам.

Природный азот состоит из стабильных нуклидов 14N (содержание в смеси 99,635% по массе) и 15N. Конфигурация внешнего электронного слоя 2 s 2 2р 3. Радиус нейтрального атома азота 0,074 нм, радиус ионов: N3- — 0,132, N3+ — 0,030 и N5+ — 0,027 нм. Энергии последовательной ионизации нейтрального атома азота равны, соответственно, 14,53, 29,60, 47,45, 77,47 и 97,89 эВ. По шкале Полинга электроотрицательность азота 3,05.

НИТРАТЫ — соли азотной кислоты HNO3, твердые хорошо растворимые в воде вещества. Традиционное русское название некоторых нитратов щелочных и щелочноземельных металлов и аммония — селитры (аммонийная селитра NH4NO3, калийная селитра КNO3, кальциевая селитра Са(NO3)2 и др.

НИТРИДЫ — химические соединения азота с более электроположительными элементами. Нитриды алюминия, бора, кремния, вольфрама, титана (AlN, BN, Si3N4, W2N, TiN) и многие другие — тугоплавкие, химические стойкие кристаллические вещества. Компоненты жаропрочных сплавов используются в полупроводниковых приборах (напр., полупроводниковых лазерах, светоизлучающих диодах), как абразивы. Действием азота или аммиака на металлы при 500-600 °С получают нитридные покрытия (высокотвердые, износо- и коррозионностойкие).

АЗОТА ОКСИДЫ: гемиоксид N2O и монооксид NO (бесцветные газы), сесквиоксид N2O3 (синяя жидкость), диоксид NO2 (бурый газ, при обычных условиях смесь NO2 и его димера N2O4), оксид N2O5 (бесцветные кристаллы). N2O и NO — несолеобразующие оксиды, N2O3 с водой дает азотистую кислоту, N2O5 — азотную, NO2 — их смесь. Все оксиды азота физиологически активны. N2O — средство для наркоза («веселящий газ»), NO и NO2 — промежуточные продукты в производстве азотной кислоты, NO2 — окислитель в жидком ракетном топливе, смесевых ВВ, нитрующий агент.

Встречается при очистке воды, керосина и некоторых минеральных масел; на сахарных заводах; при дублении кожи; в воздухе помещений, где стоит скот; входит в состав клоачных газов (вместе с сероводородом); содержится в неочищенном ацетилене.

Применяется для производства азотной кислоты, нитрата и сульфата аммония, жидких удобрений (аммиакатов), мочевины, соды, в органическом синтезе, при крашении тканей, светокопировании (на диазониевой бумаге), в качестве хладагента в холодильниках, при серебрении зеркал.

Получается прямым синтезом из газообразных водорода и азота при давлении обычно 280-350 ат и 450-500° (в присутствии катализаторов). В меньших количествах получается при коксовании каменного угля перегонкой с известью «аммиачной воды» (первая фракция при сухой перегонке угля).

Физические и химические свойства. Бесцветный газ с удушливым резким запахом (порог восприятия 0,037 мг/л) и едким вкусом. Т. плавл. -77,75°; т. кип. -33,35°; плоти. 0,771 г/л (0°), 0,59 г/л (25°). Раств. в воде около 750г/л, или 526 г/л; коэфф. раств. в воде 762,6. Растворим в эфире и других органических растворителях. Пределы взрывоопасных концентраций в воздухе 15- 28%, в кислороде 13,5—79%, в закиси азота 2,2-72%. На воздухе NH3 быстро переходит в (NH4)2CO3 или поглощается влагой. При обычной температуре устойчив. Весьма реакционноспособен, вступает в реакции присоединения, замещения и окисления. Водный раствор, имеет щелочную реакцию вследствие образования гидрата окиси аммония NH*H. В продажу поступает в виде водных растворов, содержащих 28-29% (объемн.) NH3, 10% раствора NH3 (нашатырный спирт) или сжиженного NH3 в стальных цилиндрах.

Применяется в производстве органических красителей; в пищевой промышленности; для пассивирования стальных изделий; в резиновой и текстильной промышленности, в гальванотехнике.

Получается абсорбцией раствором соды нитрозных газов производства азотной кислоты и очисткой, упариванием и кристаллизацией полученной емки нитрита и нитрата натрия.

Физические и химические свойства. Бесцветные или желтоватые кристаллы. Т. плавл. 271°; плоти. 2,17: выше 320° разл., не доходя до кипения; раств. в воде 81,8 г/ЮО г (20°). 163 г/ЮО г *О’).

Токсическое действие. Вызывает расширение сосудов вследствие пареза сосуда — двигательного центра (при больших дозах — и вследствие непосредственного действия на кровеносные сосуды), а также образование в крови метгемоглобина.

Применяется в производстве азокрасителей н некоторых органических соединений.

Получается восстановлением расплавленного KNО2 свинцом; пропусканием SO2 через нагретую смесь KNO3 и СаО.

Физические и химические свойства. Бесцветные или желтоватые кристаллы, расплывающиеся на воздухе. Т. плавл. 387°; плоти. 1,915; раств. в воде 280 г/100г (0°); 413 г/100 г (100°).

Токсическое действие, по-видимому, сходно с действием NaNO2.

(Натриевая селитра, чилийская селитра)

Применяется как удобрение; в пищевой, стекольной, металлообрабатывающей промышленности; для получения взрывчатых веществ, ракетного топлива и пиротехнических смесей.

Получается из природных залежей выщелачиванием горячей водой и кристаллизацией; абсорбцией раствором соды окислов азота; обменным разложением кальциевой или аммиачной селитры с сульфатом, хлоридом или карбонатом натрия.

Физические и химические свойства. Бесцветные кристаллы. Т. плавл. 309,5°; плоти. 2,257; разл. при 380°на нитрит и кислород; раств. в воде 88 г/100 г (20°), 176 г/100 г (100°).

Применяется как удобрение, а также в производстве порохов, в пиротехнике, в пищевой и стекольной промышленности. Получается конверсией NaNO3 и KCl при 80-122°С.

Физические и химические свойства. Бесцветные кристаллы. Т. плавл. 334°; плоти. 2,11; разл. выше 338° на нитрит н кислород; раств. в воде 31,5 г/100 г (20°), 245 г/100 г (100°).

(Кальциевая селитра, норвежская селитра)

Применяется как удобрение.

Получается на основе нитрозных газов производства азотной кислоты.

Физические и химические свойства. Т. плаил. 561°; разл. при 500°; плота. 2,36; растя, в воде 126 г/ЮО г (20°), 363 г/ЮО г (100°). Безводная соль и кристаллогидраты очень гигроскопичны.

Токсическое действие. Имеет значение лишь раздражающее и прижигающее действие технического продукта, выражающееся в покраснении кожи, зуде, изъязвлениях, иногда глубоких и занимающих обширную поверхность, медленно заживающих и оставляющих большие рубцы. Поражаются участки кожи, на которых имеются хотя бы незначительные ранки, царапины и другие нарушения ее целостности.

Плотность газообразного азота при 0°C 1,25046 г/дм3, жидкого азота (при температуре кипения) — 0,808 кг/дм3. Газообразный азот при нормальном давлении при температуре –195,8°C переходит в бесцветную жидкость, а при температуре –210,0°C — в белое твердое вещество. В твердом состоянии существует в виде двух полиморфных модификаций: ниже –237,54°C устойчива форма с кубической решеткой, выше — с гексагональной.

Критическая температура азота –146,95°C, критическое давление 3,9МПа, тройная точка лежит при температуре –210,0°C и давлении 125,03 гПа, из чего следует, что азот при комнатной температуре ни при каком, даже очень высоком давлении, нельзя превратить в жидкость.

Теплота испарения жидкого азота 199,3 кДж/кг (при температуре кипения), теплота плавления азота 25,5 кДж/кг (при температуре –210°C).

Энергия связи атомов в молекуле N2 очень велика и составляет 941,6 кДж/моль. Расстояние между центрами атомов в молекуле 0,110 нм. Это свидетельствует о том, что связь между атомами азота тройная. Высокая прочность молекулы N2 может быть объяснена в рамках метода молекулярных орбиталей. Энергетическая схема заполнения молекулярных орбиталей в молекуле N2 показывает, что электронами в ней заполнены только связывающие s- и p-орбитали. Молекула азота немагнитна (диамагнитна).

Из-за высокой прочности молекулы N2процессы разложения различных соединений азота (в том числе и печально знаменитого взрывчатого вещества гексогена) при нагревании, ударах и т. д. приводят к образованию молекул N2. Так как объем образовавшегося газа значительно больше, чем объем исходного взрывчатого вещества, гремит взрыв.

Химически азот довольно инертен и при комнатной температуре реагирует только с металлом литием с образованием твердого нитрида лития Li3N (3Li+N= Li3N-3).

В соединениях проявляет различные степени окисления (от –3 до +5). С водородом образует аммиак NH3. (3H+N=NH3) Косвенным путем (не из простых веществ) получают гидразин N2H4 и азотистоводородную кислоту HN3. Соли этой кислоты — азиды. Азид свинца Pb(N3)2 разлагается при ударе, поэтому его используют как детонатор, например, в капсюлях патронов.

Известно несколько оксидов азота. С галогенами азот непосредственно не реагирует, косвенными путями получены NF3, NCl3, NBr3 и NI3, а также несколько оксигалогенидов (соединений, в состав которых, кроме азота, входят атомы и галогена, и кислорода, например, NOF3).

Галогениды азота неустойчивы и легко разлагаются при нагревании (некоторые — при хранении) на простые вещества. Так, NI3 выпадает в осадок при сливании водных растворов аммиака и иодной настойки. Уже при легком сотрясении сухой NI3 взрывается:

Азот не реагирует с серой, углеродом, фосфором, кремнием и некоторыми другими неметаллами.

При нагревании азот реагирует с магнием и щелочноземельными металлами, при этом возникают солеобразные нитриды общей формулы М3N2 (3M+N2=M3N2), которые разлагаются водой с образованием соответствующих гидроксидов и аммиака, например:

Са3N2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2N+3H3.

Аналогично ведут себя и нитриды щелочных металлов. Взаимодействие азота с переходными металлами приводит к образованию твердых металлоподобных нитридов различного состава. Например, при взаимодействии железа и азота образуются нитриды железа состава Fe2N и Fe4N (N2+6Fe=Fe2N+Fe4N). При нагревании азота с ацетиленом C2H2 может быть получен цианистый водород HCN (N2+C2H2=2HCN).

Из сложных неорганических соединений азота наибольшее значение имеют азотная кислота HNO3, ее соли нитраты, а также азотистая кислота HNO2 и ее соли нитриты.

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 NH4Cl к твердому нитриту натрия NaNO2:

NaNO2 + NH4Cl = NaCl + N2 + 2H2O.

Можно также нагревать твердый нитрит аммония:

NH4NO2 = N2 + 2H2O.

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 применяюи в медицине, особенно в косметологии. Важное значение в поддержании плодородия почв имеют азотные минеральные удобрения.

Открыт в 1772 шотландским ученым Д. Резерфордом в составе продуктов сжигания угля, серы и фосфора как газ, непригодный для дыхания и горения («удушливый воздух») и в отличие от CO2не поглощаемый раствором щелочи. Вскоре французский химик А. Л. Лавуазье пришел к выводу, что «удушливый» газ входит в состав атмосферного воздуха, и предложил для него название «azote» (от греч. azoos — безжизненный). В 1784 английский физик и химик Г. Кавендиш установил присутствие азота в селитре (отсюда латинское название азота, предложенное в 1790 французским химиком Ж. Шанталем).

Большая энциклопедия Кирилла и Мефодия 2003.