Азот и его соединения.

История открытия. Азот (англ. Nitrogen, франц. Azote, нем. Stickstoff) был открыт почти одновременно несколькими исследователями. Кавендиш получил азот из воздуха (1772), пропуская последний через раскаленный уголь, а затем через раствор щелочи для поглощения углекислоты. Кавендиш не дал специального названия новому газу. В эти же годы Шееле получил азот из атмосферного воздуха тем же путем, что и Кавендиш. Лавуазье установил, что в воздухе содержится относительно инертный газ. Происхождение названия спорно, некоторые переводят как «безжизненный», другие как «образующий селитру».

Строение азота Символ: N Строение атома и молекулы азота: Элемент II периода группы VA. Заряд ядра +7, в ядре 7 протонов и 7 нейтронов. Электронная конфигурация: 1s 2 2s 2 2p 3 Молекула состоит из двух атомов. Связь ковалентная неполярная. Электронная формула :N N: Степени окисления: от -3 до +5 Наиболее устойчивая степень окисления 0.

Физические свойства азота. При обычных условиях газ, без цвета, запаха, вкуса. Плотность по воздуху: D воздух (N2) = 28/29 Растворимость в воде 23 мл/л при 0° C и 1 атм. Температура плавления –209,96 °С Температура кипения –195,8°С

Химические свойства азота. Очень инертен. Вступает в химические реакции в жестких условиях. 1) При обычных условиях реагирует только с литием: 6Li + N 2 = 2Li 3 N 2) с металлами при высоких температурах: 3Ca + N 2 = Ca 3 N 2 3) с водородом при высоком давлении и температуре в присутствии катализатора (Fe): 3H 2 + N 2 = NH 3 4) при температуре вольтовой дуги реагирует с кислородом: O 2 + N 2 = 2NO

Получение и использование азота. Способ получения элементного азота зависит от требуемой его чистоты. В промышленности: сжижение воздуха В лаборатории: NH 4 NO 2 = N 2 + 2H 2 O NH 3 + Br 2 = N 2 + HBr 2NaN 3 = 3N 2 + 2Na (NaN 3 – азид натрия) 2NH 3 + 3CuO = N 2 + 3Cu + 3H 2 O В основном используют для получение аммиака: N 2 + 3H 2 = 2NH 3 Также применяют для создания инертной среды, охлаждения веществ до низких веществ до низких температур, и другое.

Степени окисления и соединения азота. Степени окисления Соединения азота -IIIАммиак NH 3, нитриды Me 3 N n -IIГидразин N 2 H 4 -IГидроксиламин NH 2 OH IОксид азота(I) N 2 O, г ипонитрит натрия Na 2 N 2 O 2 IIОксид азота(II) NO, HNO 2 и ее соли IIIОксид азота(III) N 2 O 3 IVОксид азота(IV) NO 2, N 2 O 4 VОксид азота(V) N 2 O 5, HNO 3 и ее соли

Нахождение в природе. В природе существуют два стабильных изотопа азота: с массовым числом 14 (99,635%) и 15 (0,365%) В основном в свободном состоянии в атмосфере – 78% по объему. Входит в состав живых организмов (белки, нуклеиновые кислоты). Небольшие количества в почве.

Круговорот азота в природе.

Аммиак и соли аммония.

Физические свойства аммиака. Аммиак одно из важнейших соединений азота, широко используется в промышленности. Бесцветный газ, с резким неприятным запахом, раздражает дыхательные пути, ядовит. При обычных условиях в 1 л воды растворяется 700 л аммиака. Легко сжижается. Температура плавления –77,70 °С Температура кипения –33,35 °С

Химические свойства аммиака. Получение: N 2 + 3H 2 = 2NH 3 Реагирует: 1) с водой: NH 3 + H 2 O = NH 3 *H 2 O (NH4OH – слабое основание) 2) с кислородом: 3NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (в присутствии катализатора Pt) 3) с оксидами металлов: CuO + NH 3 = Cu + N 2 + H 2 O Ag 2 O + 2NH 3 + H 2 O = 2{Ag(NH 3 ) 2 }OH 4) с кислотами: NH 3 + HCl = NH 4 Cl 2NH 3 + H 2 SO 4 = (NH 4 ) 2 SO 4

Соли аммония. Соли аммония хорошо растворяются в воде, сильные электролиты. Распадаются на катион аммония NH 4 + и соответствующий анион. Обладают характерными свойствами для солей. Образуются при реакции аммиака или гидрата аммиака с кислотами: NH 3 + HCl = NH 4 Cl Качественная реакция: NH 4 Cl + KOH = KCl + NH 3 + H 2 O При нагревании разлагаются: NH 4 Cl = NH 3 + HCl NH 4 NO 2 = N 2 + 2H 2 O

Применение аммиака и солей аммония. Аммиак основа производства минеральных удобрений, производства азотной кислоты, красителей, взрывчатых веществ, лекарственных препаратов, а так же соды. Соли аммония используются в основном как минеральные удобрения.

Оксиды азота. В соединения с кислородом азот проявляет все свои положительные степени: N 2 O, NO, N 2 O 3, NO 2 (N 2 O 4 ), N 2 O 5 N 2 O и NO – не солеобразующие оксиды Оксид азота(I) (Веселящий газ) Получение: NH 4 NO 3 = N 2 O + 2H 2 O N 2 O довольно инертен при комнатной температуре, но при высоких температурах может поддерживать горение легко окисляющихся материалов Используется в медицине для наркоза.

Оксиды азота. Оксид азота(II) Бесцветный газ, плохо растворяется в воде, немного тяжелее воздуха. Получение: 1) в промышленности: 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (катализатор Pt) 2) в лаборатории: 3Cu + 8HNO 3(р) = 3Cu(NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O Под действием кислорода воздуха: 2NO + O 2 = 2NO 2

Оксиды азота. Оксид азота(III) Ангидрид азотистой кислоты: N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 2 Чистый N 2 O 3 может быть получен в виде голубой жидкости при низких температурах (–20 °С) из эквимолекулярной смеси NO и NO 2. N 2 O 3 устойчив только в твердом состоянии при низких температурах (т.пл. –102,3 °С), в жидком и газообразном состояния он снова разлагается на NO и NO 2. NO 2 + NO N 2 O 3

Оксиды азота. Оксид азота(IV) (Бурый газ) Ядовитый газ красно-коричневого цвета с резким запахом. Получается: 1) в промышленности: 2NO + O 2 = 2NO 2 2) в лаборатории: Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O Реакции с водой: 2NO 2 + H 2 O = HNO 3 + HNO 2 3NO 2 + H 2 O = 2HNO 3 + NO

Оксиды азота. Получение концентрированной азотной кислоты: 4NO 2 + 2H 2 O + O2 = 4HNO 3 Димеризуется: 2NO 2 N 2 O 4 Бурый Бесцветный NO 2 обладает сильными окислительными свойствами: 1) SO 2 + NO 2 = SO 3 + NO 2) 2C + 2NO 2 = 2CO 2 + N 2 - горение

Оксиды азота. Оксид азота(V) N 2 O 5 – белое кристаллическое вещество, получается обезвоживанием азотной кислоты в присутствии оксида фосфора P 4 O 10 : 2HNO 3 N 2 O 5 + H 2 O 2HNO 3 +P 2 O 5 2HPO 3 + N 2 O 5 2HNO 3 +P 2 O 5 2HPO 3 + N 2 O 5 N2O5 – хороший окислитель, легко реагирует, иногда бурно, с металлами и органическими соединениями и в чистом состоянии при нагреве взрывается. Вероятную структуру N2O5 можно представить как:

Азотная кислота. Получение: 1) 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (катализатор Pt) 2) 2NO + O 2 = 2NO 2 3) 4NO 2 + 2H 2 O + O 2 = 4HNO 3 Бесцветная жидкость с едким запахом. Как соляная кислота, дымит на воздухе. Гигроскопична. Смешивается с водой в любых отношениях. На свету разлагается: 4HNO 3(K) = 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O

Азотная кислота. Реагирует с Me: Если кислота концентрированная: С малоактивными металлами: Cu + 4HNO 3(K) = Cu(NO 3 ) 2 + 2H 2 O + 2NO 2 С металлами средней активности: 3Ni + 8HNO 3(K) = 3Ni(NO 3 ) 2 + 4H 2 O + 2NO С активными металлами: 8Na + 10HNO 3(K) = 8NaNO 3 + 5H 2 O + N 2 O

Азотная кислота. Если кислота разбавленная: С малоактивными металлами: 3Cu + 8HNO 3(р) = 3Cu(NO 3 ) 2 + 4H 2 O + 2NO С металлами средней активности: 4Ni + 10HNO 3(р) = 4Ni(NO 3 ) 2 + 5H 2 O + N 2 O С активными металлами: 10Na + 12HNO 3(р) = 10NaNO 3 + 6H 2 O + N 2 Если кислота очень разбавленная: 8Na + 10HNO 3(OP) = 8NaNO 3 + 3H 2 O + NH 4 NO 3

Азотная кислота. Азотная кислота пассивирует с Fe, Al, Cr, Co. Золото и платина не реагируют с азотной кислотой. Реагируют с «царской водкой»: HNO 3 + 4HCl+ Au = H[AuCl 4 ] + NO + 2H 2 O «Царская водка» состоит из 3 объемных долей концентрированной соляной кислоты и 1 объемной доли концентрированной азотной кислоты. Применяется: Производство минеральных удобрений, красителей, взрывчатых веществ, лекарственных препаратов, и другое.