Азот и его соединения. Азот – это что за вещество? Типы и свойства азота

Содержание
  1. Азот
  2. Общая характеристика элементов Va группы
  3. Основное и возбужденное состояние азота
  4. Природные соединения
  5. Аммиак
  6. Соли аммония
  7. Оксид азота I – N2O
  8. Оксид азота II – NO
  9. Оксид азота III – N2O3
  10. Оксид азота IV – NO2
  11. №7 Азот
  12. Нахождение в природе, получение:
  13. Физические свойства:
  14. Химические свойства:
  15. Важнейшие соединения:
  16. Азот и его соединения
  17.   АзотN2
  18.    АммиакNH3
  19.   Монооксид азотаNO
  20. Диоксид азотаNO2
  21. Оксид диазотаN2O
  22. Триоксид диазотаN2O3
  23. Пентаоксид диазотаN2O5
  24.  Нитриты и нитраты
  25. Азот – это что за вещество? Типы и свойства азота
  26. История открытия химического элемента
  27. Происхождение названия азота
  28. Распространенность элемента
  29. Жидкий азот
  30. Молекулярный азот
  31. Физические свойства
  32. Химические свойства
  33. Применение химического элемента
  34. Смесь или чистое вещество?
  35. Что такое азот — химические свойства и соединения
  36. Характеристика и физические свойства азота
  37. Химические свойства азота и его соединения
  38. Круговорот азота в природе
  39. Применение азота

Азот

Азот и его соединения. Азот - это что за вещество? Типы и свойства азота

Азот – неметаллический элемент Va группы периодической таблицы Д.И. Менделеева. Составляет 78% воздуха. Входит в состав белков, являющихся важной частью живых организмов.

Температура кипения азота составляет -195,8 °C. Однако быстрого замораживания объектов, которое часто демонстрируют в кинофильмах, не происходит. Даже для заморозки растения нужно продолжительное время, это связано с низкой теплоемкостью азота.

Общая характеристика элементов Va группы

От N к Bi (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.

Азот, фосфор и мышьяк являются неметаллами, сурьма – полуметалл, висмут – металл.

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, так как они находятся в одной группе (главной подгруппе!), общая формула ns2np3:

  • N – 2s22p3
  • P – 3s23p3
  • As – 4s24p3
  • Sb – 5s25p3
  • Bi – 6s26p3

Основное и возбужденное состояние азота

При возбуждении атома азота электроны на s-подуровне распариваются и переходят на p-подуровень. Поскольку азот находится во втором периоде, то 3ий уровень у него отсутствует, что проявляется в особенностях электронной конфигурации возбужденного состояния.

Сравнивая возможности перемещения электронов у азота и фосфора, разница становится очевидна.

Природные соединения

В природе азот встречается в виде следующих соединений:

  • Воздух – во вдыхаемом нами воздухе содержится 78% азота
  • Азот входит в состав нуклеиновых кислот, белков
  • KNO3 – индийская селитра, калиевая селитра
  • NaNO3 – чилийская селитра, натриевая селитра
  • NH4NO3 – аммиачная селитра (искусственный продукт, в природе не встречается)

Селитры являются распространенными азотными удобрениями, которые обеспечивают быстрый рост и развитие растений, повышают урожайность. Однако, следует строго соблюдать правила их применения, чтобы не превысить допустимые концентрации.

Получение

В промышленности азот получают путем сжижения воздуха. В дальнейшем путем испарения их сжиженного воздуха получают азот.

Применяют и метод мембранного разделения, при котором через специальный фильтр из сжатого воздуха удаляют кислород.

В лаборатории методы не столь экзотичны. Чаще всего получают азот разложением нитрита аммония

NH4NO2 → (t) N2 + H2O

Также азот можно получить путем восстановления азотной кислоты активными металлами.

HNO3(разб.) + Zn → Zn(NO3)2 + N2 + H2O

Химические свойства

Азот восхищает – он принимает все возможные для себя степени окисления от -3 до +5.

Молекула азота отличается большой прочностью из-за наличия тройной связи. Вследствие этого многие реакции эндотермичны: даже горение азота в кислороде сопровождается поглощением тепла, а не выделением, как обычно бывает при горении.

  • Реакция с металлами
  • Без нагревания азот взаимодействует только с литием. При нагревании реагирует и с другими металлами.N2 + Li → Li3N (нитрид лития)N2 + Mg → (t) Mg3N2N2 + Al → (t) AlN

  • Реакция с неметаллами
  • Важное практическое значение имеет синтез аммиака, который применяется в дальнейшим при изготовлении удобрений, красителей, лекарств.N2 + H2 ⇄ (t, p) NH3

Аммиак

Бесцветный газ с резким едким запахом, раздражающим слизистые оболочки. Раствор концентрацией 10% аммиака применяется в медицинских целях, называется нашатырным спиртом.

Получение

В промышленности аммиак получают прямым взаимодействием азота и водорода.

N2 + H2 ⇄ (t, p) NH3

В лабораторных условиях сильными щелочами действуют на соли аммония.

NH4Cl + NaOH → NH3 + NaCl + H2O

Химические свойства

Аммиак проявляет основные свойства, окрашивает лакмусовую бумажку в синий цвет.

  • Реакция с водой
  • Образует нестойкое соединение – гидроксид аммония, слабое основание. Оно сразу же распадается на воду и аммиак.NH3 + H2O ⇄ NH4OH

  • Основные свойства
  • Как основание аммиак способен реагировать с кислотами с образованием солей.NH3 + HCl → NH4Cl (хлорид аммония)NH3 + HNO3 → NH4NO3 (нитрат аммония)

  • Восстановительные свойства
  • Поскольку азот в аммиаке находится в минимальной степени окисления -3 и способен только ее повышать, то аммиак проявляет выраженные восстановительные свойства. Его используют для восстановления металлов из их оксидов.NH3 + FeO → N2↑ + Fe + H2ONH3 + CuO → N2↑ + Cu + H2OГорение аммиака без катализатора приводит к образованию азота в молекулярном виде. Окисление в присутствии катализатора сопровождается выделением NO.NH3 + O2 → (t) N2 + H2ONH3 + O2 → (t, кат) NO + H2O

Соли аммония

Получение

NH3 + H2SO4 → NH4HSO4 (гидросульфат аммония, избыток кислоты)

3NH3 + H3PO4 → (NH4)3PO4

Химические свойства

Помните, что по правилам общей химии, если по итогам реакции выпадает осадок, выделяется газ или образуется вода – реакция идет.

  • Реакции с кислотами
  • NH4Cl + H2SO4 → (NH4)2SO4 + HCl↑

  • Реакции с щелочами
  • В реакциях с щелочами образуется гидроксид аммония – NH4OH. Нестойкое основание, которое легко распадается на воду и аммиак.NH4Cl + KOH → KCl + NH3 + H2O

  • Реакции с солями
  • (NH4)2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + NH4Cl

  • Реакция гидролиза
  • В воде ион аммония подвергается гидролизу с образованием нестойкого гидроксида аммония.NH4+ + H2O ⇄ NH4OH + H+NH4OH ⇄ NH3 + H2O

  • Реакции разложения
  • NH4Cl → (t) NH3↑ + HCl↑(NH4)2CO3 → (t) NH3↑ + H2O + CO2↑NH4NO2 → (t) N2↑ + H2ONH4NO3 → (t) N2O↑ + H2O(NH4)3PO4 → (t) NH3↑ + H3PO4

Оксид азота I – N2O

Закись азота, веселящий газ – N2O – обладает опьяняющим эффектом. Несолеобразующий оксид. При н.у. является бесцветным газом с приятным сладковатым запахом и привкусом. В медицине применяется в больших концентрациях для ингаляционного наркоза.

Получают N2O разложением нитрата аммония при нагревании:

NH4NO3 → N2O + H2O

Оксид азота I разлагается на азот и кислород:

N2O → (t) N2 + O2

Оксид азота II – NO

Окись азота – NO. Несолеобразующий оксид. При н.у. бесцветный газ, на воздухе быстро окисляется до оксида азота IV.

Получение

В промышленных масштабах оксид азота II получают при каталитическом окислении аммиака.

NH3 + O2 → (t, кат) NO + H2O

В лабораторных условиях – в ходе реакции малоактивных металлов с разбавленной азотной кислотой.

Cu + HNO3(разб.) → Cu(NO3)2 + NO + H2O

Химические свойства

На воздухе быстро окисляется с образованием бурого газа – оксида азота IV – NO2.

NO + O2 → NO2

Оксид азота III – N2O3

При н.у. жидкость синего цвета, в газообразной форме бесцветен. Высокотоксичный, приводит к тяжелым ожогам кожи.

Получение

Получают N2O3 в две стадии: сначала реакцией оксида мышьяка III с азотной кислотой, затем охлаждением полученной смеси газов до температуры – 36 °C.

As2O3 + HNO3 → H3AsO 3 + NO↑ + NO2↑

При охлаждении газов образуется оксид азота III.

NO + NO2 → N2O3

Химические свойства

Является кислотным оксидом. соответствует азотистой кислота – HNO2, соли которой называются нитриты (NO2-). Реагирует с водой, основаниями.

H2O + N2O3 → HNO2

NaOH + N2O3 → NaNO2 + H2O

Оксид азота IV – NO2

Бурый газ, имеет острый запах. Ядовит.

Получение

В лабораторных условиях данный оксид получают в ходе реакции меди с концентрированной азотной кислотой. Также NO2 выделяется при разложении нитратов.

Cu + HNO3(конц) → Cu(NO3)2 + NO2 + H2O

Cu(NO3)2 → (t) CuO + NO2 + O2

Pb(NO3)2 → (t) PbO + NO2 + O2

Химические свойства

Проявляет высокую химическую активность, кислотный оксид.

  • Окислительные свойства
  • Как окислитель NO2 ведет себя в реакциях с фосфором, углеродом и серой, которые сгорают в нем.NO2 + C → CO2 + N2NO2 + P → P2O5 + N2Окисляет SO2 в SO3 – на этой реакции основана одна из стадий получения серной кислоты.SO2 + NO2 → SO3 + NO

  • Реакции с водой и щелочами
  • Оксид азота IV соответствует сразу двум кислотам – азотистой HNO2 и азотной HNO3. Реакции с водой и щелочами протекают по одной схеме.NO2 + H2O → HNO3 + HNO2NO2 + LiOH → LiNO3 + LiNO2 + H2OЕсли растворение в воде оксида проводить в избытке кислорода, образуется азотная кислота.NO2 + H2O + O2 → HNO3

Источник: https://studarium.ru/article/168

№7 Азот

Азот и его соединения. Азот - это что за вещество? Типы и свойства азота

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, упоминая о нем как о мефитическом воздухе (лат. – mephitis – удушливое или вредное испарение земли). Официально открытие азота обычно приписывается Резерфорду, опубликовавшему в 1772 г.

диссертацию “О фиксируемом воздухе, называемом иначе удушливым”, где впервые описаны некоторые химические свойства азота. В эти же годы Шееле получил азот из атмосферного воздуха тем же путем, что и Кавендиш. Он назвал новый газ испорченным воздухом (Verdorbene Luft).

Пристли (1775) назвал азот флогистированным воздухом (Air phlogisticated). Лавуазье в 1776-1777 гг. подробно исследовал состав атмосферного воздуха и установил, что 4/5 его объема состоят из удушливого газа (Air mofette).

Лавуазье предложил назвать элемент “азот” от отрицательной греческой приставки “а” и слова жизнь “зоэ”, подчеркивая его неспособность поддерживать дыхание. В 1790 году для азота было предложено название “нитроген” (nitrogene – “образующий селитру”), что и стало в дальнейшем основой международного названия элемента (Nitrogenium) и символа азота – N.

Нахождение в природе, получение:

Азот в природе встречается главным образом в свободном состоянии. В воздухе объемная доля его составляет 78,09%, а массовая доля – 75,6%. Соединения азота в небольших количествах содержатся в почвах. Азот входит в состав белковых веществ и многих естественных органических соединений. Общее содержание азота в земной коре 0,01%.

В атмосфере азота содержится примерно 4 квадрильона (4·1015) тонн, а в океанах – около 20 триллионов (20·1012) тонн. Незначительная часть этого количества – около 100 миллиардов тонн – ежегодно связывается и включается в состав живых организмов.

Из этих 100 миллиардов тонн связанного азота только 4 миллиарда тонн содержится в тканях растений и животных – все остальное накапливается в разлагающих микроорганизмах и в конце концов возвращается в атмосферу.
В технике азот получают из воздуха.

Для получения азота воздух переводят в жидкое состояние, а затем испарением отделяют азот от менее летучего кислорода (tкипN2 = -195,8°С, tкипO2 = -183°С)В лабораторных условиях чистый азот можно получить разлагая нитрит аммония или смешивая при нагревании растворы хлорида аммония и нитрита натрия:

NH4NO2 N2 + 2H2O;       NH4Cl + NaNO2 NaCl + N2 + 2H2O.

Физические свойства:

Природный азот состоит из двух изотопов: 14N и 15N. При обычных условиях азот – газ без цвета, запаха и вкуса, немного легче воздуха, плохо растворяется в воде (в 1 л воды растворяется 15,4 мл азота, кислорода – 31 мл). При температуре -195,8°C азот 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.
Энергия связи атомов в молекуле азота очень велика и составляет 941,6 кДж/моль. Расстояние между центрами атомов в молекуле 0,110 нм. Молекула N2 диамагнитна. Это свидетельствует о том, что связь между атомами азота тройная.

Плотность газообразного азота при 0°C 1,25046 г/дм3

Химические свойства:

При обычных условиях азот – химически малоактивное вещество из-за прочной ковалентной связи.

В обычных условиях реагирует только с литием, образуя нитрид:6Li + N2 = 2Li3N
С повышением температуры активность молекулярного азота увеличивается, при этом он может быть может быть и окислителем (с водородом, металлами), и восстановителем (с кислородом, фтором).

При нагревании, повышенном давлении и в присутствии катализатора азот взаимодействует с водородом образуя аммиак:N2 + 3H2 = 2NH3
С кислородом азот соединяется только в электрической дуге с образованием оксида азотa(II): N2 + O2 = 2NO
В электрическом разряде возможна и реакция со фтором: N2 + 3F2 = 2NF3

Важнейшие соединения:

Азот способен образовывать химические соединения, находясь во всех степенях окисления от +5 до -3. Соединения в положительных степенях окисления азот образует с фтором и кислородом, причем в степенях окисления больше +3 азот может находиться только в соединениях с кислородом.

Аммиак, NH3 – бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворяется в воде (“нашатырный спирт”).

Аммиак обладает основными свойствами, взаимодействует с водой, галогеноводородами, кислотами:
NH3 + H2O NH3*H2O NH4+ + OH – ;       NH3 + HCl = NH4Cl
Один из типичных лигандов в комплексных соединениях:Cu(OH)2 + 4NH3 = [Cu(NH3)4](OH)2 (фиол.

, р-рим)
Восстановитель:2NH3 + 3CuO 3Cu + N2 + 3H2O.
Гидразин – N2H4 (пернитрид водорода), …
Гидроксиламин – NH2OH, …
Оксид азота(I), N2O (закись азота, веселящий газ). …

Оксид азота(II), NO – бесцветный газ, не имеет запаха, в воде малорастворим, относится к несолеобразующим.В лаборатории получают при взаимодействии меди и разбавленной азотной кислоты:
3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O.В промышленности получают каталитическим окислением аммиака при получении азотной кислоты:

4NH3 + 5O2 4NO + 6 H2O

Легко окисляется до оксида азота(IV): 2NO + O2 = 2NO2
Оксид азота(III), ??? ……

Азотистая кислота, ??? …

Нитриты, ??? …

Оксид азота(IV), NO2 – ядовитый газ бурого цвета, имеет характерный запах, хорошо растворяется в воде, давая при этом две кислоты, азотистую и азотную: H2O + NO2 = HNO2 + HNO3

При охлаждении переходит в бесцветный димер: 2NO2 N2O4
Оксид азота(V), ??? ……

Азотная кислота, HNO3 – бесцветная жидкость с резким запахом, tкип = 83°С. Сильная кислота, соли – нитраты. Один из сильнейших окислителей, что обусловлено наличием в составе кислотного остатка атома азота в высшей степени окисления N+5. При взаимодействии азотной кислоты с металлами в качестве основного продукта выделяется не водород, а различные продукты восстановления нитрат-иона:

Cu + 4HNO3 (конц) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O;
4Mg + 10HNO3 (оч.разб.) = 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 5H2O.
Нитраты, ??? ……

Широко используется для создания инертной среды – наполнения электрических ламп накаливания и свободного пространства в ртутных термометрах, при перекачке жидкостей, в пищевой промышленности как упаковочный газ. Им азотируют поверхность стальных изделий, в поверхностном слое образуются нитриды железа, которые придают стали большую твердость.

Жидкий азот часто используется для глубокого охлаждения различных веществ.
Важное значение азот имеет для жизни растений и животных, поскольку он входит в состав белковых веществ. В больших количествах азот применяется для получения аммиака.

Соединения азота находят применение в производстве минеральных удобрений, взрывчатых веществ и во многих отраслях промышленности.

Л.В. Черкашина
ХФ ТюмГУ, гр. 542(I)

Источники: – Г.П. Хомченко. Пособие по химии для поступающих в вузы. М., Новая волна, 2002. – А.С. Егоров, Химия. Пособие-репетитор для поступающих в вузы. Ростов-на-Дону, Феникс, 2003.

– Открытие элементов и происхождение их названий/Азот

Источник: http://www.kontren.narod.ru/x_el/info07.htm

Азот и его соединения

Азот и его соединения. Азот - это что за вещество? Типы и свойства азота

Азот —  элемент 2-го периода  V А-группы Периодической системы,  порядковый номер 7. Электронная формула атома [2He]2s22p3, характерные степени окисления 0,-3, +3 и +5, реже +2 и +4 и др. состояние Nvсчитается относительно устойчивым.

Шкала степеней окисления у азота:
+5 —   N2O5, NO3, NaNO3, AgNO3

+4 —  NO2

+3 – N2O3, NO2, HNO2, NaNO2, NF3

+2 —  NO

+1 – N2O

0 —  N2

-3 — NH3, NH4, NH3 * H2O, NH2Cl, Li3N, Cl3N.

Азот обладает высокой электроотрицательностью (3,07), третий после F и O. Проявляет типичные неметаллические (кислотные) свойства, образуя при этом различные кислородсодержащие кислоты, соли и бинарные соединения, а так же катион аммония NH4 и его соли.

В природе – семнадцатый по химической распространенности элемент (девятый среди неметаллов). Жизненно важный элемент для всех организмов.

  Азот N2

Простое вещество. Состоит из неполярных молекул с очень устойчивой ˚σππ-связью N≡N, этим объясняется химическая инертность элемента при обычных условиях.

Бесцветный газ без вкуса и запаха, конденсируется в бесцветную жидкость (в отличие от O2).

составная часть воздуха 78,09% по объему, 75,52 по массе. Из жидкого воздуха азот выкипает раньше, чем кислород. Малорастворим в воде (15,4 мл/1 л H2O при 20 ˚C), растворимость азота меньше, чем у кислорода.

При комнатной температуре N2, реагирует с фтором и в очень малой степени – с кислородом:

 N2 + 3F2 = 2NF3,  N2 + O2  ↔ 2NO

Обратимая реакция получения аммиака протекает при температуре 200˚C, под давлением до 350 атм и обязательно в присутствии катализатора (Fe, F2O3, FeO, в лаборатории при Pt )

N2 + 3H2 ↔ 2NH3 + 92 кДж

В соответствии с принципом Ле-Шателье увеличение выхода аммиака должно происходить при повышении давления и понижении температуры. Однако скорость реакции при низких температурах очень мала, поэтому процесс ведут при 450-500 ˚C, достигая  15%-ного выхода аммиака. Непрориагировавшие  N2 и H2 возвращают в реактор  и тем самым увеличивают степень протекания реакции.

Азот химически пассивен по отношению к кислотам и щелочам, не поддерживает горения.

Получение в промышленности – фракционная дистилляция жидкого воздуха или удаление из воздуха кислорода химическим путем, например по реакции 2C(кокс) + O2 = 2CO при нагревании. В этих случаях получают азот, содержащий так же примеси благородных газов (главным образом аргон).

В лаборатории небольшие количества химически чистого азота можно получить по реакции конмутации при умеренном нагревании:

N-3H4N3O2(T) = N20 + 2H2O (60-70)

NH4Cl(p) + KNO2(p) = N20↑ + KCl +2H2O (100˚C)

Применяется для синтеза аммиака. Азотной кислоты и других азотсодержащих продуктов, как инертная среда проведения химических и металлургических процессов и хранения огнеопасных веществ.

   Аммиак NH3

Бинарное соединение , степень окисления азота равна – 3. Бесцветный газ с резким характерным запахом. Молекула имеет строение незавершенного тетраэдра [: N(H)3] (sp3-гибридизация).

Наличие у азота в молекуле NH3  донорской пары электронов на  sp3-гибридной орбитали обуславливает характерную реакцию присоединения катиона водорода, при этом образуется катион аммония NH4. Сжижается под избыточным давлением при комнатной температуре. В жидком состоянии ассоциирован за счет водородных связей.

Термически неустойчив. Хорошо растворим в воде (более 700 л/1 л H2O при 20˚C); доля в насыщенном растворе равна 34% по массе и  99% по объему, pH= 11,8.

Весьма реакционноспособный, склонен к реакциям присоединения. Сгорает в кислороде, реагирует с кислотами. Проявляет восстановительные (за счет N-3) и окислительные (за счет H+1) свойства. Осушается только оксидом кальция.

Качественные реакции – образование белого «дыма» при контакте с газообразным  HCl, почернение бумажки, смоченной раствором Hg2(NO3)2.

Промежуточный продукт при синтезе HNO3  и солей аммония. Применяется  в производстве соды, азотных удобрений, красителей, взрывчатых веществ; жидкий аммиак – хладагент. Ядовит.
Уравнения важнейших реакций:

2NH3(г) ↔ N2 + 3H2
NH3(г) + H2O  ↔ NH3 *  H2O (р)↔ NH4++ OH—
NH3(г) + HCl(г) ↔ NH4Cl(г) белый «дым»
4NH3 + 3O2 (воздух) = 2N2 + 6 H2O   (сгорание)
4NH3 + 5O2 =  4NO+ 6 H2O   (800˚C, кат.

Pt/Rh)
2 NH3 + 3CuO = 3Cu + N2  + 3 H2O   (500˚C)
2 NH3 + 3Mg = Mg3N2 +3 H2           (600 ˚C )
NH3(г) + CO2(г) + H2O = NH4HCO3    (комнатная температура, давление)
Получение.

  В лаборатории – вытеснение аммиака из солей аммония при нагревании с натронной известью:  Ca(OH)2 + 2NH4Cl = CaCl2+ 2H2O +NH3
Или кипячение водного раствора аммиака с последующим осушением газа.

  В промышленности аммиак получают из азота с водородом. Выпускается промышленностью либо в сжиженном виде, либо в виде концентрированного водного раствора под техническим названием аммиачная вода.

  Гидрат аммиака NH3 *H2O. Межмолекулярное соединение. Белый, в кристаллической решетке – молекулы  NH3 и H2O, связанные слабой водородной связью. Присутствует в водном растворе аммиака, слабое основание (продукты диссоциации – катион NH4 и анион OH).

Катион аммония имеет правильно-тетраэдрическое строение   (sp3-гибридизация). Термически неустойчив, полностью разлагается при кипячении раствора. Нейтрализуется сильными кислотами. Проявляет восстановительные свойства (за счет N-3) в концентрированном растворе.

Вступает в реакцию ионного обмена и комплексообразования.

   Качественная реакция – образование белого «дыма» при контакте с газообразным HCl. Применяется для создания слабощелочной среды в растворе, при осаждении амфотерных гидроксидов.

В 1 М растворе аммиака содержится в основном гидрат NH3 *H2O и лишь 0,4% ионов NH4  OH (за счет диссоциации гидрата); таким образом, ионный «гидроксид аммония NH4 OH» практически не содержится в растворе,  нет такого соединения и в твердом гидрате.

Уравнения важнейших реакций:

NH3 H2O (конц.)  = NH3↑ + H2O    (кипячение с NaOH)

NH3 H2O   + HCl (разб.)  = NH4Cl + H2O
3(NH3 H2O) (конц.)   + CrCl3 = Cr(OH)3↓ + 3 NH4Cl
8(NH3 H2O) (конц.)   + 3Br2(p) = N2↑ + 6 NH4Br + 8H2O (40-50˚C)
2(NH3 H2O) (конц.)   + 2KMnO4 = N2↑ + 2MnO2↓ + 4H2O + 2KOH
4(NH3 H2O) (конц.)    + Ag2O = 2[Ag(NH3)2]OH + 3H2O
4(NH3 H2O) (конц.)    + Cu(OH)2 + [Cu(NH3)4](OH)2 + 4H2O
6(NH3 H2O) (конц.)   + NiCl2 = [Ni(NH3)6]Cl2 + 6H2O
Разбавленный раствор аммиака (3-10%-ный) часто называют нашатырным спиртом (название придумано алхимиками), а концентрированный раствор (18,5 – 25%-ный) – аммиачный раствор (выпускается промышленностью).

  Монооксид азота NO

Несолеобразующий оксид. Бесцветный газ. Радикал, содержит ковалентную σπ-связь (N꞊O) , в твердом состоянии димер N2О2  со связью N-N. Чрезвычайно термически устойчив. Чувствителен к кислороду воздуха (буреет). Малорастворим в воде и не реагирует с ней.

Химически пассивен по отношению к кислотам и щелочам. При нагревании реагирует с металлами и неметаллами . весьма реакционноспособная смесь NO и NO2 («нитрозные газы»). Промежуточный продукт в синтезе азотной кислоты.Уравнения важнейших реакций:

2NO + O2(изб.

) = 2NO2    (20˚C)

2NO + C(графит) =  N2 +  CО2 (400- 500˚C)
10NO + 4P(красный) =  5N2 + 2P2O5 (150- 200˚C)
2NO + 4Cu = N2  + 2 Cu2O   (500- 600˚C)
Реакции на смеси  NO и  NO2:
NO + NO2  +H2O = 2HNO2(p)
NO + NO2  + 2KOH(разб.) = 2KNO2 + H2O
NO + NO2  +  Na2CO3 =  2Na2NO2  +  CО2 (450- 500˚C)
Получение в промышленности: окисление аммиака кислородом на катализаторе, в лаборатории  — взаимодействие разбавленной азотной кислоты с восстановителями:
8HNO3 + 6Hg = 3Hg2(NO3)2 + 2NO + 4 H2Oили восстановлении нитратов:

2NaNO2 + 2H2SO4 + 2NaI = 2NO↑ + I2↓ + 2 H2O + 2Na2SO4

Диоксид азота NO2

Кислотный оксид, условно отвечает двум кислотам — HNO2 и  HNO3 (кислота для N4 не существует). Бурый газ, при комнатной температуре мономер  NO2, на холоду жидкий бесцветный димер N2О4 (тетраоксид диазота).  Полностью реагирует с водой, щелочами.

Очень сильный окислитель, вызывает коррозию металлов. Применяется для синтеза азотной кислоты и безводных нитратов, как окислитель ракетного топлива, очиститель нефти от серы и катализатор окисления органических соединений. Ядовит.

Уравнение важнейших реакций:

2NO2 ↔ 2NO + O2

4NO2(ж) + H2O = 2HNO3 + N2О3 (син.)     (на холоду)
3 NO2 + H2O = 3HNO3 + NO↑
2NO2 + 2NaOH(разб.) = NaNO2 + NaNO3 + H2O
4NO2 + O2+ 2 H2O = 4 HNO3
4NO2 + O2 + KOH = KNO3 + 2 H2O
2NO2 + 7H2 = 2NH3 + 4 H2O   (кат. Pt, Ni)
NO2 + 2HI(p) = NO↑ + I2↓ + H2O
NO2 + H2O + SO2 = H2SO4 + NO↑   (50- 60˚C)
NO2  + K = KNO2
6NO2 + Bi(NO3)3 + 3NO   (70- 110˚C)
  Получение:  в промышленности —   окислением NO  кислородом воздуха, в лаборатории – взаимодействие концентрированной азотной кислоты с восстановителями:
6HNO3 (конц.,гор.) + S = H2SO4 + 6NO2↑ + 2H2O
5HNO3 (конц.,гор.) + P (красный) = H3PO4  + 5NO2 ↑ + H2O
2HNO3 (конц.,гор.) +  SO2 = H2SO4  + 2 NO2 ↑

Оксид диазота N2O

Бесцветный газ с приятным запахом («веселящий газ»), N꞊N꞊О, формальная степень окисления азота +1, плохо растворим в воде. Поддерживает горение графита и магния:

2N2O + C = CO2 + 2N2   (450˚C)
N2O + Mg = N2 + MgO (500˚C)Получают термическим разложением нитрата аммония:

NH4NO3 = N2O + 2 H2O (195- 245˚C)

применяется в медицине, как анастезирующее средство.

Триоксид диазота N2O3

При низких температурах –синяя жидкость, ON꞊NO2, формальная степень окисления азота +3. При 20 ˚C  на 90% разлагается на смесь бесцветного NO  и  бурого NO2 («нитрозные газы», промышленный дым – «лисий хвост»).

  N2O3 – кислотный оксид, на холоду с водой образует HNO2 , при нагревании реагирует иначе:
3N2O3 + H2O = 2HNO3 + 4NO↑
Со щелочами дает соли HNO2, например NaNO2.
Получают взаимодействием  NO c O2 (4NO + 3O2 = 2N2O3) или с NO2 (NO2 + NO = N2O3)
при сильном охлаждении.

«Нитрозные газы» и экологически опасны, действуют как катализаторы разрушения озонового слоя атмосферы.

Пентаоксид диазотаN2O5

Бесцветное,  твердое вещество, O2N – O – NO2, степень окисления  азота равна +5. При комнатной температуре за 10 ч разлагается на NO2 и O2.

Реагирует с водой и щелочами как кислотный оксид:
N2O5 + H2O = 2HNO3
N2O5 + 2NaOH = 2NaNO3 + H2
Получают дегидротацией дымящейся азотной кислоты:
2HNO3  + P2O5 = N2O5 + 2HPO3
или окислением NO2 озоном при  -78˚C:
2NO2 + O3 = N2O5 + O2

 Нитриты и нитраты

Нитрит калия KNO2.  Белый, гигроскопичный. Плавится без разложения. Устойчив в сухом воздухе. Очень хорошо растворим в воде (образуя бесцветный раствор), гидролизуется по аниону. Типичный окислитель и восстановитель в кислотной среде, очень медленно реагирует в щелочной среде. Вступает в реакции ионного обмена.

Качественные реакции на ион NO2— обесцвечивание фиолетового раствора MnO4  и появление черного осадка при добавлении ионов I. Применяется в производстве красителей, как аналитический реагент на аминокислоты и йодиды, компонент фотографических реактивов.уравнение важнейших реакций:

2KNO2(т)  + 2HNO3(конц.) = NO2↑ + NO↑ + H2O  + 2KNO3
2KNO2 (разб.)+ O2(изб.

) → 2KNO3 (60-80 ˚C)
KNO2  + H2O + Br2 = KNO3  + 2HBr

5NO2— + 6H+  + 2MnO4— (фиол.) = 5NO3—   + 2Mn2+ (бц.) + 3H2O
3 NO2—  + 8H+ + CrO72- = 3NO3— + 2Cr3+ + 4H2O
NO2—(насыщ.) + NH4+(насыщ.)=  N2↑ +  2H2O
2NO2—  + 4H+ + 2I—(бц.) = 2NO↑ + I2(черн.) ↓ = 2H2O
NO2—(разб.) + Ag+ = AgNO2 (светл.желт.)↓
Получение впромышленности – восстановлением калийной селитры в процессах:
KNO3 + Pb = KNO2  + PbO (350-400˚C)
KNO3 (конц.) + Pb(губка) + H2O = KNO2+ Pb(OH)2↓
3 KNO3 + CaO + SO2 = 2 KNO2  + CaSO4 (300 ˚C)

Hитраткалия KNO3
Техническое название калийная, или индийская соль, селитра. Белый, плавится без разложения при дальнейшем нагревании разлагается. Устойчив на воздухе.

Хорошо растворим в воде (с высоким эндо-эффектом, = -36 кДж), гидролиза нет. Сильный окислитель при сплавлении (за счет выделения атомарного кислорода). В растворе восстанавливается только атомарным водородом (в кислотной среде до KNO2, в щелочной среде до NH3).

Применяется в производстве стекла, как консервант пищевых продуктов, компонент пиротехнических смесей и минеральных удобрений.

2KNO3 = 2KNO2  +  O2                                                             (400- 500 ˚C)

KNO3 + 2H0 (Zn, разб. HCl) = KNO2 + H2O     

KNO3 + 8H0 (Al, конц. KOH) = NH3↑ + 2H2O + KOH     (80 ˚C)

KNO3 + NH4Cl = N2O↑ + 2H2O + KCl                 (230- 300 ˚C)

2 KNO3 + 3C (графит) + S = N2 + 3CO2 + K2S   (сгорание)

KNO3 + Pb = KNO2 + PbO                                    (350 — 400  ˚C)

KNO3 + 2KOH + MnO2 = K2MnO4 + KNO2 + H2O                                    (350 — 400  ˚C)

Получение: в промышленности
4KOH (гор.) + 4NO2  + O2  = 4KNO3 +  2H2O

и в лаборатории:
KCl + AgNO3 = KNO3 + AgCl↓

Азот — характеристика элемента, физические и химические свойства простого вещества. Аммиак, соли аммония.
Азотная кислота — строение и химические свойства

Источник: http://himege.ru/azot-i-ego-soedineniya/

Азот – это что за вещество? Типы и свойства азота

Азот и его соединения. Азот - это что за вещество? Типы и свойства азота

Азот – это всем известный химический элемент, который обозначается буквой N. Этот элемент, пожалуй, основа неорганической химии, его начинают подробно изучать еще в 8 классе. В данной статье мы рассмотрим данный химический элемент, а также его свойства и типы.

История открытия химического элемента

Азот – это элемент, который впервые был представлен знаменитым французским химиком Антуаном Лавуазье. Но за звание первооткрывателя азота борются многие ученые, среди них и Генри Кавендиш, Карл Шееле, Даниэль Резерфорд.

Генри Кавендиш в результате опыта первым выделил химический элемент, но так и не понял, что он получил простое вещество. О своем опыте он сообщил Джозефу Пристли, который тоже проделывал ряд исследований.

Вероятно, Пристли тоже удалось выделить этот элемент, но ученый не смог понять, что именно он получил, поэтому не заслужил звание первооткрывателя.

Карл Шееле одновременно с ними проводил те же исследования, но не пришел к нужному выводу.

В том же году Даниэль Резерфорд сумел не только получить азот, но и описать его, опубликовать диссертацию и указать основные химические свойства элемента. Но даже Резерфорд так до конца и не понял, что он получил. Однако именно его считают первооткрывателем, потому что он был ближе всех к разгадке.

Происхождение названия азота

С греческого “азот” переводится как “безжизненный”. Именно Лавуазье трудился над правилами номенклатуры и решил так назвать элемент. В 18 веке про этот элемент было известно лишь то, что он не поддерживает ни реакций горения, ни дыхания. Поэтому данное название приняли.

В латинском языке азот называется “нитрогениум”, что в перевод означает “рождающий селитру”. Из латинского языка и появилось обозначение азота – буква N. Но само название во многих странах не прижилось.

Распространенность элемента

Азот – это, пожалуй, один из самых распространенных элементов на нашей планете, он занимает четвертое место по распространенности. Элемент также найден в солнечной атмосфере, на планетах Уран и Нептун. Из азота состоят атмосферы Титана, Плутона и Тритона. Помимо этого, атмосфера Земли состоит на 78-79 процентов из этого химического элемента.

Азот играет важную биологическую роль, ведь он необходим для существования растений и животных. Даже тело человека содержит от 2 до 3 процентов этого химического элемента. Входит в состав хлорофилла, аминокислот, белков, нуклеиновых кислот.

Жидкий азот

Жидкий азот – это бесцветная прозрачная жидкость, является одним из агрегатных состояний химического вещества. Жидкий азот широко используется в промышленности, строительстве и медицине. Он используется при заморозке органических материалов, охлаждения техники, а в медицине для удаления бородавок (эстетическая медицина).

Жидкий азот не токсичен, а также не взрывоопасен.

Молекулярный азот

Молекулярный азот – это элемент, который содержится в атмосфере нашей планеты и образует большую ее часть. Формула молекулярного азота – N2. Такой азот вступает в реакции с другими химическими элементами или веществами только при очень высокой температуре.

Физические свойства

При нормальных условиях химический элемент азот – это газ, который не имеет запаха, цвета, а также практически не растворим в воде.

Азот жидкий по своей консистенции напоминает воду, такой же прозрачный и бесцветный.

У азота есть еще одно агрегатное состояние, при температуре ниже -210 градусов он превращается в твердое тело, образует много больших белоснежных кристаллов. Поглощает кислород из воздуха.

Химические свойства

Азот относится к группе неметаллов и перенимает свойства у других химических элементов из этой группы. Как правило, неметаллы не являются хорошими проводниками электричества. Азот образует различные оксиды, например NO (моноокисид).

NO или окись азота является мышечным релаксантом (вещество, которое значительно расслабляет мускулатуру и при этом не оказывает никакого вреда и иных влияний на организм человека). Оксиды, где содержится больше атомов азота, например N2O – это веселящий газ, чуть-чуть сладковатый на вкус, который используется в медицине как анестезирующее средство.

Однако уже оксид NO2 не имеет никакого отношения к первым двум, ведь это довольно вредный выхлопной газ, который содержится в выхлопах автомобилей и серьезно загрязняет атмосферу.

Азотная кислота, которую образуют атомы водорода, азота и три атома кислорода, является сильной кислотой.

Ее широко используют в производстве удобрений, в ювелирном деле, органическом синтезе, военной промышленности (производство взрывчатых веществ, ракетного топлива и синтеза отравляющих веществ), производстве красителей, лекарств и др. Азотная кислота очень вредна для организма человека, на коже оставляет язвы и химические ожоги.

Люди ошибочно полагают, что углекислый газ – это азот. На самом деле, по своим химическим свойствам элемент реагирует лишь с небольшим количеством элементов при нормальных условиях. А углекислый газ – это оксид углерода.

Применение химического элемента

Азот в жидком состоянии применяют в медицине для лечения холодом (криотерапии), а также в кулинарии как хладагент.

Этот элемент также нашел широкое применение в промышленности. Азот – это газ, который взрыво- и пожаробезопасен. Помимо этого, он препятствует гниению и окислению. Сейчас азот используют в шахтах с целью создания взрывобезопасной среды. Газообразный азот применяют в нефтехимии.

В химической промышленности без азота обойтись очень нелегко. Его используют для синтеза различных веществ и соединений, например некоторых удобрений, аммиака, взрывчатых веществ, красителей. Сейчас большое количество азота используют для синтеза аммиака.

В пищевой промышленности это вещество зарегистрировано как пищевая добавка.

Смесь или чистое вещество?

Даже ученые первой половины 18 века, которым удалось выделить химический элемент, думали, что азот – это смесь. Но существует большая разница между этими понятиями.

Чистое вещество имеет целый комплекс постоянных свойств, таких как состав, физические и химические свойства. А смесь – это соединение, в которое входит два или больше химических элемента.

Сейчас мы знаем, что азот – это чистое вещество, так как он является химическим элементом.

При изучении химии очень важно понять, что азот является основой всей химии. Он образует различные соединения, которые всем нам встречаются, это и веселящий газ, и бурый газ, и аммиак, и азотная кислота. Недаром химия в школе начинается именно с изучения такого химического элемента, как азот.

Источник: https://FB.ru/article/244442/azot---eto-chto-za-veschestvo-tipyi-i-svoystva-azota

Что такое азот — химические свойства и соединения

Азот и его соединения. Азот - это что за вещество? Типы и свойства азота

1001student.ru > Химия > Что такое азот — химические свойства и соединения

Азот – это один из множества химических элементов из периодической таблицы, но вопрос о том, что такое азот, возникает очень часто. Причина этого вполне очевидна – данное вещество активно применяется в науке и технике, промышленности, выступает основой для создания множества полезных в быту и трудовой деятельности материалов и соединений.

Данный элемент относится к 15 группе таблицы Менделеева, он очень распространен по всей планете и составляет большую часть атмосферы Земли, особенно более высоких слоев.

Вещество относится к инертным образованиям – таким, которые практически не вступают во взаимодействие с другими элементами. Горение элемент не поддерживает.

Как и другие инертные газы, нитроген (как его называют в латыни nitrogen), не имеет запаха, отличается также отсутствием цвета. Также он не ядовитый и не опасный для живого организма. Большие количества n2 содержаться в воздухе (он составляет примерно 78% всего объема воздуха), также он может содержаться в скалах, горных породах, всевозможных соединениях.

Молекула азота является обязательным компонентом белковых структур живых организмов, также она имеется в нуклеиновых кислотах и других вещах.

  • Характеристика и физические свойства азота
  • Химические свойства азота и его соединения
  • Круговорот азота в природе
  • Получение азота
  • Применение азота

Характеристика и физические свойства азота

Как уже было отмечено выше, данное вещество не имеет ни запаха, ни вкуса, оно отличается инертностью, то есть, слабой способностью взаимодействовать с другими химическими элементами.

Помимо того, что в воздухе содержится очень большое количество азота, его обнаружили и в других местах: в газовых туманностях в космосе, на планетах Нептун, а также Уран, некоторых спутниках планет солнечной системы.

: N выступает четвертым по распространенности элементом во всей Вселенной. Больше азота по количеству только гелия, водорода и кислорода.

Знать физические свойства элемента важно, так как он используется повсеместно. Выглядят они так:

  1. Молекулярная масса вещества составляет 14 атомных единиц массы (а. е. м.). Этому же значению равна и относительная атомная масса.
  2. Теплоемкость зависит от температуры. При 0 градусов Цельсия она равняется 1039 Дж/(кг*град). Если же сжать газ до давления в 100 атмосфер, то это значение увеличится до 1242.
  3. Плотность составляет 1,25 килограмм/м3.
  4. Температура плавления нитрогена равняется -210 градусов Цельсия. В атмосфере элемент находится в газообразном состоянии, при охлаждении до -196 градусов он конденсируется в жидкость, которая внешне напоминает воду. Кипит нитроген при -195,8°C.
  5. Степень окисления вещества зависит от того, в каких оно находится соединениях и может принимать значения −3, −2, −1, 0, +1, +2, +3, +4, +5.

Еще одно важное физическое свойство – при контакте с воздухом азот поглощает имеющийся в нем кислород, благодаря чему плавится.

Химические свойства азота и его соединения

Между атомами N2 существуют тройные связи, молекулы вещества проявляют высокий уровень стойкости к процессам диссоциации. В обычных условиях диссоциация между молекулами элемента практически не происходит.

Между отдельными молекулами действуют достаточно слабые связи, благодаря чему нитроген существует преимущественно в газообразном состоянии. Интересно, что даже при нагреве до 3000°C термическая диссоциация практически не происходит.

Азот на Земле содержится в основном в свободном виде, так как любые соединения с ним очень малоустойчивы даже перед температурным фактором.

Атомарный газ из N обладает уже значительно большей способностью к взаимодействию с другими элементами, он реагирует при контакте с металлами, мышьяком, серой, фосфором и т. д.

Круговорот азота в природе

Так как рассматриваемое вещество является одним из самых распространенных на планете, то неудивительно, что оно имеет свой развитый круговорот. Оно входит в состав и представителей флоры, и фауны, находится в грунте, воздухе.

Цикл обращения его в биосфере выглядит так:

  1. Сначала микроорганизмы поглощают азот из продуктов разложения, содержание которых насыщено N2 молекулами.
  2. Происходит органический обмен веществ, где образуется как аммиак, так и аммоний.
  3. Другие организмы поглощают эти продукты и переводят их в вид нитратов.
  4. Нитраты участвуют в росте растений, которые потом опять будут съедены животными, а те в свою очередь генерируют продукты разложения. Таким образом, цепь кругооборота замыкается.

Строение молекул нитрогена таково, что лучше всего это вещество усваивают некоторые типы микроорганизмов, особенно относящиеся к бобовым растениям.

Именно поэтому очень эффективным способом повышения плодородия почвы является посадка там бобовых культур, которые активно поглощают азот и таким образом обогащают почву.

Также данному процессу способствуют грозы, немалую роль играет и искусственное производство аммиака.

Применение азота

Как водород, кислород и другие распространенные вещества, азот играет очень важную роль в жизни всего человечества.

Он активно применяется во многих сферах деятельности:

  1. Аммиак обеспечивает в промышленности возможность выработки азотной кислоты, соды, удобрений для сельского хозяйства. Также он применяется в холодильных установках в качестве хладагента и в медицине.
  2. С помощью газа создаются многие осветительные приборы, устройства для охлаждения и вымораживания, к примеру, азотные ловушки для вакуумных установок.
  3. Вещество необходимо при производстве взрывчатки, красителей, пластмассы и синтетических материалов, без него нельзя себе представить работу ракетной и космической техники. Также используется для производства искусственных тканей.
  4. В нефтедобывающей и газодобывающей отрасли с помощью нитрогена поддерживается внутрипластовое давление, которое позволяет извлечь больше полезных ископаемых.
  5. В металлургии материал необходим для проведения отжига черных и цветных металлов.
  6. В электронике данный газ используют для того, чтобы не допустить окисления элементов производимой электроники, полупроводников.

И это далеко не все сферы применения рассматриваемого компонента.

Как видите, таблица Менделеева скрывает много интересных элементов и азот является одним из них. Его температура замерзания, электронная формула и прочие вопросы широко представлены в Сети, поэтому ознакомиться с ними в случае необходимости не составляет никакого труда.

N2 – важнейший компонент живой и неживой природы нашей Планеты и всего космоса, поэтому каждый человек просто обязан знать о нем побольше.

Источник: https://1001student.ru/himiya/azot.html

Закон
Добавить комментарий

;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!: