Какие свойства проявляет азот основные или кислотные
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 фосфора электроны на s-подуровне распариваются и переходят на p-подуровень. Однако с азотом ситуация иная. Поскольку азот находится во втором периоде, то
3ий уровень у него отсутствует, а значит распаривание электронов на s-подуровне невозможно – возбужденное состояние у азота отсутствует.
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
- Реакция с неметаллами
Без нагревания азот взаимодействует только с литием. При нагревании реагирует и с другими металлами.
N2 + Li → Li3N (нитрид лития)
N2 + Mg → (t) Mg3N2
N2 + Al → (t) AlN
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
- Основные свойства
- Восстановительные свойства
Образует нестойкое соединение – гидроксид аммония, слабое основание. Оно сразу же распадается на воду и аммиак.
NH3 + H2O ⇄ NH4OH
Как основание аммиак способен реагировать с кислотами с образованием солей.
NH3 + HCl → NH4Cl (хлорид аммония)
NH3 + HNO3 → NH4NO3 (нитрат аммония)
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 + H2O
NH3 + CuO → N2↑ + Cu + H2O
Горение аммиака без катализатора приводит к образованию азота в молекулярном виде. Окисление в присутствии катализатора сопровождается
выделением NO.
NH3 + O2 → (t) N2 + H2O
NH3 + 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
- Реакции с щелочами
- Реакции с солями
- Реакция гидролиза
- Реакции разложения
NH4Cl + H2SO4 → (NH4)2SO4 + HCl↑
В реакциях с щелочами образуется гидроксид аммония – NH4OH. Нестойкое основание, которое легко распадается на воду и аммиак.
NH4Cl + KOH → KCl + NH3 + H2O
(NH4)2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + NH4Cl
В воде ион аммония подвергается гидролизу с образованием нестойкого гидроксида аммония.
NH4+ + H2O ⇄ NH4OH + H+
NH4OH ⇄ NH3 + H2O
NH4Cl → (t) NH3↑ + HCl↑
(NH4)2CO3 → (t) NH3↑ + H2O + CO2↑
NH4NO2 → (t) N2↑ + H2O
NH4NO3 → (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 → H3AsO4 + 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
- Реакции с водой и щелочами
Как окислитель NO2 ведет себя в реакциях с фосфором, углеродом и серой, которые сгорают в нем.
NO2 + C → CO2 + N2
NO2 + P → P2O5 + N2
Окисляет SO2 в SO3 – на этой реакции основана одна из стадий получения серной кислоты.
SO2 + NO2 → SO3 + NO
Оксид азота IV соответствует сразу двум кислотам – азотистой HNO2 и азотной HNO3. Реакции с
водой и щелочами протекают по одной схеме.
NO2 + H2O → HNO3 + HNO2
NO2 + LiOH → LiNO3 + LiNO2 + H2O
Если растворение в воде оксида проводить в избытке кислорода, образуется азотная кислота.
NO2 + H2O + O2 → HNO3
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2020
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
Источник
Азот – первый представитель главной подгруппы пятой группы, представитель пниктогенов. Именно поэтому эти элементы называют подгруппой азота. Однако азот имеет ряд особенностей:
Число ковалентных связей, образуемых атомом азота по обменному механизму, не может быть больше 3-х, так как у атома азота на внешнем электронном слое отсутствует d-орбиталь.
Электронная конфигурация атома азота: $1s^22s^22p^3$Атом азота может образовывать ковалентную связь по донорно-акцепторному механизму за счет наличия неподеленной электронной пары на 2s-подуровне. Подробнее эта тема раскрыта в разделе “Валентные возможности азота”
Высшая валентность N равна IV.
3. В соединениях с кислородом азот проявляет степени окисления: +1; +2; +3; +4; +5.
Степени окисления азота в его соединениях
| $N^{-3}$ | $N^0$ | $N^{+1}$ | $N^{+2}$ | $N^{+3}$ | $N^{+4}$ | $N^{+5}$ |
|---|---|---|---|---|---|---|
$NH_3$ аммиак летучее водородное соединение | $N_2$ свободный азот | $N_2O$ $NO$ низшие оксиды, несолеобразующие | $N_2O_3$ $to$ $NO$ + $NO_2$ неустойчивый кислотный оксид | $NO_2$ $leftrightarrow$ $N_2O_4$ кислотный оксид | $2N_2O_5$ → $4NO_2$ + $O_2$ неустойчивый кислотный оксид | |
| В воздухе | $HNO_2$ азотистая кислота | $HNO_3$ азотная кислота | ||||
$NH_4K$ соли аммония $Me_xN_y$ нитриды | $Me(NO_2)_х$ нитриты | $Me(NO_3)_х$ нитраты | ||||
История открытия азота
Соединения азота – селитра, азотная кислота, аммиак – были известны задолго до получения азота в свободном состоянии.
В 1772 г. Д.Резерфорд, сжигая фосфор и другие в-ва в стеклянном колоколе, показал, что остающийся газ не поддерживает дыхания и горения. Д.Резерфорд назвал его «удушливым воздухом».
К.Шееле назвал этот элемент, извлеченный из воздуха, «дурным воздухом».
В 1787 г. А.Лавуазье установил, что «жизненный» и «удушливый» газы, входящие в состав воздуха, это простые вещества, и предложил название «азот». «А» – отсутствие, «зоо» – жизнь. «Безжизненный» – азот.
И не случайно: испытания проводили на лабораторных мышах, помещая их под колпак с азотом, где они погибали.
ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АЗОТА
Входит в состав воздуха: $varphi$ $(N_2)$ = 78%. Также входит в состав других неорганических соединений и состав живой материи.
Азот
немного легче воздуха; плотность 1,2506 $textrm{$кг/м^3$}$ (при н.у.),
$t_{textrm{пл.}}$ = – 209,8 $^circ C$, $t_{textrm{кип.}}$ = -195,8 $^circ C$
азот сжижается с трудом: плотность жидкого азота 800 $textrm{$кг/м^3$}$.
Жидкий азот используют для охлаждения различного оборудования и техники; для охлаждения компонентов компьютера при экстремальном разгоне. В химии жидкий азот применяют при работе с вакуумными линиями, для охлаждения веществ и проведения реакций при низких температурах, для создания инертной атмосферы. При этом транспортировка азота осуществляется в сосудах Дьюара:
В воде азот менее растворим чем кислород: при 0 $^circ C$ в 1$textrm{$м^3$}$ $H_2O$ растворяется 23,3 г азота.
Азот не поддерживает дыхание и горение; он чрезвычайно инертен. Малая реакционная способность азота обусловлена строением его молекулы.
N≡N — это самая прочная (из всех двухатомных) молекула. Молекула азота очень устойчива: энергия диссоциации ее на атомы составляет 942,9 кДж/моль, поэтому даже при температуре 3300 $^circС$ степень диссоциации азота составляет 0,1%.
Азот – один из распространенных элементов на Земле.
– в атмосфере – 4$cdot10^{15}$ тонн по массе и 78% газообразного азота по объёму;
– литосфере – 1,9$cdot10^{-3}$% по массе;
– в живых организмах – 0,3% по массе.
В белке животных и человека – 16–17% азота. В организмах человека и плотоядных животных белок образуется за счёт потребляемых белковых веществ травоядных животных и в растениях. “Жизнь – есть способ существования белковых тел на Земле” – по определению Ф.Энгельса.
СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ АЗОТА
Промышленные способы:
Ректификация (разделение) жидкого воздуха:
сначала улетучивается $N_2$ (t$_{textrm{кип.}}$= -196$ ^circ C$);
затем $О_2$ (t$_{textrm{кип.}}$ = -183,0 $^circ C$)
Лабораторные способы:
Окислительно-восстановительное разложение некоторых солей аммония:
$NH_4NO_2$ = $N_2$ + $2H_2O$
$(NH_4)_2Cr_2O_7$ = $Cr_2O_3$ + $N_2$ + $4H_2O$
Окисление аммиака и солей аммония:
$4NH_3$ + $3O_2$ = $2N_2$ + $6H_2O$
$8NH_3$+ $3Br_2$ = $N_2$ + $6NH_4Br$
$NaNO_2 + NH_4Cl xrightarrow[]{t, ^circ C} NaCl + N_2 + 2H_2O$
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АЗОТА
Молекулярный азот — химически инертное вещество (см.выше строение азота), поэтому легко реагирует только с металлами:
$N_2 + 6Lixrightarrow[]{t_textrm{комн.}}2Li_3N$
Магний горит с образованием не только оксида, но и нитрида магния:
$3N_2 + 6Mg xrightarrow{}2Mg_3N_2$
$N_2 + 2Al xrightarrow{t} 2AlN$
Азот при взаимодействии с металлами проявляет окислительные свойства: образуются нитриды металлов, в которых степень окисления азота равна -3.
С неметаллами азот реагирует тяжелее: для инициирования и ускорения реакций необходимо применять высокие температуры, искровые электрические разряды, ионизирующее излучение, катализаторы (Fe, Cr, V, Ti и их соединения):
$N_2 + 3H_2 xrightarrow{textrm{ t; кат; Р}}2NH_3$
$3F_2 + N_2 xrightarrow{textrm{эл. разряд}} 2NF_3$
$Cl_2 + N_2 ne$
$S$ + $N_2$ $ne$
Реакция горения азота идет при высокой температуре, в электрическом разряде или в присутствии катализатора:
$N_2 + O_2 = 2NO -Q$
Обратите внимание: реакция эндотермическая!
Азот не реагирует со сложными веществами.
Источник
Кислородные соединения азота весьма многочисленны. К ним относятся:
окисиды азота всех степеней окисления – от I до V ($N_2O, NO, N_2O_3, NO_2, N_2O_5$)
кислородсодержащие кислоты ($HNO_3, HNO_2, H_2N_2O_2$)
их соли (нитраты, нитриты, гипонитриты).
Среди этих соединений некоторые имеют важнейшее хозяйственное (азотная кислота, азотные удобрения) и военное значение (взрывчатые вещества тринитротолуол и др.) и производятся промышленными способами в огромных масштабах. Есть среди них и соединения, сравнительно малоизвестные и редко применяемые на практике, например перекись азота $NO_3$ или азотноватистая кислота $H_2N_2O_2$. Но изучение свойств и строения этих веществ позволяет глубже понять химию ковалентных соединений, к которым относятся все кислородные производные азота. Разнообразие степеней окисления атомов азота в кислородсодержащих соединениях объясняется различием их стехиометрического состава.
Важным общим свойством кислородных соединений азота является их высокая реакционная способность, благодаря чему многие из них являются неустойчивыми. В химических реакциях азотная кислота, в которой азот находится в высшей степени окисления (+5) проявляет свойства сильного окислителя. Рассмотрим кислоты азота, их строение и свойства.
Азотная кислота
Азотная кислота — наиболее практически важное кислородное соединение азота. Это бесцветная полярная, с едким запахом дымящая на воздухе жидкость, т. кип.=$84^0C$, т. пл.=$—42^0C$, 100%-ная $HNO_3$ имеет плотность 1,52. Обычно $HNO_3$ способна на свету разлагаться с выделением оксида азота (IV) – бурого газа ($NO_2$, именно поэтому её хранят в бутылках из тёмного стекла:
$4HNO_3 rightarrow 2H_2O + 4NO_2 uparrow + O_2uparrow$
Разбавленная азотная кислота – бесцветная жидкость, не дымит и не требует особых условий хранения. Азотная кислота гигроскопична, смешивается с водой в любых соотношениях, при температуре – 41,60С затвердевает.
Продажная $HNO_3$ — это 68%-ный водный раствор (бесцветный или желтоватый), плотность 1,4, т. кип.= $120,5^0C$.
Строение азотной кислоты
Строение азотной кислоты, которое отражает молекулярная формула $HNO_3$, описывают следующими структурными формулами:
В первой формуле азот пятивалентен, что невозможно, поскольку азот, не имеющий d-орбиталей, в принципе не может образовать больше чем четыре ковалентные связи. Сейчас установлено, что в действительности в ионе $NO_3^-$ азот связан с кислородом тремя σ-связями и одной π-связью, которая делокализована по всему иону $NO_3$. Таким образом, порядок каждой из связей N—О выше, чем единица, но ни одна из связей не является в полной мере двойной.
«Свободный» ион $NO_3^-$ имеет плоскую структуру с атомами кислорода в углах правильного треугольника (валентные углы равны $120^0$, длины связей 0,122 нм) и атомом азота в центре:
Качественной реакцией на нитрат-ион является взаимодействие с медью в присутствии кислоты:
$Cu + 2NO_3^- + 4H^+ =Cu^{2+} + 2NO_2 uparrow + 2H_2O$
При этом наблюдается выделение бурого газа и растворение меди
В молекуле недиссоциированной азотной кислоты одна из связей О—N становится одинарной — более длинной, чем две остальные, которые одновременно несколько увеличивают свою длину. В газовой фазе молекула $HNO_3$ является плоской и имеет следующую структуру:
Химические свойства азотной кислоты
Азотная кислота – сильная одноосновная кислота, смешивается с водой в любых соотношениях и в водных растворах практически полностью диссоциирует на ионы. Концентрированная и разбавленная азотная кислота обладает окислительными свойствами.
Как все кислоты, азотная кислота взаимодействует с металлами. Подробно особенности взаимодействия с металлами рассмотрены в теме “Взаимодействие азотной кислоты с металлами и неметаллами”
На схеме представлены возможные продукты взаимодействия азотной кислоты с металлами разной активности.
Как сильная кислота, азотная кислота проявляет общие свойства кислот и взаимодействует с
оксидами (основными иамфотерными) металлов:
$CuO + 2HNO_3 = Cu(NO_3)_2 + H_2O$
$ZnO + 2HNO_3 = Zn(NO_3)_2 + H_2O$
с основаниями (и щелочами, и нерастворимыми):
$KOH + HNO_3 = KNO_3 + H_2O$
с солями более слабых кислот:
$CaCO_3 + 2HNO_3 = Ca(NO_3)_2 + H_2O + CO_2uparrow$
Способы получения азотной кислоты
1. На холоду (смесь кислот):
$2NO_2 + H_2O longrightarrow HNO_3 +HNO_2$
2. При нагревании в присутствии кислорода:
$3NO_2 +H_2O longrightarrow 2HNO_3 +NO$;
$2NO +O_2 longrightarrow 2NO_2$
$4NO_2 + 2H_2O +O_2 longrightarrow 4HNO_3$
3. Лабораторный метод получения:
$NaNO_3 + H_2SO_4 longrightarrow NaHSO_4 + HNO_3$
Азотистая кислота
Азотистая кислота $HNO_2$ — слабая одноосновная кислота, существует только в разбавленных водных растворах, окрашенных в слабый голубой цвет, и в газовой фазе. Соли азотистой кислоты называются нитритами или азотистокислыми. Нитриты гораздо более устойчивы, чем HNO2, все они токсичны. Сама азотистая кислота также токсична, причём обладает ярко выраженным мутагенным действием.
Строение азотистой кислоты
Молекула азотистой кислоты имеет следующее строение:
Структурная формула азотистой кислоты HO—N = О. Образуется наряду с азотной кислотой при растворении $NO_2$ в воде: $2NO_2 + H_2O longrightarrow HNO_2 + HNO_3$. В водных растворах диссоциирует, немного сильнее уксусной кислоты.
Химические свойства азотистой кислоты
При нагревании разлагается с образованием окиси азота:
$3HNO_2 longrightarrow HNO_3 + 2NO + H_2O$
Азотистая кислота проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства. При действии более сильных окислителей (пероксид водорода, хлор, перманганат калия) проявляет восстановительные свойства и окисляется в азотную кислоту:
$5HNO_2 + 2HMnO_4 = 2Mn(NO_3)_2 + HNO_3 +3H_2O$
$HNO_2 + H_2O_2 = HNO_3 + H_2O$
Азотистая кислота способна также окислять вещества, обладающие восстановительными свойствами (галогенводородные кислоты):
$2HNO_2 + 2HI = 2NOuparrow + I_2 + 2H_2O$
АЗОТНОВАТИСТАЯ КИСЛОТА
$ H_2N_2O_2$. Слабая, неустойчивая неорганическая кислота. Образует соли — гипонитриты. Азотноватистая кислота взрывоопасна.
Разлагается при нагревании до оксида азота(I) и воды. Разложение может протекать со взрывом:
$H_2N_2O_2 = N_2O + H_2O$
Окисляется на воздухе или под действием иода до азотистой и азотной кислот
$H_2N_2O_2 + 3H_2O + 3I_2 = HNO_3 + HNO_2 + 6HI$
Реагирует с азотистой кислотой с образованием азотной кислоты и азота
$H_2N_2O_2 + HNO_2 (конц.) = HNO_3 + N_2 uparrow + H_2O$
Под действием перманганата калия в кислой среде окисляется до нитрата:
$5H_2N_2O_2 + 8KMnO_4 + 14HNO_3 = 8KNO_3 + 8Mn(NO_3)_2 + 12H_2O$
Источник