Azot: charakterystyka, właściwości chemiczne, właściwości fizyczne, związki, miejsce w przyrodzie. Azot gazowy

Właściwości elementów podgrupy V-A

Element	Azot n	Fosfor r	Arsen Jak	Antymon Sb	Bizmut Bi
Nieruchomość
Element porządkowy	7	15	33	51	83
Względna masa atomowa	14,007	30,974	74,922	121,75	208,980
Temperatura topnienia, С 0	-210	44,1 (Biały)	817 (4MPa)	631	271
Temperatura wrzenia, С 0	-196	280 (Biały)	613	1380	1560
Gęstość g/cm 3	0,96 (solidny)	1,82 (Biały)	5,72	6,68	9,80
Stany utleniania	+5, +3,-3	+5, +3,-3	+5, +3,-3	+5, +3,-3	+5, +3,-3

1. Struktura atomów pierwiastków chemicznych

Nazwa chemiczny element	Schemat struktury atomu	Struktura elektronowa ostatniego poziomu energetycznego	Wyższa formuła tlenkowa R 2 O 5	Formuła lotnego związku wodoru PR 3
1. Azot	N + 7) 2) 5	… 2s 2 2p 3	N 2 O 5	NH3
2. Fosfor	P + 15) 2) 8) 5	… 3s 2 3p 3	P 2 O 5	PH 3
3. Arszenik	Jak + 33) 2) 8) 18) 5	… 4s 2 4p 3	Jak 2 O 5	Popiół 3
4. Antymon	Sb + 51) 2) 8) 18) 18) 5	… 5s 2 5p 3	Sb 2 O 5	SbH 3
5. Bizmut	Bi + 83) 2) 8) 18) 32) 18) 5	… 6s 2 6p 3	Bi 2 O 5	BiH 3

Obecność trzech niesparowanych elektronów na zewnętrznym poziomie energii wyjaśnia fakt, że w normalnym, niewzbudzonym stanie wartościowość pierwiastków podgrupy azotu jest równa trzem.

Atomy pierwiastków podgrupy azotowej (oprócz azotu - zewnętrzny poziom azotu składa się tylko z dwóch podpoziomów - 2s i 2p) na zewnętrznych poziomach energetycznych znajdują się puste komórki podpoziomu d, dzięki czemu mogą odparować jeden elektron z s-podpoziom i przenieść go na podpoziom d... Tak więc wartościowość fosforu, arsenu, antymonu i bizmutu wynosi 5.

Pierwiastki grupy azotowej tworzą z wodorem związki o składzie RH 3, a tlenki R 2 O 3 i R 2 O 5 z tlenem. Kwasy HRO 2 i HRO 3 odpowiadają tlenkom (oraz ortokwasom H 3 PO 4, z wyjątkiem azotu).

Najwyższy stopień utlenienia tych pierwiastków wynosi +5, a najniższy -3.

Ponieważ ładunek jądra atomów wzrasta, liczba elektronów na poziomie zewnętrznym jest stała, liczba poziomów energetycznych w atomach wzrasta, a promień atomu wzrasta od azotu do bizmutu, przyciąganie elektronów ujemnych do jądra dodatniego słabnie i wzrasta zdolność oddawania elektronów, a zatem w podgrupie azotowej wraz ze wzrostem numeru seryjnego właściwości niemetaliczne maleją, a metaliczne wzrastają.

Azot to niemetal, bizmut to metal. Od azotu do bizmutu siła związków RH 3 maleje, podczas gdy siła związków tlenu wzrasta.

Najważniejsze z elementów podgrupy azotu to azot i fosfor .

Azot, właściwości fizyczne i chemiczne, produkcja i zastosowanie

1. Azot jest pierwiastkiem chemicznym

N +7) 2) 5

1 s 2 2 s 2 2 s 3 niekompletny poziom zewnętrzny, P -element, niemetalowy

Ar (N) = 14

2. Możliwe stany utlenienia

Ze względu na obecność trzech niesparowanych elektronów azot jest bardzo aktywny, występuje tylko w postaci związków. Azot wykazuje stany utlenienia w związkach od „-3” do „+5”

3. Azot to prosta substancja, struktura molekularna, właściwości fizyczne

Azot (z greckiego ἀ ζωτος - martwy, łac. Azot), zamiast dotychczasowych nazw ("flogistic", "mefitic" i "zepsute" powietrze) sugerowane w 1787 Antoine Lavoisier ... Jak pokazano powyżej, już wtedy wiedziano, że azot nie wspomaga spalania ani oddychania. Ta właściwość została uznana za najważniejszą. Chociaż później okazało się, że wręcz przeciwnie, azot jest niezwykle potrzebny wszystkim żywym istotom, nazwa została zachowana w języku francuskim i rosyjskim.

N 2 - kowalencyjne wiązanie niepolarne, potrójne (σ, 2π), molekularna sieć krystaliczna

Wniosek:

1. Niska reaktywność w zwykłej temperaturze

2. Gaz, bezbarwny, bezwonny, lżejszy od powietrza

Pan ( b powietrze) / Pan ( n 2 ) = 29/28

4. Właściwości chemiczne azotu

n - środek utleniający (0 → -3)	n - środek redukujący (0 → +5)
1. Z metalami tworzą się azotki mx nie tak - po podgrzaniu z Mg oraz ziem alkalicznych i alkalicznych: 3C za + N 2= Ca 3 N 2 (w t) - c Li w temperaturze pokojowej Azotki są rozkładane przez wodę Ca 3 N 2 + 6 H 2 O = 3 Ca (OH) 2 + 2NH 3 2. Z wodorem 3 H 2 + N 2 ↔ 2 NH 3 (warunki - T, p, kat)	N 2 + O 2 ↔ 2 NO - Q (w t = 2000 C) Azot nie reaguje z siarką, węglem, fosforem, krzemem i niektórymi innymi niemetalami.

5. Odbieranie:

W przemyśle azot pozyskiwany jest z powietrza. Aby to zrobić, powietrze jest najpierw schładzane, skraplane, a płynne powietrze jest destylowane (destylowane). Temperatura wrzenia azotu jest nieco niższa (-195,8 ° C) niż drugiego składnika powietrza, tlenu (-182,9 ° C), więc azot odparowuje jako pierwszy po ostrożnym podgrzaniu ciekłego powietrza. Azot gazowy dostarczany jest konsumentom w postaci sprężonej (150 atm. lub 15 MPa) w czarnych butlach z żółtym napisem „azot”. Przechowuj ciekły azot w Dewarach.

W laboratoriumczysty („chemiczny”) azot otrzymuje się przez dodanie, po podgrzaniu, nasyconego roztworu chlorku amonu NH 4 Cl do stałego azotynu sodu NaNO 2:

NaNO 2 + NH 4 Cl = NaCl + N 2 + 2 H 2 O.

Możesz także podgrzać stały azotyn amonu:

NH 4 NO 2 = N 2 + 2 H 2 O. DOŚWIADCZENIE

6. Aplikacja:

W przemyśle gaz azotowy wykorzystywany jest głównie do produkcji amoniaku. Jako gaz chemicznie obojętny, azot jest używany do zapewnienia obojętnego środowiska w różnych procesach chemicznych i metalurgicznych podczas pompowania cieczy palnych. Ciekły azot jest szeroko stosowany jako czynnik chłodniczy, znajduje zastosowanie w medycynie, zwłaszcza w kosmetologii. Duże znaczenie w utrzymaniu żyzności gleby mają nawozy azotowe.

7. Rola biologiczna

Azot jest pierwiastkiem niezbędnym do egzystencji zwierząt i roślin, wchodzi w składbiałka (16-18% wag.), aminokwasy, kwasy nukleinowe, nukleoproteiny, chlorofil, hemoglobina i inne W składzie żywych komórek według liczby atomów azotu około 2%, według udziału masowego - około 2,5% (czwarte miejsce po wodorze, węglu i tlenie). W związku z tym znaczna ilość związanego azotu jest zawarta w organizmach żywych, „martwej materii organicznej” i rozproszonej materii mórz i oceanów. Ilość ta szacowana jest na około 1,9 · 10 11 t. W wyniku procesów rozpadu i rozkładu materii organicznej zawierającej azot, pod wpływem sprzyjających czynników środowiskowych, mogą tworzyć się naturalne złoża minerałów zawierających azot, np. „chilijska saletraN 2 → Li 3 N → NH 3

# 2. Napisz równania reakcji oddziaływania azotu z tlenem, magnezem i wodorem. Dla każdej reakcji sporządź wagę elektroniczną, wskaż środek utleniający i środek redukujący.

Nr 3. Jedna butla zawiera azot, druga tlen, a trzecia dwutlenek węgla. Jak odróżnić te gazy?

Nr 4. Niektóre gazy palne zawierają wolny azot jako zanieczyszczenie. Czy podczas spalania takich gazów w zwykłych kuchenkach gazowych może powstać tlenek azotu (II)? Czemu?

MOBUSOSH # 2

Streszczenie z chemii na temat:

„Charakterystyka elementów podgrupy azotowej”

Opracował: K.

W kratkę:

Agidel-2008

2.1.1 Właściwości azotu

2.1.2 Zastosowanie azotu

2.2 Amoniak

2.2.1 Właściwości amoniaku

2.2.2 Stosowanie amoniaku

2.2.3 Tlenki azotu

2.3 Kwas azotowy

2.3.3 Zastosowanie kwasu azotowego i jego soli

2.4 Fosfor

2.4.1 Związki fosforu

2.4.2 Zastosowanie fosforu i jego związków

2.5 Nawozy mineralne

Literatura

1. Charakterystyka pierwiastków podgrupy azotu

Azot jest najważniejszym składnikiem atmosfery (78% jej objętości). Występuje naturalnie w białkach, w złożach azotanu sodu. Naturalny azot składa się z dwóch izotopów: 14 N (99,635% wag.) i 15 N (0,365% wag.).

Fosfor jest częścią wszystkich żywych organizmów. Występuje naturalnie w postaci minerałów. Fosfor znajduje szerokie zastosowanie w medycynie, rolnictwie, lotnictwie oraz przy wydobyciu metali szlachetnych.

Arsen, antymon i bizmut są szeroko rozpowszechnione, głównie w postaci rud siarczkowych. Arszenik to jeden z pierwiastków życia, który sprzyja porostowi włosów. Związki arsenu są trujące, ale w małych dawkach mogą mieć właściwości lecznicze. Arsen jest stosowany w medycynie i weterynarii.

2. Struktura i właściwości atomów

Członkowie podgrupy na zewnętrznej elektrowarstwie mają pięć elektronów. Mogą je oddać i mogą przyciągnąć do siebie jeszcze trzy elektrony z innych atomów. Dlatego ich stopień utlenienia wynosi od - 3 do +5. Ich lotne związki wodoru i wyższego tlenu mają charakter kwasowy i są oznaczone wzorami ogólnymi: RH 3 i R 2 O 5.

Pierwiastki podgrupy mają właściwości niemetaliczne, a jednocześnie zdolność przyciągania elektronów jest mniejsza niż pierwiastków podgrup halogenowych i tlenowych.

W podgrupie azotu w układzie okresowym pierwiastków, gdy pierwiastki przechodzą od góry do dołu, właściwości metaliczne wzrastają.

Azot i fosfor są niemetalami, arsen i antymon mają właściwości metali, bizmut jest metalem.

Nazwa substancji	Formuła molekularna	Struktura	Właściwości fizyczne	Gęstość, g / cm 3	Tempera tura, o C
Azot	N 2	Molekularny	Bezbarwny, bezwonny, bez smaku gaz, rozpuszczalny w wodzie	0,81 (w)	plv		bela
					-210		-195,8
Fosfor biały	P 4	Cząsteczka czworościenna. Molekularna sieć krystaliczna.	Twarda miękka substancja, bezbarwna, słabo rozpuszczalna w wodzie, rozpuszczalna w węglu siarki	1,82	44 (pod wodą)		257
Szary arsenowy	Jak 4	Również.	Krucha substancja krystaliczna z metalem. połysk na świeżym złamaniu. Nierozpuszczalne w wodzie. Bardzo słaby przewodnik elektryczności	5,72	Sublimuje, przechodzi ze stanu stałego do stanu gazowego (pary) o 615 о С
Antymon	Sb 4	--	Substancja krystaliczna srebrzystobiała, krucha, słabo przewodząca ciepło i elektryczność	6,68	630,5	1634
Bizmut	Bi n	Kryształ molekularny, w którym każdy atom jest połączony z trzema sąsiednimi.	Różowo-biała, krucha substancja krystaliczna, która wygląda jak metal, przewodność elektryczna jest znikoma	9,8	271,3	1550

Tabela właściwości prostych substancji pierwiastków podgrupy azotu.

2.1 Azot

Pierwszym i najważniejszym elementem podgrupy jest azot. Azot jest typowym pierwiastkiem niemetalicznym. W przeciwieństwie do innych elementów podgrupy azot nie ma zdolności do zwiększania swojej wartościowości. Strukturę elektronową reprezentuje siedem elektronów znajdujących się na dwóch poziomach energetycznych. Formuła elektroniczna: 1s 2 2s 2 2p 3. Stany utlenienia azotu: - 3, + 5, -2, -1, + 1, + 2, + 3, + 4. Atom azotu ma wysoką aktywność chemiczną, przyłącza elektrony aktywniej niż atomy siarki i fosforu.

2.1.1 Właściwości azotu

Azot w normalnych warunkach jest cząsteczkową, gazową, nieaktywną substancją, cząsteczka składa się z dwóch atomów; gaz bezbarwny, bezwonny, słabo rozpuszczalny w wodzie, nieco lżejszy od powietrza, nie wchodzi w reakcję z tlenem, w temperaturze - 196 o С kompresuje się, w temperaturze - 210 o С zamienia się w masę przypominającą śnieg.

Azot jest chemicznie nieaktywny. Nie wspomaga oddychania ani pieczenia. W temperaturze pokojowej reaguje tylko z litem, tworząc Li 3 N. Aby rozbić cząsteczkę azotu, należy wydać 942 kJ / mol energii. Reakcje, w które wchodzi azot, to reakcje redoks, w których azot wykazuje właściwości zarówno środka utleniającego, jak i środka redukującego.

W podwyższonych temperaturach azot łączy się z wieloma metalami, w temperaturze pokojowej - tylko z litem. Azot oddziałuje z niemetalami w jeszcze wyższej temperaturze. Dzięki temu życie na naszej planecie jest możliwe, gdyż gdyby azot reagował w niskich temperaturach, reagowałby z tlenem, z którym jest częścią powietrza, a żywe istoty nie byłyby w stanie oddychać tą mieszaniną gazów.

2.1.2 Zastosowanie azotu

Azot w przemyśle pozyskiwany jest z powietrza przy wykorzystaniu różnicy temperatur wrzenia azotu i tlenu.

Azot jest wykorzystywany w przemyśle chemicznym do produkcji amoniaku, mocznika itp. w elektrotechnice przy tworzeniu lamp elektrycznych, pompowaniu cieczy łatwopalnych, suszeniu materiałów wybuchowych itp.

2.2 Amoniak

Amoniak jest jednym z najważniejszych związków azotowo-wodorowych. Ma to ogromne znaczenie praktyczne. Życie na Ziemi wiele zawdzięcza pewnym bakteriom, które potrafią przekształcać azot w powietrzu w amoniak.

2.2.1 Właściwości amoniaku

Cząsteczka amoniaku powstaje przez połączenie trzech p-elektronów atomu azotu z trzema s-elektronami atomów wodoru. Stan utlenienia: - 3. Cząsteczka amoniaku jest silnie polarna.

Amoniak to bezbarwny gaz o ostrym zapachu, prawie dwa razy lżejszy od powietrza. Po schłodzeniu do - 33 ° C kurczy się. Amoniak jest dobrze rozpuszczalny w wodzie.

Amoniak to związek aktywny chemicznie, który reaguje z wieloma substancjami. Najczęściej są to reakcje utleniania i złożone. W reakcjach redoks amoniak działa jedynie jako środek redukujący. Amoniak spala się w tlenie, aktywnie łączy się z wodą i kwasami.

2.2.2 Stosowanie amoniaku

Amoniak wykorzystywany jest do produkcji nawozów mineralnych zawierających kwas azotowy i azot, soli oraz sody. W postaci płynnej znajduje zastosowanie w chłodnictwie. Amoniak jest używany w medycynie do tworzenia amoniaku; w życiu codziennym w ramach odplamiaczy, a także w laboratoriach chemicznych. Sole amonowe wykorzystywane są do produkcji materiałów wybuchowych, nawozów, baterii elektrycznych, do obróbki i spawania metali.

2.2.3 Tlenki azotu

W przypadku azotu znane są tlenki odpowiadające wszystkim jego dodatnim stanom utlenienia (+1, + 2, + 3, + 4, + 5): N 2 O, NO, N 2 O 3, NO 2, N 2 O 4, N 2 O 5 . W normalnych warunkach azot nie wchodzi w interakcje z tlenem, tylko wtedy, gdy przez ich mieszaninę przechodzi wyładowanie elektryczne.

Tabela właściwości tlenków azotu.

2.3 Kwas azotowy

2.3.1 Właściwości kwasu azotowego

Cząsteczka kwasu azotowego HNO 3 składa się z trzech elementów połączonych wiązaniami kowalencyjnymi. Jest to substancja molekularna zawierająca silnie utleniony atom azotu. Jednak wartościowość azotu w kwasie wynosi cztery zamiast zwykłego stopnia utlenienia azotu.

Czysty kwas azotowy jest bezbarwną cieczą dymiącą w powietrzu o ostrym zapachu. Stężony kwas azotowy jest żółty. Gęstość kwasu azotowego wynosi 1,51 g/cm3, temperatura wrzenia 86°C, a w temperaturze 41,6°C krzepnie w postaci przezroczystej masy krystalicznej. Kwas rozpuszcza się w wodzie, a wodny roztwór jest elektrolitem.

Rozcieńczony kwas azotowy wykazuje właściwości wspólne dla wszystkich kwasów. Jest silnym środkiem utleniającym. W temperaturze pokojowej kwas rozkłada się na tlenek azotu (IV), tlen i wodę, więc jest przechowywany w ciemnych butelkach w chłodny sposób. Reaguje z metalami (oprócz złota i platyny), zarówno aktywnymi, jak i nieaktywnymi.

Wiele niemetali utlenia się kwasem azotowym. Kwas azotowy, szczególnie stężony, utlenia materię organiczną. Tkanki zwierzęce i roślinne są szybko niszczone, gdy uderzy w nie kwas azotowy.

2.3.2 Sole kwasu azotowego i ich właściwości

Sole kwasu azotowego, azotany, powstają w wyniku oddziaływania kwasu z metalami, tlenkami metali, zasadami, amoniakiem, a także z niektórymi solami.

Azotany to stałe substancje krystaliczne, łatwo rozpuszczalne w wodzie, silne elektrolity. Po podgrzaniu rozkładają się wraz z wydzielaniem tlenu. Posiada szereg specyficznych właściwości jako środek utleniający. W zależności od rodzaju metalu reakcja rozkładu przebiega na różne sposoby.

Jakościową reakcję na jon azotanowy (roztwory kwasu azotowego i jego soli) przeprowadza się w następujący sposób: do probówki z badaną substancją dodaje się wióry miedziane, dodaje się koncentrat kwasu siarkowego i podgrzewa. Uwolnienie brązowego gazu wskazuje na obecność jonu azotanowego.

Związki azotu – azotan, kwas azotowy, amoniak – były znane na długo przed uzyskaniem azotu w stanie wolnym. W 1772 r. D. Rutherford spalając w szklanym kloszu fosfor i inne substancje wykazał, że pozostający po spaleniu gaz, który nazwał „duszącym powietrzem”, nie wspomaga oddychania i spalania. W 1787 r. A. Lavoisier ustalił, że „życiowe” i „duszące” gazy, które tworzą powietrze, są prostymi substancjami i zaproponował nazwę „Azot”. W 1784 G. Cavendish wykazał, że azot jest częścią saletry; stąd pochodzi łacińska nazwa Azot (od późnego łacińskiego nitrum – saletra i greckiego gennao – rodzę, produkuję), zaproponowana w 1790 r. przez J. A. Chaptala. Na początku XIX wieku wyjaśniono chemiczną obojętność azotu w stanie wolnym i jego wyłączną rolę w związkach z innymi pierwiastkami, takimi jak azot związany. Od tego czasu „wiązanie” azotu w powietrzu stało się jednym z najważniejszych problemów technicznych chemii.

Dystrybucja azotu w przyrodzie. Azot jest jednym z najobficiej występujących pierwiastków na Ziemi, a jego główna masa (około 4 · 10 15 ton) jest skoncentrowana w stanie swobodnym w atmosferze. W powietrzu wolny azot (w postaci cząsteczek N2) stanowi 78,09% objętości (lub 75,6% masy), nie licząc jego drobnych zanieczyszczeń w postaci amoniaku i tlenków. Średnia zawartość azotu w litosferze wynosi 1,9 · 10-3% wag. Naturalne związki azotu - chlorek amonu NH 4 Cl i różne azotany. Duże nagromadzenia saletry są charakterystyczne dla suchego klimatu pustynnego (Chile, Azja Środkowa). Przez długi czas azotan był głównym dostawcą azotu dla przemysłu (obecnie przemysłowa synteza amoniaku z azotu z powietrza i wodoru ma duże znaczenie dla wiązania azotu). Niewielkie ilości związanego azotu znajdują się w węglu (1-2,5%) i ropie (0,02-1,5%), a także w wodach rzek, mórz i oceanów. Azot kumuluje się w glebie (0,1%) iw organizmach żywych (0,3%).

Chociaż nazwa „Azot” oznacza „niepodtrzymujący życia”, w rzeczywistości jest to element niezbędny do życia. Białko zwierząt i ludzi zawiera 16-17% azotu. W organizmach mięsożerców białko powstaje dzięki spożyciu substancji białkowych obecnych w organizmach roślinożerców i roślin. Rośliny syntetyzują białko poprzez przyswajanie zawartych w glebie substancji azotowych, głównie nieorganicznych. Oznacza to, że do gleby przedostają się duże ilości azotu za sprawą mikroorganizmów wiążących azot, zdolnych do przekształcania wolnego azotu z powietrza w związki azotowe.

W przyrodzie odbywa się cykl azotowy, w którym główną rolę odgrywają mikroorganizmy - nitryfikacja, denitrofia, wiązanie azotu i inne. Jednak w wyniku wydobycia przez rośliny ogromnej ilości związanego azotu z gleby (szczególnie podczas intensywnej uprawy) gleby są zubożone w azot. Niedobór azotu jest charakterystyczny dla rolnictwa niemal we wszystkich krajach, niedobór azotu obserwuje się również w hodowli zwierząt („głód białka”). Rośliny słabo rozwijają się na glebach ubogich w przyswajalny azot. Najważniejszymi środkami pobudzania rolnictwa są nawozy azotowe i żywienie zwierząt białkiem. Działalność gospodarcza człowieka zakłóca obieg azotu. W ten sposób spalanie paliwa wzbogaca atmosferę w azot, a rośliny nawozowe wiążą azot z powietrza. Transport nawozów i produktów rolnych powoduje redystrybucję azotu do powierzchni ziemi. Azot jest czwartym najobficiej występującym pierwiastkiem w Układzie Słonecznym (po wodorze, helu i tlenie).

Izotopy azotu, atom i cząsteczka. Naturalny azot składa się z dwóch stabilnych izotopów: 14 N (99,635%) i 15 N (0,365%). Izotop 15 N jest używany w badaniach chemicznych i biochemicznych jako znakowany atom. Spośród sztucznych radioaktywnych izotopów azotu, 13 N ma najdłuższy okres półtrwania (T½ = 10,08 min), reszta jest bardzo krótkotrwała. W górnych warstwach atmosfery pod działaniem neutronów promieniowania kosmicznego 14 N przekształca się w radioaktywny izotop węgla 14 C. Proces ten jest również stosowany w reakcjach jądrowych w celu uzyskania 14 C. Zewnętrzna powłoka elektronowa atomu azotu składa się z 5 elektronów (jedna para samotna i trzy niesparowane - konfiguracja 2s 2 2p 3. Najczęściej azot w związkach jest 3-kowalencyjny ze względu na niesparowane elektrony (jak w amoniaku NH3).Obecność pojedynczej pary elektronów może prowadzić do powstania kolejnego wiązania kowalencyjnego, a azot staje się 4-kowalencyjny (jak w jonie amonowym NH4).Stan utlenienia azotu waha się od +5 (w N2O5) do -3 (w NH3).W normalnych warunkach , w stanie wolnym azot tworzy cząsteczkę N 2, w której atomy N są połączone trzema wiązaniami kowalencyjnymi stabilny: energia jego dysocjacji na atomy wynosi 942,9 kJ / mol (225,2 kcal / mol), a więc nawet w t około 3300 ° C, stopień dysocjacji azotu wynosi tylko około 0,1%.

Właściwości fizyczne azotu. Azot jest nieco lżejszy od powietrza; gęstość 1,2506 kg/m3 (przy 0°C i 101325 n/m2 lub 760 mm Hg), temperatura topnienia -209,86°C, temperatura beli -195,8°C. Azot z trudem upłynnia się: jego temperatura krytyczna jest raczej niska (-147,1 ° C), a ciśnienie krytyczne wysokie 3,39 MN / m2 (34,6 kgf / cm2); gęstość ciekłego azotu 808 kg / m 3. Azot jest mniej rozpuszczalny w wodzie niż tlen: w temperaturze 0 ° C 23,3 g azotu rozpuszcza się w 1 m 3 H 2 O. Lepiej niż woda, azot jest rozpuszczalny w niektórych węglowodorach.

Właściwości chemiczne azotu. Tylko z takimi aktywnymi metalami jak lit, wapń, magnez, azot oddziałuje po podgrzaniu do stosunkowo niskich temperatur. Azot reaguje z większością innych pierwiastków w wysokich temperaturach iw obecności katalizatorów. Związki azotu z tlenem N 2 O, NO, N 2 O 3, NO 2 i N 2 O 5 są dobrze zbadane. Spośród nich podczas bezpośredniego oddziaływania pierwiastków (4000 ° C) powstaje tlenek NO, który po schłodzeniu łatwo utlenia się dalej do tlenku (IV) NO 2. W powietrzu podczas wyładowań atmosferycznych powstają tlenki azotu. Można je również otrzymać poprzez działanie promieniowania jonizującego na mieszaninę azotu i tlenu. Po rozpuszczeniu w wodzie, odpowiednio, bezwodniki azotowe N 2 O 3 i azotowe N 2 O 5, otrzymuje się kwas azotawy HNO 2 i kwas azotowy HNO 3, tworząc sole - azotyny i azotany. Azot łączy się z wodorem tylko w wysokich temperaturach iw obecności katalizatorów, tworząc w ten sposób amoniak NH3. Oprócz amoniaku znane są liczne inne związki azotowo-wodorowe, na przykład hydrazyna H 2 N-NH 2, diimid HN = NH, kwas azotowodorowy HN 3 (H-N = N≡N), oktazon N 8 H 14 i inne; większość związków azotowych z wodorem izolowana jest wyłącznie w postaci pochodnych organicznych. Azot nie oddziałuje bezpośrednio z halogenami, dlatego wszystkie halogenki azotu otrzymuje się tylko pośrednio, na przykład fluorek azotu NF 3 - gdy fluor oddziałuje z amoniakiem. Z reguły halogenki azotu są związkami mało stabilnymi (z wyjątkiem NF 3); bardziej stabilne tlenohalogenki azotu - NOF, NOCl, NOBr, NO 2 F i NO 2 Cl. Azot również nie łączy się bezpośrednio z siarką; siarka azotowa N 4 S 4 powstaje w reakcji ciekłej siarki z amoniakiem. Gdy gorący koks wchodzi w interakcję z azotem, powstaje cyjanek (CN) 2 . Ogrzewając azot z acetylenem C 2 H 2 do 1500 ° C, można otrzymać cyjanowodór HCN. Oddziaływanie azotu z metalami w wysokich temperaturach prowadzi do powstawania azotków (np. Mg 3 N 2).

Pod wpływem wyładowań elektrycznych na azot zwykły [ciśnienie 130-270 n/m 2 (1-2 mm Hg)] lub podczas rozkładu azotków B, Ti, Mg i Ca, a także podczas wyładowań elektrycznych w powietrzu, może powstać aktywny azot, który jest mieszaniną cząsteczek i atomów azotu o zwiększonej rezerwie energii. W przeciwieństwie do azotu cząsteczkowego, aktywny azot bardzo silnie oddziałuje z tlenem, wodorem, parami siarki, fosforem i niektórymi metalami.

Azot wchodzi w skład wielu ważnych związków organicznych (amin, aminokwasów, związków nitrowych i innych).

Pozyskiwanie azotu. W laboratorium azot można łatwo pozyskać ogrzewając stężony roztwór azotynu amonu: NH 4 NO 2 = N 2 + 2H 2 O. Techniczny sposób wytwarzania azotu opiera się na oddzieleniu skroplonego powietrza, które następnie destylowana.

Zastosowanie azotu. Główna część wyekstrahowanego wolnego azotu wykorzystywana jest do przemysłowej produkcji amoniaku, który następnie w znacznych ilościach przetwarzany jest na kwas azotowy, nawozy, materiały wybuchowe itp. Oprócz bezpośredniej syntezy amoniaku z pierwiastków opracowano metodę cyjanamidową 1905 ma znaczenie przemysłowe dla wiązania azotu z powietrzem, ponieważ w temperaturze 1000°C węglik wapnia (otrzymywany przez ogrzewanie mieszaniny wapna i węgla w piecu elektrycznym) reaguje z wolnym azotem: CaC 2 + N 2 = CaCN 2 + C. Powstały cyjanamid wapnia rozkłada się z uwolnieniem amoniaku: CaCN 2 + 3H 2 O = CaCO 3 + 2NH 3.

Wolny azot jest wykorzystywany w wielu gałęziach przemysłu: jako czynnik obojętny w różnych procesach chemicznych i metalurgicznych, do wypełniania wolnej przestrzeni w termometrach rtęciowych, podczas pompowania cieczy palnych itp. Ciekły azot jest wykorzystywany w różnych instalacjach chłodniczych. Jest magazynowany i transportowany w stalowych naczyniach Dewara, sprężony azot w butlach. Wiele związków azotu jest szeroko stosowanych. Produkcja związanego azotu zaczęła się szybko rozwijać po I wojnie światowej i osiągnęła obecnie ogromne rozmiary.

Azot w organizmie... Azot jest jednym z głównych pierwiastków biogennych, które tworzą najważniejsze substancje żywych komórek - białka i kwasy nukleinowe. Jednak ilość azotu w organizmie jest niewielka (1-3% w przeliczeniu na suchą masę). Azot cząsteczkowy w atmosferze może być asymilowany przez zaledwie kilka mikroorganizmów i sinic.

W glebie skoncentrowane są znaczne rezerwy azotu w postaci różnych związków mineralnych (sole amonowe, azotany) i organicznych (azot białek, kwasów nukleinowych i produktów ich rozpadu, czyli szczątków roślin i zwierząt jeszcze nie całkowicie rozłożonych) . Rośliny przyswajają azot z gleby zarówno w postaci związków nieorganicznych, jak i niektórych związków organicznych. W warunkach naturalnych duże znaczenie dla odżywiania roślin mają mikroorganizmy glebowe (amonifikatory), które mineralizują azot organiczny gleby do soli amonowych. Azot azotanowy gleby powstaje w wyniku żywotnej działalności bakterii nitryfikacyjnych odkrytych przez S. N. Vinogradskiego w 1890 r., które utleniają amoniak i sole amonowe do azotanów. Część azotu azotanowego przyswajanego przez mikroorganizmy i rośliny jest tracona, zamieniając się w azot cząsteczkowy pod wpływem bakterii denitryfikacyjnych. Rośliny i mikroorganizmy dobrze przyswajają zarówno azot amonowy, jak i azotanowy, redukując ten ostatni do amoniaku i soli amonowych. Mikroorganizmy i rośliny aktywnie przekształcają nieorganiczny azot amonowy w organiczne związki azotu – amidy (asparaginę i glutaminę) oraz aminokwasy. Jak wykazali D. N. Pryanisznikow i V. S. Butkevich, azot w roślinach jest magazynowany i transportowany w postaci asparaginy i glutaminy. Podczas tworzenia tych amidów nieszkodliwy jest amoniak, którego wysokie stężenia są toksyczne nie tylko dla zwierząt, ale także dla roślin. Amidy znajdują się w wielu białkach mikroorganizmów i roślin, a także zwierząt. Synteza glutaminy i asparaginy przez enzymatyczną amidację kwasu glutamwinowego i asparaginowego odbywa się nie tylko w mikroorganizmach i roślinach, ale w pewnych granicach u zwierząt.

Aminokwasy są syntetyzowane przez redukcyjne aminowanie szeregu kwasów aldehydowych i ketokwasów powstających w wyniku utleniania węglowodanów lub przez transaminację enzymatyczną. Produktami końcowymi asymilacji amoniaku przez mikroorganizmy i rośliny są białka wchodzące w skład protoplazmy i jądra komórkowego, a także zdeponowane w postaci białek magazynujących. Zwierzęta i ludzie są w stanie syntetyzować aminokwasy tylko w ograniczonym zakresie. Nie potrafią syntetyzować ośmiu niezbędnych aminokwasów (waliny, izoleucyny, leucyny, fenyloalaniny, tryptofanu, metioniny, treoniny, lizyny), dlatego głównym źródłem azotu są dla nich białka spożywane z pożywieniem, czyli docelowo białka roślinne i mikroorganizmy.

Białka we wszystkich organizmach ulegają degradacji enzymatycznej, której końcowymi produktami są aminokwasy. W kolejnym etapie, w wyniku deaminacji, organiczny azot aminokwasów ponownie przekształcany jest w nieorganiczny azot amonowy. W mikroorganizmach, a zwłaszcza w roślinach, azot amonowy może być wykorzystany do nowej syntezy amidów i aminokwasów. U zwierząt neutralizacja amoniaku powstałego podczas rozpadu białek i kwasów nukleinowych odbywa się poprzez syntezę kwasu moczowego (u gadów i ptaków) lub mocznika (u ssaków, w tym ludzi), które są następnie wydalane z organizmu. Z punktu widzenia wymiany azotu rośliny z jednej strony, a zwierzęta (i ludzie) z drugiej różnią się tym, że u zwierząt utylizacja powstałego amoniaku odbywa się tylko w niewielkim stopniu – w większości jest usuwany z ciała; w roślinach wymiana azotu jest „zamknięta” – azot, który dostał się do rośliny, wraca do gleby dopiero wraz z samą rośliną.

Azot- element II okresu grupy V A układu okresowego, numer porządkowy 7. Wzór elektronowy atomu [2 He] 2s 2 2p 3, charakterystyczne stopnie utlenienia to 0, -3, +3 i + 5, rzadziej +2 i +4 oraz inny stan N v jest uważany za względnie stabilny.

Skala utleniania azotu:
+5 - N 2 O 5, NO 3, NaNO 3, AgNO 3

3 - N 2 O 3, NO 2, HNO 2, NaNO 2, NF 3

3 - NH 3, NH 4, NH 3 * H 2 O, NH 2 Cl, Li 3 N, Cl 3 N.

Azot charakteryzuje się wysoką elektroujemnością (3,07), trzecią po F i O. Wykazuje typowe właściwości niemetaliczne (kwaśne), tworząc przy tym różne kwasy, sole i związki dwuskładnikowe zawierające tlen, a także kation amonowy NH 4 i jego sole .

W naturze - siedemnasty przez pierwiastek obfitości chemicznej (dziewiąty wśród niemetali). Niezbędny pierwiastek dla wszystkich organizmów.

n 2

Prosta substancja. Składa się z niepolarnych cząsteczek o bardzo stabilnym wiązaniu ˚σππ N≡N, co wyjaśnia obojętność chemiczną pierwiastka w normalnych warunkach.

Bezbarwny, bezwonny i pozbawiony smaku gaz, który skrapla się w bezbarwną ciecz (w przeciwieństwie do O 2).

Główny składnik powietrza to 78,09% objętości, 75,52% masy. Azot paruje z ciekłego powietrza wcześniej niż tlen. Jest słabo rozpuszczalny w wodzie (15,4 ml / 1 l H 2 O w 20 ˚C), rozpuszczalność azotu jest mniejsza niż tlenu.

W temperaturze pokojowej N2 reaguje z fluorem i w bardzo małym stopniu z tlenem:

N 2 + 3F 2 = 2NF 3, N 2 + O 2 ↔ 2NO

Reakcja odwracalna wytwarzania amoniaku zachodzi w temperaturze 200˚C, pod ciśnieniem do 350 atm i zawsze w obecności katalizatora (Fe, F 2 O 3, FeO, w laboratorium w Pt)

N 2 + 3H 2 2NH 3 + 92 kJ

Zgodnie z zasadą Le Chateliera wzrost wydajności amoniaku powinien następować wraz ze wzrostem ciśnienia i spadkiem temperatury. Jednak szybkość reakcji w niskich temperaturach jest bardzo niska, dlatego proces prowadzi się w temperaturze 450-500 ˚C, osiągając 15% wydajność amoniaku. Nieprzereagowany N2 i H2 zawraca się do reaktora, zwiększając w ten sposób szybkość reakcji.

Azot jest chemicznie pasywny w stosunku do kwasów i zasad oraz nie wspomaga spalania.

Otrzymujący v przemysł- destylacja frakcyjna ciekłego powietrza lub usuwanie tlenu z powietrza środkami chemicznymi, na przykład przez reakcję 2C (koks) + O2 = 2CO po podgrzaniu. W tych przypadkach uzyskuje się azot, zawierający również domieszki gazów szlachetnych (głównie argonu).

W laboratorium niewielkie ilości chemicznie czystego azotu można uzyskać w wyniku reakcji zanieczyszczenia przy umiarkowanym ogrzewaniu:

N -3 H 4 N 3 O 2 (T) = N 2 0 + 2 H 2 O (60-70)

NH 4 Cl (p) + KNO 2 (p) = N 2 0 + KCl + 2 H 2 O (100˚C)

Służy do syntezy amoniaku. Kwas azotowy i inne produkty zawierające azot jako medium obojętne w procesach chemicznych i metalurgicznych oraz magazynowaniu substancji palnych.

NH 3

Dwuskładnikowy związek, stopień utlenienia azotu wynosi - 3. Bezbarwny gaz o ostrym charakterystycznym zapachu. Cząsteczka ma budowę niepełnego czworościanu [:N(H)3] (sp 3 -hybrydyzacja). Obecność pary elektronów donorowych w cząsteczce NH 3 w azocie na orbitalu hybrydowym sp 3 determinuje charakterystyczną reakcję addycji kationu wodoru z utworzeniem kationu amon NH4. Upłynnia się pod nadciśnieniem w temperaturze pokojowej. W stanie ciekłym wiąże się z wiązaniami wodorowymi. Niestabilny termicznie. Dobrze rozpuśćmy w wodzie (ponad 700 l / 1 l H 2 O w 20˚C); udział w roztworze nasyconym wynosi 34% wagowo i 99% objętościowo, pH = 11,8.

Wysoce reaktywny, skłonny do reakcji addycji. Spala się w tlenie, reaguje z kwasami. Wykazuje właściwości redukujące (dzięki N-3) i utleniające (dzięki H+1). Suszone tylko tlenkiem wapnia.

Reakcje jakościowe - powstawanie białego „dymu” w kontakcie z gazowym HCl, czernienie kartki zwilżonej roztworem Hg 2 (NO3) 2.

Produkt pośredni w syntezie HNO 3 i soli amonowych. Znajduje zastosowanie w produkcji sody, nawozów azotowych, barwników, materiałów wybuchowych; ciekły amoniak jest czynnikiem chłodniczym. Trujący.
Równania najważniejszych reakcji:

2NH3 (g) ↔ N 2 + 3H 2
NH 3 (g) + H 2 O NH 3 * H 2 O (p) ↔ NH 4 + + OH -
NH 3 (g) + HCl (g) ↔ NH 4 Cl (g) biały „dym”
4NH 3 + 3O 2 (powietrze) = 2N 2 + 6 H 2 O (spalanie)
4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6 H 2 O (800˚C, kat.Pt / Rh)
2 NH3 + 3CuO = 3Cu + N2 + 3H2O (500˚C)
2 NH 3 + 3Mg = Mg 3 N 2 + 3 H 2 (600 ˚C)
NH 3 (g) + CO 2 (g) + H 2 O = NH 4 HCO 3 (temperatura pokojowa, ciśnienie)
Otrzymujący. V laboratoria- wypieranie amoniaku z soli amonowych po podgrzaniu wapnem sodowanym: Ca (OH) 2 + 2NH 4 Cl = CaCl 2 + 2H 2 O + NH 3
Lub gotowanie wodnego roztworu amoniaku, a następnie suszenie gazu.
W przemyśle amoniak otrzymuje się z azotu za pomocą wodoru. Produkowane przez przemysł w postaci skroplonej lub w postaci stężonego roztworu wodnego pod nazwą techniczną woda amoniakalna.

Hydrat amoniakuNH 3 * h 2 O. Związek międzycząsteczkowy. Biały, w sieci krystalicznej znajdują się cząsteczki NH 3 i H 2 O związane słabym wiązaniem wodorowym. Obecny w wodnym roztworze amoniaku, słaba zasada (produkty dysocjacji - kation NH 4 i anion OH). Kation amonowy ma regularną strukturę czworościenną (hybrydyzacja sp 3 ). Niestabilny termicznie, całkowicie rozkłada się podczas gotowania roztworu. Zneutralizowany mocnymi kwasami. Wykazuje właściwości redukujące (ze względu na N-3) w stężonym roztworze. Wchodzi w reakcję wymiany jonowej i kompleksowania.

Reakcja jakościowa- tworzenie się białego „dymu” w kontakcie z gazowym HCl. Służy do tworzenia lekko zasadowego środowiska w roztworze podczas wytrącania amfoterycznych wodorotlenków.
1 M roztwór amoniaku zawiera głównie hydrat NH3*H2O i tylko 0,4% jonów NH4OH (ze względu na dysocjację hydratu); zatem jonowy „wodorotlenek amonu NH4OH” praktycznie nie jest zawarty w roztworze i nie ma takiego związku w stałym hydracie.
Równania najważniejszych reakcji:
NH 3 H 2 O (stęż.) = NH 3 + H 2 O (wrzący z NaOH)
NH3H2O ​​+ HCl (rozcieńczony) = NH4Cl + H2O
3 (NH 3 H 2 O) (stęż.) + CrCl 3 = Cr (OH) 3 ↓ + 3 NH 4 Cl
8 (NH3H2O) (stęż.) + 3Br2 (p) = N2 + 6 NH4Br + 8H2O (40-50˚C)
2 (NH 3 H 2 O) (stęż.) + 2KMnO 4 = N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4H 2 O + 2KOH
4 (NH3H2O) (stęż.) + Ag2O = 2OH + 3H2O
4 (NH 3 H 2 O) (stęż.) + Cu (OH) 2 + (OH) 2 + 4 H 2 O
6 (NH3H2O) (stęż.) + NiCl2 = Cl2 + 6H2O
Często nazywany jest rozcieńczonym roztworem amoniaku (3-10%) amoniak(nazwa została wymyślona przez alchemików), a stężony roztwór (18,5 - 25%) to roztwór amoniaku (produkowany przez przemysł).

Tlenki azotu

Tlenek azotuNIE

Tlenek nie tworzący soli. Gaz bezbarwny. Rodnik zawierający wiązanie kowalencyjne σπ (N꞊O), w stanie stałym jest dimerem N 2 O 2 z wiązaniem N-N. Niezwykle stabilny termicznie. Wrażliwy na tlen w powietrzu (zmienia kolor na brązowy). Jest słabo rozpuszczalny w wodzie i nie reaguje z nią. Chemicznie pasywny wobec kwasów i zasad. Reaguje z metalami i niemetalami po podgrzaniu. wysoce reaktywna mieszanina NO i NO 2 ("gazy azotowe"). Półprodukt w syntezie kwasu azotowego.
Równania najważniejszych reakcji:
2NO + O 2 (gaz) = 2NO 2 (20˚C)
2NO + C (grafit) = N 2 + CO 2 (400-500˚C)
10NO + 4P (czerwony) = 5N 2 + 2P 2 O 5 (150-200˚C)
2NO + 4Cu = N 2 + 2 Cu 2 O (500 - 600˚C)
Reakcje na mieszaniny NO i NO 2:
NO + NO2 + H2O = 2HNO2 (p)
NO + NO 2 + 2KOH (rozcieńcz.) = 2KNO 2 + H 2 O
NO + NO 2 + Na 2 CO 3 = 2Na 2 NO 2 + CO 2 (450- 500˚C)
Otrzymujący v przemysł: utlenianie amoniaku tlenem na katalizatorze, in laboratoria- oddziaływanie rozcieńczonego kwasu azotowego ze środkami redukującymi:
8HNO3 + 6Hg = 3Hg2 (NO3) 2 + 2 NIE+ 4H2O
lub redukcja azotanów:
2NaNO2 + 2H2SO4 + 2NaI = 2 NIE + I 2 ↓ + 2 H 2 O + 2 Na 2 SO 4

Dwutlenek azotuNIE 2

Tlenek kwasowy, umownie odpowiada dwóm kwasom - HNO 2 i HNO 3 (kwas dla N 4 nie istnieje). Brązowy gaz, monomer NO 2 w temperaturze pokojowej, na zimno ciekły bezbarwny dimer N 2 O 4 (czterotlenek diazotu). Reaguje całkowicie z wodą, alkaliami. Bardzo silny środek utleniający, powodujący korozję metali. Stosowany jest do syntezy kwasu azotowego i bezwodnych azotanów, jako utleniacz do paliwa rakietowego, oczyszczacz oleju z siarki oraz katalizator utleniania związków organicznych. Trujący.
Równanie najważniejszych reakcji:
2NO 2 ↔ 2NO + O 2
4NO 2 (l) + H 2 O = 2HNO 3 + N 2 O 3 (syn.) (na zimno)
3 NO 2 + H 2 O = 3 H NO 3 + NO
2NO 2 + 2NaOH (rozcieńczony) = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O
4NO 2 + O 2 + 2 H 2 O = 4 HNO 3
4NO 2 + O 2 + KOH = KNO 3 + 2 H 2 O
2NO 2 + 7H 2 = 2NH 3 + 4 H 2 O (kat.Pt, Ni)
NO 2 + 2HI (p) = NO + I 2 ↓ + H 2 O
NO 2 + H 2 O + SO 2 = H 2 SO 4 + NO (50- 60˚C)
NO 2 + K = KNO 2
6NO 2 + Bi (NO 3) 3 + 3 NO (70-110˚C)
Otrzymujący: v przemysł - utlenianie NO tlenem atmosferycznym, in laboratoria- oddziaływanie stężonego kwasu azotowego z czynnikami redukującymi:
6HNO 3 (stęż., poziomo) + S = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
5HNO 3 (stęż., poziomo) + P (czerwony) = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
2HNO 3 (stęż., Gorący.) + SO 2 = H 2 SO 4 + 2 NO 2

Podtlenek azotun 2 O

Bezbarwny gaz o przyjemnym zapachu ("gaz rozweselający"), N꞊N꞊O, formalny stopień utlenienia azotu wynosi +1, słabo rozpuszczalny w wodzie. Wspomaga spalanie grafitu i magnezu:

2N 2 O + C = CO 2 + 2N 2 (450˚C)
N 2 O + Mg = N 2 + MgO (500˚C)
Otrzymywany przez rozkład termiczny azotanu amonu:
NH 4 NO 3 = N 2 O + 2 H 2 O (195 - 245˚C)
stosowany w medycynie jako środek znieczulający.

Trójtlenek diazotun 2 O 3

W niskich temperaturach niebieska ciecz, ON꞊NO2, formalny stopień utlenienia azotu +3. W temperaturze 20 C rozkłada się w 90% na mieszaninę bezbarwnego NO i brązowego NO 2 ("gazy azotowe", dym przemysłowy - "ogon lisa"). N 2 O 3 jest tlenkiem kwasowym, na zimno z wodą tworzy HNO 2, po podgrzaniu reaguje inaczej:
3N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 3 + 4NO
Z alkaliami daje sole HNO 2 , na przykład NaNO 2.
Otrzymywany przez oddziaływanie NO z O 2 (4NO + 3O 2 = 2N 2 O 3) lub z NO 2 (NO 2 + NO = N 2 O 3)
z silnym chłodzeniem. „Gazy zaazotowane” i niebezpieczne dla środowiska działają jak katalizatory niszczenia warstwy ozonowej atmosfery.

pięciotlenek diazotu n 2 O 5

Bezbarwny, stały, O 2 N - O - NO 2, stopień utlenienia azotu wynosi +5. W temperaturze pokojowej rozkłada się na NO 2 i O 2 w ciągu 10 godzin. Reaguje z wodą i alkaliami jako kwaśny tlenek:
N 2 O 5 + H 2 O = 2HNO 3
N 2 O 5 + 2NaOH = 2NaNO 3 + H 2
Otrzymywany przez odwodnienie dymiącego kwasu azotowego:
2HNO 3 + P 2 O 5 = N 2 O 5 + 2HPO 3
lub utlenianie NO 2 ozonem w temperaturze -78˚C:
2NO 2 + O 3 = N 2 O 5 + O 2

Azotyny i azotany

Azotyn potasuKNO 2 ... Biały, higroskopijny. Topi się bez rozkładu. Odporny na suche powietrze. Bardzo dobrze rozpuśćmy się w wodzie (tworząc bezbarwny roztwór), hydrolizowanej przez anion. Typowy środek utleniający i redukujący w środowisku kwaśnym, bardzo wolno reaguje w środowisku zasadowym. Wchodzi w reakcje wymiany jonowej. Reakcje jakościowe na jonie NO 2 - odbarwienie fioletowego roztworu MnO 4 i pojawienie się czarnego osadu po dodaniu jonów I. Stosowany jest w produkcji barwników, jako odczynnik analityczny do aminokwasów i jodków, składnik odczynników fotograficznych.
równanie najważniejszych reakcji:
2KNO 2 (s) + 2HNO 3 (stęż.) = NO 2 + NO + H 2 O + 2KNO 3
2KNO 2 (rozcieńczone) + O 2 (gaz) → 2KNO 3 (60-80 ˚C)
KNO 2 + H 2 O + Br 2 = KNO 3 + 2HBr
5NO 2 - + 6H + + 2MnO 4 - (filol.) = 5NO 3 - + 2Mn 2+ (bts.) + 3H 2 O
3 NO 2 - + 8H + + CrO 7 2- = 3NO 3 - + 2Cr 3+ + 4H 2 O
NO 2 - (nas.) + NH 4 + (nas.) = N 2 + 2H 2 O
2NO 2 - + 4H + + 2I - (bts.) = 2NO + I 2 (czarny) ↓ = 2H 2 O
NO 2 - (rozszerzony) + Ag + = AgNO 2 (jasnożółty) ↓
Otrzymujący vprzemysł- odzysk azotanu potasu w procesach:
KNO 3 + Pb = KNO 2+ PbO (350-400˚C)
KNO 3 (stęż.) + Pb (gąbka) + H 2 O = KNO 2+ Pb (OH) 2
3 KNO 3 + CaO + SO 2 = 2 KNO 2+ CaSO 4 (300 ˚C)

h itrat potas KNO 3
Nazwa techniczna potaż, lub indyjski Sól , saletra. Biały, topi się bez rozkładu przy dalszym ogrzewaniu rozkłada się. Odporny na powietrze. Dobrze rozpuśćmy się w wodzie (z wysokim endo-efekt, = -36 kJ), brak hydrolizy. Silny środek utleniający podczas fuzji (ze względu na uwalnianie tlenu atomowego). W roztworze jest redukowany tylko atomowym wodorem (w środowisku kwaśnym do KNO 2, w środowisku zasadowym do NH 3). Stosowany jest w produkcji szkła jako konserwant żywności, składnik mieszanek pirotechnicznych oraz nawozów mineralnych.

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2 (400-500 ˚C)

KNO 3 + 2H 0 (Zn, rozcieńczony HCl) = KNO 2 + H 2 O

KNO 3 + 8H 0 (Al, stęż. KOH) = NH 3 + 2H 2 O + KOH (80 ˚C)

KNO 3 + NH 4 Cl = N 2 O + 2 H 2 O + KCl (230- 300 ˚C)

2 KNO 3 + 3C (grafit) + S = N 2 + 3CO 2 + K 2 S (spalanie)

KNO 3 + Pb = KNO 2 + PbO (350 - 400 ˚C)

KNO 3 + 2KOH + MnO 2 = K 2 MnO 4 + KNO 2 + H 2 O (350 - 400 ˚C)

Otrzymujący: w przemyśle
4KOH (gorące) + 4NO 2 + O 2 = 4KNO 3 + 2H 2 O

oraz w laboratorium:
KCl + AgNO 3 = KNO 3 + AgCl ↓

Treść artykułu

AZOT, N (azot), pierwiastek chemiczny (w numer 7) VA podgrupy układu okresowego pierwiastków. Atmosfera ziemska zawiera 78% (obj.) azotu. Aby pokazać, jak duże są te rezerwy azotu, zauważmy, że w atmosferze nad każdym kilometrem kwadratowym powierzchni ziemi znajduje się tak dużo azotu, że do 50 milionów ton azotanu sodu lub 10 milionów ton amoniaku (związek azotu z wodorem), a mimo to stanowi on niewielką część azotu zawartego w skorupie ziemskiej. Istnienie wolnego azotu wskazuje na jego bezwładność i trudność w interakcji z innymi pierwiastkami w zwykłych temperaturach. Związany azot jest częścią zarówno materii organicznej, jak i nieorganicznej. Flora i fauna zawierają azot związany z węglem i tlen w białkach. Ponadto znane są związki nieorganiczne zawierające azot, które można otrzymać w dużych ilościach, takie jak azotany (NO 3 -), azotyny (NO 2 -), cyjanki (CN -), azotki (N 3-) i azydki (N 3 - ).

Odniesienie do historii.

Eksperymenty A. Lavoisiera, poświęcone badaniu roli atmosfery w podtrzymywaniu życia i procesach spalania, potwierdziły istnienie w atmosferze stosunkowo obojętnej substancji. Ponieważ nie udało się ustalić pierwiastkowej natury gazu pozostałego po spaleniu, Lavoisier nazwał go azote, co w starożytnej grece oznacza „bez życia”. W 1772 r. D. Rutherford z Edynburga ustalił, że gaz ten jest pierwiastkiem i nazwał go „szkodliwym powietrzem”. Łacińska nazwa azotu pochodzi od greckich słów nitron i gen, co oznacza tworzenie saletry.

Wiązanie azotu i obieg azotu.

Termin „wiązanie azotu” oznacza proces wiązania azotu atmosferycznego N 2. W naturze może to nastąpić na dwa sposoby: albo rośliny strączkowe, takie jak groch, koniczyna i soja, gromadzą na korzeniach guzki, w których bakterie wiążące azot przekształcają go w azotany, albo azot atmosferyczny jest utleniany tlenem w warunkach błyskawicy wypisać. S. Arrhenius stwierdził, że w ten sposób utrwala się rocznie do 400 mln ton azotu. W atmosferze tlenki azotu łączą się z wodą deszczową, tworząc kwas azotowy i azotawy. Ponadto stwierdzono, że przy opadach deszczu i śniegu ok. 1 godz. 6700 g azotu; docierając do gleby zamieniają się w azotyny i azotany. Rośliny wykorzystują azotany do tworzenia białek roślinnych. Zwierzęta żywiące się tymi roślinami przyswajają substancje białkowe roślin i przekształcają je w białka zwierzęce. Po śmierci zwierząt i roślin następuje ich rozkład, związki azotu przekształcane są w amoniak. Amoniak jest używany na dwa sposoby: bakterie, które nie tworzą azotanów, rozkładają go na pierwiastki, uwalniając azot i wodór, a inne bakterie wytwarzają z niego azotyny, które są utleniane przez inne bakterie do azotanów. Tak więc cykl azotowy występuje w przyrodzie, czyli cykl azotowy.

Budowa jądra i powłok elektronowych.

W przyrodzie występują dwa stabilne izotopy azotu: o liczbie masowej 14 (zawiera 7 protonów i 7 neutronów) oraz o liczbie masowej 15 (zawiera 7 protonów i 8 neutronów). Ich stosunek wynosi 99,635:0,365, a więc masa atomowa azotu wynosi 14,008. Sztucznie otrzymano niestabilne izotopy azotu 12 N, 13 N, 16 N, 17 N. Schematycznie struktura elektronowa atomu azotu jest następująca: 1 s 2 2s 2 2px 1 2y 1 2p z jeden . W konsekwencji na zewnętrznej (drugiej) powłoce elektronowej znajduje się 5 elektronów, które mogą uczestniczyć w tworzeniu wiązań chemicznych; Orbitale azotowe mogą również przyjmować elektrony, tj. możliwe jest tworzenie się związków o stopniu utlenienia od (–III) do (V) i są one znane.

Azot cząsteczkowy.

Na podstawie definicji gęstości gazu ustalono, że cząsteczka azotu jest dwuatomowa, tj. wzór cząsteczkowy azotu to Nє N (lub N 2). Dwa atomy azotu mają trzy zewnętrzne 2 P-elektrony każdego atomu tworzą wiązanie potrójne: N ::: N:, tworząc pary elektronów. Zmierzona odległość międzyatomowa N – N wynosi 1,095 Å. Podobnie jak w przypadku wodoru ( cm... WODÓR), istnieją cząsteczki azotu o różnych spinach jądrowych - symetrycznych i antysymetrycznych. W normalnych temperaturach stosunek form symetrycznych do antysymetrycznych wynosi 2: 1. W stanie stałym znane są dwie modyfikacje azotu: a- sześcienny i b- sześciokątny z temperaturą przejścia a ® b-237,39°C Modyfikacja b topi się w temperaturze -209,96 ° C i wrze w temperaturze -195,78 ° C pod ciśnieniem 1 atm ( cm... patka. jeden).

Energia dysocjacji mola (28,016 g lub 6,023 x 10 23 cząsteczek) azotu cząsteczkowego na atomy (N 2 2N) wynosi około –225 kcal. Dlatego azot atomowy może powstawać podczas cichego wyładowania elektrycznego i jest chemicznie bardziej aktywny niż azot cząsteczkowy.

Przyjmowanie i aplikowanie.

Sposób otrzymywania azotu pierwiastkowego zależy od wymaganej czystości. Azot pozyskiwany jest w ogromnych ilościach do syntezy amoniaku, dopuszczalne są niewielkie domieszki gazów szlachetnych.

Azot z atmosfery.

Z ekonomicznego punktu widzenia uwalnianie azotu z atmosfery wynika z taniości metody skraplania oczyszczonego powietrza (usuwana jest para wodna, CO 2, kurz i inne zanieczyszczenia). Kolejne cykle sprężania, chłodzenia i rozprężania takiego powietrza prowadzą do jego upłynnienia. Ciekłe powietrze poddawane jest destylacji frakcyjnej z powolnym wzrostem temperatury. Gazy szlachetne są uwalniane jako pierwsze, a następnie pozostaje azot i ciekły tlen. Oczyszczanie osiąga się w wielu procesach frakcjonowania. Metoda ta wytwarza wiele milionów ton azotu rocznie, głównie do syntezy amoniaku, który jest surowcem w technologii produkcji różnych związków zawierających azot dla przemysłu i rolnictwa. Ponadto często stosuje się oczyszczoną atmosferę azotu, gdy obecność tlenu jest niedopuszczalna.

Metody laboratoryjne.

Niewielkie ilości azotu można uzyskać w laboratorium na różne sposoby, utleniając amoniak lub jon amonowy, np.:

Proces utleniania jonu amonowego przez jon azotynowy jest bardzo wygodny:

Znane są inne metody - rozkład azydków podczas ogrzewania, rozkład amoniaku tlenkiem miedzi (II), oddziaływanie azotynów z kwasem amidosulfonowym lub mocznikiem:

Podczas katalitycznego rozkładu amoniaku w wysokich temperaturach azot można również otrzymać:

Właściwości fizyczne.

Niektóre właściwości fizyczne azotu podano w tabeli. jeden.

Tabela 1. NIEKTÓRE WŁAŚCIWOŚCI FIZYCZNE AZOTU
Gęstość, g / cm 3	0,808 (ciecz)
Temperatura topnienia, ° С	–209,96
Temperatura wrzenia, ° С	–195,8
Temperatura krytyczna, ° С	–147,1
Ciśnienie krytyczne, atm a	33,5
Gęstość krytyczna, g / cm 3 a	0,311
Ciepło właściwe, J / (molChK)	14,56 (15°C)
Pauling elektroujemność	3
Promień kowalencyjny,	0,74
Promień krystaliczny,	1,4 (M 3–)
Potencjał jonizacji, Vb
pierwszy	14,54
druga	29,60
a Temperatura i ciśnienie, w których gęstość ciekłego i gazowego azotu jest taka sama. b Ilość energii potrzebna do usunięcia pierwszego zewnętrznego i następnych elektronów na 1 mol azotu atomowego.

Właściwości chemiczne.

Jak już wspomniano, dominującą właściwością azotu w normalnych warunkach temperatury i ciśnienia jest jego obojętność, czyli niska aktywność chemiczna. Struktura elektronowa azotu zawiera parę elektronów dla 2 s-poziom i trzy do połowy wypełnione 2 r-orbitale, czyli jeden atom azotu może związać nie więcej niż cztery inne atomy, tj. jego numer koordynacyjny to cztery. Mały rozmiar atomu ogranicza również liczbę atomów lub grup atomów, które mogą być z nim powiązane. Dlatego też wiele związków innych członków podgrupy VA albo w ogóle nie ma analogów wśród związków azotowych, albo analogiczne związki azotowe są nietrwałe. Zatem PCl 5 jest związkiem stabilnym, podczas gdy NCl 5 nie istnieje. Atom azotu może wiązać się z innym atomem azotu, tworząc kilka dość stabilnych związków, takich jak hydrazyna N 2 H 4 i azydki metali MN 3. Ten rodzaj wiązania jest nietypowy dla pierwiastków chemicznych (z wyjątkiem węgla i krzemu). W podwyższonych temperaturach azot reaguje z wieloma metalami, tworząc częściowo jonowe azotki M x n tak... W tych związkach azot jest naładowany ujemnie. Tabela 2 przedstawia stany utlenienia i przykłady odpowiednich związków.

Azotki.

Związki azotu z bardziej elektrododatnimi pierwiastkami, metalami i niemetalami - azotkami - są podobne do węglików i wodorków. Można je podzielić, w zależności od charakteru wiązania M – N, na jonowe, kowalencyjne oraz o pośrednim typie wiązania. Z reguły są to substancje krystaliczne.

Azotki jonowe.

Wiązanie w tych związkach polega na przeniesieniu elektronów z metalu do azotu z utworzeniem jonu N 3–. Te azotki obejmują Li 3 N, Mg 3 N 2, Zn 3 N 2 i Cu 3 N 2. Oprócz litu inne metale alkaliczne IA nie tworzą podgrupy azotkowej. Azotki jonowe mają wysokie temperatury topnienia i reagują z wodą tworząc NH3 i wodorotlenki metali.

Azotki kowalencyjne.

Gdy elektrony azotu uczestniczą w tworzeniu wiązania razem z elektronami innego pierwiastka bez przenoszenia ich z azotu na inny atom, powstają azotki z wiązaniem kowalencyjnym. Azotki wodoru (np. amoniak i hydrazyna) są całkowicie kowalencyjne, podobnie jak halogenki azotu (NF 3 i NCl 3). Do azotków kowalencyjnych należą np. Si 3 N 4, P 3 N 5 i BN - wysoce stabilne białe substancje, a BN ma dwie alotropowe modyfikacje: heksagonalną i diamentopodobną. Ten ostatni powstaje pod wpływem wysokich ciśnień i temperatur, a jego twardość jest zbliżona do diamentu.

Azotki o pośrednim typie wiązania.

Pierwiastki przejściowe reagują z NH3 w wysokich temperaturach, tworząc niezwykłą klasę związków, w których atomy azotu są rozmieszczone między regularnie rozmieszczonymi atomami metali. W tych związkach nie ma wyraźnego przesunięcia elektronów. Przykładami takich azotków są Fe 4 N, W 2 N, Mo 2 N, Mn 3 N 2. Związki te są na ogół całkowicie obojętne i mają dobrą przewodność elektryczną.

Związki wodorowe azotu.

Azot i wodór wchodzą w interakcje, tworząc związki przypominające nieco węglowodory. Stabilność azotu wodorowego maleje wraz ze wzrostem liczby atomów azotu w łańcuchu, w przeciwieństwie do węglowodorów, które są stabilne również w długich łańcuchach. Najważniejszymi azotkami wodoru są amoniak NH 3 i hydrazyna N 2 H 4. Obejmują one również kwas hydrazoesowy HNNN (HN 3).

Amoniak NH3.

Amoniak jest jednym z najważniejszych produktów przemysłowych współczesnej gospodarki. Pod koniec XX wieku. USA wyprodukowały około. 13 mln ton amoniaku rocznie (w przeliczeniu na amoniak bezwodny).

Struktura cząsteczki.

Cząsteczka NH 3 ma strukturę prawie piramidalną. Kąt wiązania H – N – H wynosi 107 °, co jest bliskie kątowi czworościennemu 109 °. Niewspólna para elektronów jest równoważna przyłączonej grupie, w wyniku czego liczba koordynacyjna azotu wynosi 4, a azot znajduje się w środku czworościanu.

Właściwości amoniaku.

Niektóre właściwości fizyczne amoniaku w porównaniu z wodą podano w tabeli. 3.

Temperatura wrzenia i topnienia amoniaku jest znacznie niższa niż wody, pomimo bliskości mas cząsteczkowych i podobieństwa budowy cząsteczkowej. Wynika to z relatywnie większej siły wiązań międzycząsteczkowych w wodzie niż w amoniaku (to wiązanie międzycząsteczkowe nazywamy wodorem).

Amoniak jako rozpuszczalnik.

Wysoka stała dielektryczna i moment dipolowy ciekłego amoniaku sprawiają, że nadaje się on do stosowania jako rozpuszczalnik polarnych lub jonowych substancji nieorganicznych. Rozpuszczalnik amoniaku jest produktem pośrednim między wodą a rozpuszczalnikami organicznymi, takimi jak alkohol etylowy. Metale alkaliczne i ziem alkalicznych rozpuszczają się w amoniaku, tworząc ciemnoniebieskie roztwory. Można przyjąć, że solwatacja i jonizacja elektronów walencyjnych zachodzi w roztworze zgodnie ze schematem

Niebieski kojarzy się z solwatacją i ruchem elektronów lub z ruchliwością „dziur” w cieczy. Przy wysokim stężeniu sodu w ciekłym amoniaku roztwór przybiera brązową barwę i ma wysoką przewodność elektryczną. Niezwiązany metal alkaliczny można odzyskać z takiego roztworu przez odparowanie amoniaku lub dodanie chlorku sodu. Roztwory metali w amoniaku są dobrymi środkami redukującymi. Autojonizacja zachodzi w ciekłym amoniaku

podobny do procesu zachodzącego w wodzie:

Niektóre właściwości chemiczne obu systemów porównano w tabeli. 4.

Ciekły amoniak jako rozpuszczalnik jest korzystny w niektórych przypadkach, gdy niemożliwe jest przeprowadzenie reakcji w wodzie ze względu na szybkie oddziaływanie składników z wodą (na przykład utlenianie i redukcja). Na przykład w ciekłym amoniaku wapń reaguje z KCl, tworząc CaCl2 i K, ponieważ CaCl2 jest nierozpuszczalny w ciekłym amoniaku, a K jest rozpuszczalny, a reakcja przebiega całkowicie. W wodzie taka reakcja jest niemożliwa ze względu na szybką interakcję Ca z wodą.

Dostaję amoniak.

Gazowy NH 3 jest uwalniany z soli amonowych pod działaniem silnej zasady, na przykład NaOH:

Metoda ma zastosowanie w warunkach laboratoryjnych. Produkcja amoniaku na małą skalę opiera się również na hydrolizie azotków, np. Mg 3 N 2, wodą. Cyjanamid wapnia CaCN 2 podczas interakcji z wodą również tworzy amoniak. Główną przemysłową metodą produkcji amoniaku jest jego katalityczna synteza z atmosferycznego azotu i wodoru w wysokich temperaturach i ciśnieniach:

Wodór do tej syntezy otrzymuje się poprzez kraking termiczny węglowodorów, działanie pary wodnej na węgiel lub żelazo, rozkład alkoholi parą wodną lub elektrolizę wody. Uzyskano wiele patentów na syntezę amoniaku, różniących się warunkami procesu (temperatura, ciśnienie, katalizator). Istnieje metoda produkcji przemysłowej metodą termicznej destylacji węgla. Nazwiska F. Gaber i K. Bosch związane są z rozwojem technologicznym syntezy amoniaku.

Tabela 4. PORÓWNANIE REAKCJI W PODŁOŻACH WODNYCH I AMONIAKOWYCH
Środowisko wodne	Środowisko amoniakalne
Neutralizacja
OH - + H 3 O + ® 2H 2 O	NH 2 - + NH 4 + ® 2NH 3
Hydroliza (protoliza)
PCl5 + 3H2O POCl3 + 2H3O + + 2Cl -	PCl 5 + 4NH 3 PNCl 2 + 3NH 4 + + 3Cl -
Podstawienie
Zn + 2H 3 O + ® Zn 2+ + 2H 2 O + H 2	Zn + 2NH 4 + ® Zn 2+ + 2NH 3 + H 2
Solwatacja (kompleksacja)
Al2Cl6 + 12H2O2 3+ + 6Cl -	Al 2Cl 6 + 12NH 3 2 3+ + 6Cl -
Amfoteryczność
Zn 2+ + 2OH - Zn (OH) 2	Zn 2+ + 2NH 2 - Zn (NH 2) 2
Zn (OH) 2 + 2H 3 O + Zn 2+ + 4H 2 O	Zn (NH 2) 2 + 2NH 4 + Zn 2+ + 4NH 3
Zn (OH) 2 + 2OH - Zn (OH) 4 2–	Zn (NH 2) 2 + 2NH 2 - Zn (NH 2) 4 2–

Właściwości chemiczne amoniaku.

Oprócz reakcji wymienionych w tabeli. 4, amoniak reaguje z wodą, tworząc związek NH3CHH2O, który często błędnie uważa się za wodorotlenek amonu NH4OH; w rzeczywistości istnienie NH 4 OH w roztworze nie zostało udowodnione. Wodny roztwór amoniaku („amoniak”) składa się głównie z NH 3, H 2 O oraz niewielkich stężeń jonów NH 4 + i OH - powstających podczas dysocjacji

Główny charakter amoniaku tłumaczy się obecnością samotnej pary elektronowej azotu: NH 3. Dlatego NH 3 jest zasadą Lewisa, która ma wyższą aktywność nukleofilową, przejawiającą się w postaci asocjacji z protonem lub jądrem atomu wodoru:

Każdy jon lub cząsteczka zdolna do przyjęcia pary elektronów (związek elektrofilowy) będzie reagować z NH3, tworząc związek koordynacyjny. Na przykład:

Symbol M n+ oznacza jon metalu przejściowego (podgrupy B układu okresowego pierwiastków, na przykład Cu 2+, Mn 2+ itp.). Każdy kwas protonowy (tj. zawierający H) reaguje z amoniakiem w roztworze wodnym, tworząc sole amonowe, takie jak azotan amonu NH 4 NO 3, chlorek amonu NH 4 Cl, siarczan amonu (NH 4) 2 SO 4, fosforan amonu (NH 4) 3 PO 4. Sole te są szeroko stosowane w rolnictwie jako nawozy do wprowadzania azotu do gleby. Azotan amonu jest również używany jako niedrogi materiał wybuchowy; po raz pierwszy zastosowano go z olejem opałowym (olejem napędowym). Wodny roztwór amoniaku stosuje się bezpośrednio do wprowadzenia do gleby lub z wodą do nawadniania. Nawozem jest również mocznik NH 2 CONH 2, otrzymywany na drodze syntezy z amoniaku i dwutlenku węgla. Gazowy amoniak reaguje z metalami, takimi jak Na i K, tworząc amidy:

Amoniak reaguje z wodorkami i azotkami, tworząc amidy:

Amidy metali alkalicznych (np. NaNH 2) reagują z N 2 O po podgrzaniu, tworząc azydki:

Gazowy NH 3 redukuje tlenki metali ciężkich do metali w wysokich temperaturach, najwyraźniej z powodu wodoru powstałego w wyniku rozkładu amoniaku na N 2 i H 2:

Atomy wodoru w cząsteczce NH3 można zastąpić halogenem. Jod reaguje ze stężonym roztworem NH3, tworząc mieszaninę zawierającą NI 3. Substancja ta jest bardzo niestabilna i eksploduje przy najmniejszym mechanicznym uderzeniu. Gdy NH3 reaguje z Cl2, powstają chloraminy NCl3, NHCl2 i NH2Cl. Gdy amoniak jest wystawiony na działanie podchlorynu sodu NaOCl (utworzonego z NaOH i Cl 2), końcowym produktem jest hydrazyna:

Hydrazyna.

Powyższe reakcje reprezentują sposób wytwarzania monohydratu hydrazyny o składzie N 2 H 4 CH H 2 O. Bezwodną hydrazynę tworzy się przez specjalną destylację monohydratu z BaO lub innymi substancjami odwadniającymi. Pod względem właściwości hydrazyna przypomina nieco nadtlenek wodoru H 2 O 2. Czysta bezwodna hydrazyna jest bezbarwną, higroskopijną cieczą wrzącą w temperaturze 113,5°C; dobrze rozpuszczalny w wodzie, tworząc słabą bazę

W środowisku kwaśnym (H+) hydrazyna tworzy rozpuszczalne sole hydrazoniowe typu +X-. Łatwość, z jaką hydrazyna i niektóre jej pochodne (na przykład metylohydrazyna) reagują z tlenem, pozwala na zastosowanie jej jako składnika ciekłego gazu pędnego. Hydrazyna i wszystkie jej pochodne są silnie toksyczne.

Tlenki azotu.

W związkach z tlenem azot wykazuje wszystkie stopnie utlenienia, tworząc tlenki: N 2 O, NO, N 2 O 3, NO 2 (N 2 O 4), N 2 O 5. Niewiele jest informacji na temat powstawania nadtlenków azotu (NO 3, NO 4). 2HNO 2. Czysty N 2 O 3 można uzyskać jako niebieską ciecz w niskich temperaturach (-20

W temperaturze pokojowej NO 2 jest ciemnobrązowym gazem, który ma właściwości magnetyczne dzięki obecności niesparowanego elektronu. W temperaturach poniżej 0 ° C cząsteczka NO 2 ulega dimeryzacji do czterotlenku diazotu, a przy –9,3 ° C dimeryzacja przebiega całkowicie: 2NO 2 N 2 O 4. W stanie ciekłym tylko 1% NO 2 jest niedimeryzowany, a w temperaturze 100 ° C pozostaje w postaci dimeru 10% N 2 O 4.

NO 2 (lub N 2 O 4) reaguje w ciepłej wodzie tworząc kwas azotowy: 3NO 2 + H 2 O = 2HNO 3 + NO. Technologia NO 2 jest zatem bardzo ważna jako etap pośredni w produkcji ważnego przemysłowo produktu - kwasu azotowego.

Tlenek azotu (V)

N 2 O 5 ( przestarzały... bezwodnik kwasu azotowego) - biała substancja krystaliczna, otrzymywana przez odwodnienie kwasu azotowego w obecności tlenku fosforu P 4 O 10:

2MX + H2N2O2. W wyniku odparowania roztworu powstaje biały materiał wybuchowy o założonej strukturze H – O – N = N – O – H.

Kwas azotowy

HNO 2 nie istnieje w czystej postaci, jednak roztwory wodne o niskim stężeniu powstają po dodaniu kwasu siarkowego do azotynu baru:

Kwas azotawy powstaje również przez rozpuszczenie w wodzie równomolowej mieszaniny NO i NO2 (lub N2O3). Kwas azotawy jest nieco silniejszy niż kwas octowy. Stopień utlenienia zawartego w nim azotu wynosi +3 (jego struktura to H – O – N = O); może to być zarówno środek utleniający, jak i środek redukujący. Pod działaniem środków redukujących jest zwykle redukowany do NO, a podczas interakcji z utleniaczami utlenia się do kwasu azotowego.

Szybkość rozpuszczania niektórych substancji, na przykład metali lub jonów jodkowych, w kwasie azotowym zależy od stężenia kwasu azotawego obecnego jako zanieczyszczenie. Sole kwasu azotawego - azotyny - są łatwo rozpuszczalne w wodzie, z wyjątkiem azotynu srebra. Do produkcji barwników wykorzystuje się NaNO 2 .

Kwas azotowy

HNO 3 jest jednym z najważniejszych produktów nieorganicznych głównego nurtu przemysłu chemicznego. Znajduje zastosowanie w technologiach wielu innych substancji nieorganicznych i organicznych, np. materiałów wybuchowych, nawozów, polimerów i włókien, barwników, farmaceutyków itp.

Literatura:

Podręcznik Azotchika... M., 1969
B.V. Niekrasowa Podstawy chemii ogólnej... M., 1973
Problemy z wiązaniem azotu. Chemia nieorganiczna i fizyczna... M., 1982



Powrót