Азот. 8 АЗОТ. Азот Азот неметаллический элемент Va группы периодической таблицы Д. И. Менделеева. Составляет 78% воздуха. Входит в состав белков, являющихся важной частью живых организмов.
 Скачать 1.02 Mb.
|
|
Азот 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 из 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) Mg3N2 N2 + 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 + 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 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↑ + 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 (две реакции, в которых образуется смесь оксидов азота), затем охлаждением полученной смеси газов до температуры - 36 °C. As2O3 + HNO3 + H2O → H3AsO4 + NO↑ As2O3 + HNO3 + H2O → H3AsO4 + NO2↑ При охлаждении газов образуется оксид азота III. NO + NO2 → N2O3 Химические свойства Является кислотным оксидом. соответствует азотистой кислоте - 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 + N2 NO2 + P → P2O5 + N2 Окисляет 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 + HNO2 NO2 + LiOH → LiNO3 + LiNO2 + H2O Если растворение в воде оксида проводить в избытке кислорода, образуется азотная кислота. NO2 + H2O + O2 → HNO3  Блиц-опрос по теме Азот 1. Самым большим радиусом атома среди элементов V группы обладает  Мышьяк Азот Сурьма Висмут2. Количество электронов на внешнем уровне у элементов V группы Пять Шесть Семь Восемь3. Количество валентных электронов у элементов V группы (в основном состоянии) Один Три Два Четыре4. В промышленности аммиак получают Разложением гидроксида аммония Реакцией соединения между азотом и водородом Разложением нитрита аммония Разложением нитрата аммония5. Выберите формулу закиси азота (веселящего газа) NH3 NO2 N2O NOАзотная кислотаАзотная кислота является одной из самых сильных минеральных кислот, в концентрированном виде выделяет пары желтого цвета с резким запахом. За исключением золота и платины растворяет все металлы. Применяют азотную кислоту для получения красителей, удобрений, органических нитропродуктов, серной и фосфорной кислот. В результате ожога азотной кислотой образуется сухой струп желто-зеленого цвета.  Получение В промышленности азотную кислоту получают в результате окисления аммиака на платино-родиевых катализаторах. NH3 + O2 → (кат. Pt) NO + H2O NO + O2 → NO2 NO2 + H2O + O2 → HNO3 Чистая азотная кислота впервые была получена действием на селитру концентрированной серной кислоты: KNO3 + H2SO4(конц.) → KHSO4 + HNO3↑ Химические свойства Кислотные свойства Является одноосновной сильной кислотой, вступает в реакции с основными оксидами, основаниями. С солями реагирует при условии выпадения осадка, выделения газа или образования слабого электролита. CaO + HNO3 → Ca(NO3)2 + H2O HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O Na2CO3 + HNO3 → NaNO3 + H2O + CO2↑  Термическое разложение При нагревании азотная кислота распадается. На свету (hv) также происходит подобная реакция, поэтому азотную кислоту следует хранить в темном месте. HNO3 → (hv) NO2 + H2O + O2 Реакции с неметаллами Азотная кислота способна окислить все неметаллы, при этом, если кислота концентрированная, азот обычно восстанавливается до NO2, если разбавленная - до NO. HNO3(конц.) + C → CO2 + H2O + NO2 HNO3(конц.) + S → H2SO4 + NO2 + H2O HNO3(разб.) + S → H2SO4 + NO + H2O HNO3(конц.) + P → H3PO4 + NO2 + H2O Реакции с металлами В любой концентрации азотная кислота проявляет свойства окислителя, при этом азот восстанавливается до степени окисления от +5 до -3. На какой именно степени окисления остановится азот, зависит от активности металла и концентрации азотной кислоты. Для малоактивных металлов (стоящих в ряду напряжений после водорода) реакция с концентрированной азотной кислотой происходит с образованием нитрата и преимущественно NO2. Cu + HNO3(конц.) → Cu(NO3)2 + NO2 + H2O С разбавленной азотной кислотой газообразным продуктом преимущественно является NO. Cu + HNO3(разб.) → Cu(NO3)2 + NO + H2O В реакциях с металлами, стоящими левее водорода в ряду напряжений, возможны самые разные газообразные (и не газообразные) продукты: бурый газ NO2, NO, N2O, атмосферный газ N2, NH4NO3. Помните о закономерности: чем более разбавлена кислота и активен металл, тем сильнее восстанавливается азот. Ниже представлены реакции цинка с азотной кислотой в различных концентрациях. Zn + HNO3(70% - конц.) → Zn(NO3)2 + NO2 + H2O Zn + HNO3(35% - ср. конц.) → Zn(NO3)2 + NO + H2O Zn + HNO3(20% - разб.) → Zn(NO3)2 + N2O + H2O Zn + HNO3(10% - оч. разб.) → Zn(NO3)2 + N2 + H2O  Посмотрите на таблицу ниже, в которой также отражены изученные нами закономерности.  Концентрированная холодная азотная кислота пассивирует хром, железо, алюминий, никель, свинец и бериллий. Это происходит за счет оксидной пленки, которой покрыты данные металлы. Al + HNO3(конц.) ⇸ (реакция не идет) При нагревании или амальгамировании (покрытие ртутью) перечисленных металлов реакция с азотной кислотой идет, так как оксидная пленка на поверхности металлов разрушается. Al + HNO3 → (t) Al(NO3)3 + NO2 + H2O Соли азотной кислоты - нитраты NO3-Получение Получают нитраты в ходе реакции азотной кислоты с металлами, их оксидами и основаниями. Fe + HNO3(разб.) → Fe(NO3)2 + N2O + H2O В реакциях с оксидами и основаниями газообразный продукт обычно не выделяется. MgO + HNO3 → Mg(NO3)2 + H2O Cr(OH)3 + HNO3 → Cr(NO3)3 + H2O  Нитрат аммония получают реакция аммиака с азотной кислотой. NH3 + HNO3 → NH4NO3 Обратите внимание на следующую закономерность: концентрированная азотная кислота, как правило, окисляет железо и хром до +3. Разбавленная кислота - до +2. Fe + HNO3(разб.) → Fe(NO3)2 + N2O + H2O Fe + HNO3(конц.) → Fe(NO3)3 + NO + H2O Химические свойства Реакции с металлами, основаниями и кислотами Как и для всех солей, из нитратов можно вытеснить металл другим более активным. Соли реагируют с основаниями и кислотами, если в результате реакции выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода). Hg(NO3)2 + Mg → Mg(NO3)2 + Hg Pb(NO3)2 + LiOH → Pb(OH)2 + LiNO3 AgNO3 + KCl → AgCl↓ + KNO3  Ba(NO3)2 + Na2SO4 → BaSO4 + NaNO3 Разложение нитратов Нитраты разлагаются в зависимости от активности металла, входящего в их состав. Pb(NO3)2 → (t) PbO + NO2 + O2 NaNO3 → (t) NaNO2 + O2 Cu(NO3)2 → (t) CuO + NO2 + O2 PtNO3 → (t) Pt + NO2 + O2  Блиц-опрос по теме Азотная кислота 1. Холодная концентрированная кислота с алюминием Реагирует с выделением N2 Реагирует с выделением NO2 Не реагирует Реагирует с выделением NH4NO32. Реакция концентрированной азотной кислоты с малоактивными металлами сопровождается выделением газа N2 NO2 NH3 N2O3. Если в результате реакции активного металла с азотной кислотой выделилось твердое вещество, то речь идет о NH4NO3 NH3 N2 NO24. При разложении нитрата серебра выделяется Ag2O, NO2, O2 AgO, NO2, O2 Ag, NO2, O2 Ag, NO25. Ожоги кожи азотной кислотой внешне окрашены в ... цвет Зеленый Красный Черный Желтый |