Тема – 19: Подгруппа Азота. Характеристика подгруппы азота . Аммиак, его строение, свойства. Свойства фосфора и его важнейших соединений.

Студент должен:

Знать :

· Особенности строения атом подгруппы азота.

· Свойства, состав, получение и применение важнейших соединений.

Уметь :

· Характеризовать общие свойства элементов данной подгруппы.

· Составлять химические формулы водородных , кислородных соединений, кислот.

19.1. Общая характеристика главной подгруппы V группы.

Главную подгруппу V группы составляют р-элементы: азот N, фосфор Р, мышьяк As, сурьма Sb и висмут Bi. Атомы этих элементов имеют на внешнем энергетичес­ком уровне по 5 электронов, из которых два спаренных находятся на s-подуровне, а три неспаренных на р-подуровне.

Одинаковое строение внешнего электронного слоя ато­мов обусловливает ряд общих характеристик рассматри­ваемых элементов. Высшая степень окисления в соедине­ниях равна +5 (все 5 валентных электоонов смещаются к более электроотрицательным атомам); низшая степень окисления равна -3 (атомы могут смещать к себе от ме­нее электроотрицательных атомов недостающие до завер­шения октета 3 электрона). В связи с этим высшие окси­ды имеют общую формулу R205, а водородные соединения - RН3.Из промежуточных степеней окисления +3 яв­ляется общей для всех элементов.

Изменение свойств элементов по мере увеличения атом­ного радиуса (сверху вниз по подгруппе) происходит го­раздо более резко, чем в главных подгруппах VII и VI групп. Первые два элемента (азот и фосфор) являются типичными неметаллами, мышьяк уже проявляет при­знаки металличности, значительно усиливающиеся у сурь­мы и висмута, которые принадлежат к металлам. Эти различия проявляются как в свойствах простых веществ, образуемых элементами, так и в свойствах сложных ве­ществ, прежде всего оксидов и гидроксидов:

https://pandia.ru/text/80/201/images/image002_122.jpg" width="149" height="18">

19.2. Азот и его свойства Характеристика элемента

Азот - первый и наиболее важный элемент главной подгруппы V группы, неметалл семейства р-элементов. Заряд ядра атома +7 (равен порядковому номеру элемен­та в периодической системе). Семь электронов распреде­лены на двух энергетических уровнях; электронная фор­мула атома азота - ls22s22p3. Электронно-графическая фор­мула внешнего электронного слоя:

https://pandia.ru/text/80/201/images/image004_80.jpg" width="398" height="200 src=">

В природе основная часть азота находится в свободном состоянии (N2). Из неорганических соединений азота толь­ко натриевая селитра (нитрат натрия NaNOa) в виде пла­стов имеется на побережье Тихого океана в Чили.

19.2.1. Свободный азот. Физико-химические свойства и получение

Молекулы азота N2 состоят из двух атомов, связанных между собой тройной ковалентной неполярной связью:

https://pandia.ru/text/80/201/images/image006_76.jpg" width="188 height=59" height="59">

Нитриды в водных растворах подвергаются необрати­мому гидролизу, в результате которого выделяется ам­миак:

Взаимодействие азота с водородом происходит только при высокой температуре в присутствии катализатора:

Аммиак" href="/text/category/ammiak/" rel="bookmark">аммиака применяют давление до -1000 атмосфер (20-30 мПа).

Химические реакции, в которых азот выступал бы в качестве восстановителя, практически не осуществляют­ся.

19.2.3. Оксиды азота. Азотистая и азотная кислоты, их соли

Наиболее устойчивыми и важными в практическом отношении являются оксиды N0 и N02, поэтому их хи­мические свойства и способы получения будут рассмотре­ны подробнее.

Монооксид азота N0

Способы получения

1) При сильных электрических разрядах (т.е. при очень высокой температуре) образуется из молекулярных азота и кислорода. Реакцияобратима и эндотермичная:

2) В лаборатории получают при взаимодействии раз­бавленной азотной кислоты с не очень активными метал­лами, например, с медью:

19.2.4.Химические свойства

Являясь несолеобразующим оксидом, N0 не взаимо­действует с водой, кислотами, щелочами. Основные ре­акции монооксида азота - это окислительно-восстанови­тельные взаимодействия, причем он может окисляться под действием сильных окислителей, а в присутствии сильных восстановителей - восстанавливаться, т.е. обла­дает окислительно-восстановительной деятельностью.

N0 как восстановитель очень легко взаимодействует с кислородом воздуха:

https://pandia.ru/text/80/201/images/image013_34.jpg" width="186" height="44 src=">

Диоксид a з oma N 02

Способы получения

1. Взаимодействиие концентрированней азотной кис­лоты стяжелыми металлами, например:

2. Термическое разложение нитратов тяжелых метал­лов, напримео:

https://pandia.ru/text/80/201/images/image015_34.jpg">вещества (конц. H2S04):

В промышленности N02 получают каталитическим окислением аммиака с последующим окислением образу­ющегося монооксида N0 в диоксид.

Химические свойства

1. Диоксид азота является кислотным оксидом, но его взаимодействие с водой и щелочами происходит не со­всем обычно. Эти реакции являются окислительно-вос­становительными процессами, характер продуктов кото­рых зависит от наличия или отсутствия кислорода в ре­акционной системе.

В отсутствие кислорода происходит диспропорционирование N+4 в молекуле N02 (самоокисление - самовос­становление):

https://pandia.ru/text/80/201/images/image017_21.jpg" width="246" height="66 src=">

3. В широком интервале температур диоксид азота
находится в виде димеров - N204.

Азотистая кислота HN 02

N 02 существует только в виде водных растворов, ус­тойчивых ниже 0°С. При более высоких температурах кислота постепенно разлагается:

Азотистая кислота принадлежит к слабым кислотам, ее константа диссоциации невелика (К = 4,0 ■ 10 4):

https://pandia.ru/text/80/201/images/image019_19.jpg" width="394" height="97 src=">

Соли азотистой кислоты - нитриты. Это в большин­стве своем бесцветные кристаллические вещества, хоро­шо растворимые в воде (кроме AgN02).

Азотная кислота HN 03

Азотная кислота - одна из наиболее сильных кислот. В молекулах HN03 азот находится в своей высшей степе­ни окисления (+5), но его валентность равна IV.

Физические свойства

Азотная кислота в чистом состоянии без примеси воды - бесцветная, «дымящая» на воздухе жидкость с плотнос­тью 1,50 г/см3; Ткип =+83 °С ;Тпл =-41°С. При длитель­ном хранении и при нагревании она приобретает желтый оттенок вследствие выделения желто-бурового газа N02.

4HN03 = 4N02T + 02 + 2H20

С водой азотная кислота смешивается в любых соотно­шениях.

Химические свойства

I. HN 03 - сильная кислота

В водных растворах молекулы HNOa полностью диссо­циируют на ионы:

HN03 = Н+ + N03-

нитрат-анион

Проявляя свойства кислот, HN 03 взаимодействует с оксидами металлов, с основаниями и амфотерными гидроксидами,с солями более слабых кислот, с аммиаком!

II . HN 03 - сильный окислитель

Ярко выраженная окислительная способность явля­ется самым характерным химическим свойством азот­ной кислоты. Она окисляет почти все металлы, многие неметаллы и сложные вещества. Иногда при окислении выделяется так много теплоты, что окисляющееся веще­ство загорается.

При­веденная ниже схема в общих чертах описывает окисли­тельно-восстановительные процессы с участием азотной кислоты:

Взаимодействие HN 03 с металлами

1. Металлы средней активности (стоящие в ряду на­
пряжений после А1):

https://pandia.ru/text/80/201/images/image023_13.jpg" width="336" height="94 src=">

4. Fe, Cr, A1, «пассивируясь» в холодной концентри­рованной HN 03 , при нагревании медленно растворяются в азотной кислоте средней концентрации

Получение азотной кислоты

В настоящее время HN03 получают по следующей схеме:

https://pandia.ru/text/80/201/images/image025_12.jpg" width="367" height="92 src=">

В своих соединениях фосфор проявляет валентности, равные III и V; степени окисления (наиболее характер­ные): -3, 0, +3, +5. Относительная электроотрицатель­ность фосфора значительно ниже, чем у галогенов, кис­лорода, азота. Поэтому неметаллические свойства выра­жены более слабо и восстановительная активность пре­обладает над окислительной.

https://pandia.ru/text/80/201/images/image027_13.jpg" width="165 height=28" height="28">

Фосфор выделяется в виде паров, которые конденси­руют в приемнике под водой.

19.3.2. Химические свойства

В отличие от свободного азота N2, фосфор весьма хи­мически активен. Он непосредственно взаимодействует со многими простыми и сложными веществами, проявляя и восстановительную и окислительную активности.

Реакции, в которых фосфор выступает как восстано­витель, более многочисленны и протекают очень легко. При этом образуются соединения, содержащие фосфор в степени окисления +3 и +5.

Как окислитель (Р° + Зё -> Р-3), фосфор взаимодей­ствует непосредственно почти со всеми металлами, обра­зуя фосфиды. Фосфор, как окислитель, реагирует также с некоторы­ми более электроположительными неметаллами, напри­мер с мышьяком, кремнием. Но непосредственно с водо­родом фосфор не взаимодействует.

19.3.3. Фосфин РН3

Водородное соединение - РН3, гидрид фосфора, или фосфин (аналог аммиака NH3). Это бесцветный газ с чес­ночным запахом, малорастворим в воде, хорошо раство­рим в органических растворителях. Фосфин - очень ядо­витое вещество; он использовался как одно из первых боевых отравляющих веществ.

В отличие от аммиака, при непосредственном соедине­нии простых веществ фосфора и водорода фосфин не об­разуется ни при каких условиях. Его получают косвен­ным путем:

1) действием соляной кислоты на фосфиды металлов, например:

2) действием водных растворов щелочей на фосфор при нагревании:

4Р° + ЗКОН + ЗН20 = РН3Т + ЗКН^

3) при необратимом гидролизе водных растворов фос­фидов металлов:

Mg3P2 + 6Н20 = 2РН3Т + 3Mg (OH)2.

Фосфин в небольших количествах образуется в приро­де при гниении богатых фосфором органических соеди­нений.

По химическим свойствам фосфин в некоторой степе­ни напоминает аммиак, сочетая в себе слабые основные свойства и восстановительную способность.

Как восстановитель фосфин более активен по сравне­нию с аммиаком. Он легко окисляется кислородом воздуха:

https://pandia.ru/text/80/201/images/image029_11.jpg" width="195 height=45" height="45">

19.3.4.Оксиды фосфора и фосфорные кислоты

Наиболее устойчивыми являются кислородные соеди­нения, содержащие фосфор в степени окисления +5.

Оксид фосфора (III), или фосфорный ангидрид Р203

получают при медленном окислении фосфора, или когда фосфор сгорает при недостаточном доступе кислорода. Очень легко плавящиеся белые кристаллы (Тпл =23,8 °С) легко растворяются в воде и образуют фосфористые кис­лоты.

Оксид фосфора (V ), или фосфорный ангидрид Р205 -белый порошок без запаха. Он образуется при горении фосфора на воздухе или в кислороде в виде белой объеми­стой снегообразноймассы

Р205 - типичный кислотный оксид, проявляет все свойства этого типа соединений: взаимодействует с во­дой, основными оксидами, щелочами.

При взаимодействии с водой могут образоваться раз­личные кислоты:

Фосфорный ангидрид жадно соединяется с водой. На воздухе Р205 впитывает влагу и быстро превращается в расплывающуюся массу метафосфорной кислоты.

Окислительные свойства у Р205 не выражены, по­скольку высшая степень окисления (+5) является для фосфора очень устойчивой.

Фосфорная (ортофосфорная) кислота Н3Р04 - наибо­лее устойчивая и практически важная кислота, образуе­мая фосфором. В чистом виде это бесцветное кристалли­ческое вещество, плавящееся при температуре 42°С, очень хорошо растворимое в воде.

Фосфорная кислота является трехосновной кислотой средней силы.

Азот бесцветный и нетоксичный, без запаха и вкуса. Азот существует в природе как невоспламеняющийся газ при нормальных температурах и давлении. Этот газ (азот) несколько легче воздуха, поэтому его концентрация с высотой повышается. При охлаждении до точки кипения азот превращается в бесцветную жидкость, которая при определенных давлении и температуре становится твердым бесцветным кристаллическим веществом. Азот слаборастворим в воде и большинстве других жидкостей, является плохим проводником электричества и тепла.

Большинство использований азота объясняется его инертными свойствами. Однако при высоких давлениях и температурах азот реагирует с некоторыми активными металлами, например с литием и магнием, образуя нитриды, а также с некоторыми газами, такими как кислород и водород.

Основные факты об азоте: история открытия и основные свойства

Азот (N2) - одно из самых распространённых веществ на Земле. Из него на 75% состоит атмосфера нашей планеты, тогда как доля кислорода в ней составляет всего 22%.

Как ни странно, учёные долгое время не знали о существовании этого газа. Лишь в 1772 году английский химик Дэниэл Резерфорд описал его как «испорченный воздух», неспособный поддерживать горение, не вступающий в реакцию со щелочами и непригодный для дыхания. Само слово «азот » (от греческого - «безжизненный») предложил 15 лет спустя Антуан Лавуазье.

При нормальных условиях это газ, не имеющий цвета, запаха и вкуса, тяжелее воздуха и практически инертный. При температуре -195,8 °C он переходит в жидкое состояние; при -209,9 °C - кристаллизуется, напоминая снег.

Области применения азота

В настоящее время, азот нашел широкое применение во всех сферах человеческой деятельности.

Так, нефтегазовая промышленность использует его с целью регуляции уровня и давления в нефтяных скважинах, вытеснения кислорода из ёмкостей для хранения природного газа, продувки и тестирования трубопроводов. Химическая промышленность нуждается в нём для получения удобрений и синтеза аммиака, металлургия - для ряда технологических процессов. Благодаря тому, что азот вытесняет кислород , но не поддерживает горение, его применяют в пожаротушении. В пищевой промышленности упаковка продуктов в азотной атмосфере заменяет использование консервантов, препятствует окислению жиров и развитию микроорганизмов. Кроме того, это вещество используется в фармацевтике для получения различных препаратов и в лабораторной диагностике - для проведения ряда анализов.

Жидкий азот способен за считанные секунды заморозить всё, что угодно, без образования кристалликов льда. Поэтому медики применяют его в криотерапии для удаления отмерших клеток, а также в криосохранении сперматозоидов, яйцеклеток и образцов тканей.

Интересно, что:

• Мгновенное мороженое, приготовленное при помощи жидкого азота, изобрёл в 1998 году биолог Курт Джонс, дурачась с друзьями на кухне. Впоследствии он основал компанию по производству этого десерта, который пользуется спросом у американских сладкоежек.
• Мировая промышленность получает из земной атмосферы 1 млн тонн этого газа в год.
• Рука человека, погружённая в стакан с жидким азотом на 1-2 секунды, останется невредимой благодаря «перчатке» из пузырьков газа, который образуется при закипании жидкости в местах контакта с кожей.

Химические свойства азота

Из-за наличия прочной тройной связи молекулярный азот малоактивен, а соединения азота термически малоустойчивы и относительно легко разлагаются при нагревании с образованием свободного азота.

Взаимодействие с металлами

При обычных условиях молекулярный азот реагирует лишь с некоторыми сильными восстановителями, например, литием:

6Li + N 2 = 2Li 3 N.

Для образования нитрида магния из простых веществ требуется нагревание до 300 °С:

3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 .

Нитриды активных металлов представляют собой ионные соединения, которые гидролизуются водой с образованием аммиака.

Взаимодействие с кислородом

Только под действием электрического разряда азот реагирует с кислородом:

O 2 + N 2 = 2NO.

Взаимодействие с водородом

Реакция с водородом протекает при температуре порядка 400 °С и давлении 200 атм в присутствии катализатора – металлического железа:

3H 2 + N 2 = 2NH 3 .

Взаимодействие с другими неметаллами

При высоких температурах реагирует с другими неметаллами, например, с бором:

Азот непосредственно не взаимодействует с галогенами и серой, но галогениды и сульфиды могут быть получены косвенным путем. С водой, кислотами и щелочами азот не взаимодействует.

Нитриды - соединения азота с менее электроотрицательными элементами, например, с металлами (AlN;TiN x ;Na 3 N;Ca 3 N 2 ;Zn 3 N 2 ; и т. д.) и с рядом неметаллов (NH3,BN, Si3N4).

Строение.

В зависимости от типа химической связи между атомами нитриды подразделяются на ионные, ковалентные и ионно-ковалентно-металлические Атомы азота в нитридах могут принимать электроны менее электроотрицательного элемента, при этом образуя стабильную электронную конфигурацию s 2 p 6 или отдавать электрон партнеру с образованием устойчивой конфигурации sp 3

Получение

Нитриды ионного типа получаются при взаимодействии металлов с азотом при температурах 700-1200 °C. Другие нитриды можно получить взаимодействием металла с азотом или аммиаком или восстановлением оксидов, хлоридов металла углеродом в присутствии азота или аммиака при высоких температурах. Нитриды образуются также в плазме в дуговых, высокочастотных и сверхвысокочастотных плазмотронах. В последнем случае нитриды образуются как ультрадисперсные порошки с размером частиц 10-100 нм.

Химические свойства

Нитриды ионного типа легко разлагаются водой и кислотами, проявляя основные свойства:

Нагревание нитридов элементов V, VI и VIII групп приводит к их разложению с выделением азота, низших нитридов и твердых растворов азота в металлах. Нитриды бора, кремния, алюминия, индия, галлия и переходных металлов IV группы при нагревании в вакууме не разлагаются.

Окисление нитридов кислородом приводит к образованию оксидов металлов и азота. Взаимодействие нитридов с углеродом приводит к карбидам и карбонитридам.

14.Что Вы знаете о химических свойствах аммиака и его производных? В чем суть про­цес­са каталитического окисления аммиака?

· Благодаря наличию неподеленной электронной пары во многих реакциях аммиак выступает как основание Бренстеда или комплексообразователь (не следует путать понятия «нуклеофил» и «основание Бренстеда». Нуклеофильность определяется сродством к положительно заряженной частице. Основание имеет сродство к протону. Понятие «основание» является частным случаем понятия «нуклеофил»). Так, он присоединяет протон, образуя ион аммония:

Водный раствор аммиака («нашатырный спирт») имеет слабощелочную реакцию из-за протекания процесса:

K o =1,8·10 −5

Взаимодействуя с кислотами, даёт соответствующие соли аммония:

Аммиак также является очень слабой кислотой (в 10 000 000 000 раз более слабой, чем вода), способен образовывать с металлами соли - амиды. Соединения, содержащие ионы NH 2 − , называются амидами, а N 3− - нитридами. Амиды щелочных металлов получают, действуя на них аммиаком:

· При нагревании аммиак разлагается, проявляет восстановительные свойства. Так, он горит в атмосфере кислорода, образуя воду и азот. Окисление аммиака воздухом на платиновом катализаторе даёт оксиды азота, что используется в промышленности для получения азотной кислоты:

(реакция обратима)

(без катализатора, при повышенной температуре)

(в присутствии катализатора, при повышенной температуре)

На восстановительной способности NH 3 основано применение нашатыря NH 4 Cl для очистки поверхности металла от оксидов при их пайке:

Окисляя аммиак гипохлоритом натрия в присутствии желатина, получают гидразин:

· Галогены (хлор, йод) образуют с аммиаком опасные взрывчатые вещества - галогениды азота (хлористый азот, иодистый азот).

· С галогеноалканами аммиак вступает в реакцию нуклеофильного присоединения, образуя замещённый ион аммония (способ получения аминов):

(гидрохлорид метиламмония)

· С карбоновыми кислотами, их ангидридами, галогенангидридами, эфирами и другими производными даёт амиды. С альдегидами и кетонами - основания Шиффа, которые возможно восстановить до соответствующих аминов (восстановительное аминирование).

· При 1000 °C аммиак реагирует с углём, образуя синильную кислоту HCN и частично разлагаясь на азот и водород. Также он может реагировать с метаном, образуя ту же самую синильную кислоту:

Производные аммиака; . Амины по количеству содержащихся в их составе аммиачных остатков разделяются на одноатомные или моно-, двухатомные, или ди-, и многоатомные, или полиамины; так, известны, напр., C 2 H 5 NH 2 , C 2 H 4 (NH 2) 2 , CH(C 6 H 4 NH 2) 3 и т. п. По числу вступающих в частицу аммиака радикалов, а также и атомности последних амины разделяются на 1) первичные, в которых всегда присутствует одноатомный аммиачный остаток (NH 2), напр. метиламин CH 3 NH 2 , фениламин, или анилин, C 6 H 5 NH 2 , и т. д. 2) вторичные, происходящие замещением 2-х атомов водорода в аммиаке двумя одноатомными радикалами или одним двухатомным (в последнем случае амины называются иминами, см. это сл.), и для них - характерен двухатомный остаток (NH), напр. диметиламин NH(CH 3) 2 , метилэтиламин NH(CH 3)(C 2 H 5), метиланилин NH(C 6 H 5)(СН 3); пиперидин, или пентаметиленимин, C 5 H 10 =NH и т. д. 3)третичные, происходящие заменою всех трех атомов водорода в аммиаке тремя одноатомными радикалами, или двухатомным и одноатомным, или одним трехатомным, напр. триметиламинN(CH 3) 3 , диметиланилин C 6 H 5 N(CH 3) 2 , пропилпиперидин C 5 H 10 N(C 3 H 7), пиридин C 5 H 5 N и т. п. Все амины по своим химическим превращениям чрезвычайно напоминают аммиак; они способны присоединять элементы кислот, причем переходят в соли аммонийного типа, напр. (CH 3)NH 3 Cl, C 5 H 5 NHCl и проч.; простейшие из них, метил- и диметиламины, сходны с аммиаком даже по запаху и другим физическим свойствам

Каталитическое окисление аммиака является в настояще время основным методом получения азотной кислоты.

Способ относится к получению оксидов азота и переработке их в азотную кислоту. Сущность способа: процесс каталитического окисления молекулярного азота осуществляют под давлением, одинаковым со стадией абсорбции полученных оксидов азота водой, а энергию для эндотермического процесса каталитического окисления молекулярного азота подводят с потоком газов непосредственно в зону реакции. Процесс каталитического окисления молекулярного азота проводится при температурах ниже 1000 o C и при содержании окислителя в газовой фазе перед катализатором ниже 10 об.% паров HNO 3 + NO x и давлении в системе до 25 атм. Катализаторами окисления молекулярного азота используются сплавы платины с металлами платиновой группы или катализаторы на основе оксидов железа, кобальта, хрома, алюминия с промотирующими добавками тугоплавких металлов. Для образования потока газа с окислителем может быть использован не только атмосферный воздух, но и газовая смесь, получающаяся при отдуве продукционной кислоты. Технический результат - сокращение энергетических и капитальных затрат, а также упрощение технологической схемы производства азотной кислоты.

15.Расскажите об известных Вам аллотропных формах углерода. Что Вам известно об истории открытия фуллеренов?

Алмаз является одним из наиболее известных аллотропов углерода, чья твёрдость и высокая степеньрассеивания света делает его полезным в промышленном применении и в ювелирных изделиях. Алмаз -самый твёрдый известный природный минерал, что делает его отличным абразивом и позволяетиспользовать для шлифовки и полировки. В природной среде нет ни одного известного вещества, способногопоцарапать даже мельчайший фрагмент алмаза.

Рынок алмазов промышленного класса несколько отличен от рынков других драгоценных камней.Используемые в промышленности алмазы ценятся главным образом за их твёрдость и теплопроводность, из-за чего другие геммологические характеристики алмазов, в том числе чистота и цвет, по большей частиизлишни

Каждый атом углерода в алмазе ковалентен с четырьмя другими атомами углерода в тетраэдре. Этитетраэдры вместе образуют трёхмерную сеть из слоёв шестичленных колец атомов. Эта устойчивая сетьковалентных связей и трёхмерное распределение связей является причиной такой твёрдости алмазов.

Графит

Графит (назван Абрахамом Готтлобом Вернером в 1789 г, (с греческого графен - «тянуть/писать»,использовался в карандашах) - один из самых обычных аллотропов углерода. Характеризуетсягексагональной слоистой структурой. Встречается в природе. Твердость по шкале Мооса 1. Его плотность -2.3, она меньше чем у алмаза. Приблизительно при 700 °C горит в кислороде, образовывая углекислый газ.По химической активности более реакционен чем алмаз. Это связано с проникновением реагентов междугексагональными слоями атомов углерода в графите. Не взаимодействует с обычными растворителями,кислотами или расплавленными щелочами. Однако, хромовая кислота окисляет его до углекислого газа.Получают нагреванием смеси пека и кокса при 2800 °C; из газообразных углеводородов при 1400-1500 °Cпри пониженных давлениях с последующим нагреванием образовавшегося пироуглерода при 2500−3000 °Cи давлении около 50 МПа с образованием пирографита. В отличие от алмаза, графит обладаетэлектропроводностью и широко применяется в электротехнике. Графит является самой устойчивой формойуглерода при стандартных условиях

В отличие от алмаза, в котором все четыре внешних электрона каждогоатома углерода "локализованы" между атомами в ковалентной связи, в графите, каждый атом связанковалентной связью только с 3 из его 4 внешних электронов. Поэтому каждый атом углерода вносит одинэлектрон в делокализованную систему электронов. Эти электроны находятся в зоне проводимости. Однакоэлектропроводность графита ориентирована по поверхности слоев. Поэтому графит проводит электричествопо плоскости слоя атомов углерода, но не проводит в направлении под прямым углом к плоскости.

16.Что Вам известно о физико-химических свойствах углекислого газа (CO 2) ? Расскажите о ро­ли углекислого газа и карбонатов в процессах, протекающих в природе

Характеристика азота

• Азот -элемент пятой группы, главной подгруппы, второго периода переодической системы химических элементов Д.И. Менделеева, с атомным номером 7. Обозначается символом N (лат. Nitrogenium ).

1 s 2 s 2 р

Азот – бесцветный газ, без запаха и вкуса. В воде растворяется хуже кислорода.

Атом азота может иметь степень окисления +1; +2; +3; +4 , могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

ИСТОРИЯ ОТКРЫТИЯ

В 1777 году Генри Кавендиш провёл следующий опыт: он многократно пропускал воздух над раскалённым углём, затем обрабатывал его щёлочью, в результате получался остаток, который Кавендиш назвал удушливым (или мефитическим) воздухом. С позиций современной химии ясно, что в реакции с раскалённым углём кислород воздуха связывался в углекислый газ, который затем реагировал со щёлочью. При этом остаток газа представлял собой по большей части азот. Таким образом, Кавендиш выделил азот, но не сумел понять, что это новое простое вещество (химический элемент). В том же году Кавендиш сообщил об этом опыте Джозефу Пристли.

Пристли в это время проводил серию экспериментов, в которых также связывал кислород воздуха и удалял полученный углекислый газ, то есть также получал азот, однако, будучи сторонником господствующей в те времена теории флогистона, совершенно неверно истолковал полученные результаты (по его мнению, процесс был противоположным - не кислород удалялся из газовой смеси, а наоборот, в результате обжига воздух насыщался флогистоном; оставшийся воздух (азот) он и назвал насыщенным флогистоном, то есть флогистированным). Очевидно, что и Пристли, хотя и смог выделить азот, не сумел понять сути своего открытия, поэтому и не считается первооткрывателем азота.

Одновременно схожие эксперименты с тем же результатом проводил и Карл Шееле.

В 1772 году азот как простое вещество описал Даниэль Резерфорд, он опубликовал магистерскую диссертацию, где указал основные свойства азота (не реагирует со щелочами, не поддерживает горения, непригоден для дыхания). Именно Даниэль Резерфорд и считается первооткрывателем азота.

В дальнейшем азот был изучен Генри Кавендишем (интересен тот факт, что он сумел связать азот с кислородом при помощи разрядов электрического тока, а после поглощения оксидов азота в остатке получил небольшое количество газа, абсолютно инертного, хотя, как и в случае с азотом, не смог понять, что выделил новые химические элементы - инертные газы). Однако и Резерфорд был сторонником флогистонной теории, поэтому также не смог понять, что же он выделил. Таким образом, чётко определить первооткрывателя азота невозможно.

ПОЛУЧЕНИЕ АЗОТА

В лабораториях его можно получать по реакции разложения нитрита аммония:

NH4NO2 → N2 + 2H2O

Реакция экзотермическая, идёт с выделением 80 ккал (335 кДж), поэтому требуется охлаждение сосуда при её протекании (хотя для начала реакции требуется нагревание нитрита аммония).

Практически эту реакцию выполняют, добавляя по каплям насыщенный раствор нитрита натрия в нагретый насыщенный раствор сульфата аммония, при этом образующийся в результате обменной реакции нитрит аммония мгновенно разлагается.

Выделяющийся при этом газ загрязнён аммиаком, оксидом азота и кислородом, от которых его очищают, последовательно пропуская через растворы серной кислоты, сульфата железа (II) и над раскалённой медью. Затем азот осушают.

• Ещё один лабораторный способ получения азота - нагревание смеси дихромата калия и сульфата аммония (в соотношении 2:1 по массе). Реакция идёт по уравнениям:

K2Cr2O7 + (NH4)2SO4 = (NH4)2Cr2O7 + K2SO4

(NH4)2Cr2O7 →(t) Cr2O3 + N2 + 4H2O

• Самый чистый азот можно получить разложением азидов металлов:

2NaN3 →(t) 2Na + 3N2

• Так называемый «воздушный», или «атмосферный» азот, то есть смесь азота с благородными газами, получают путём реакции воздуха с раскалённым коксом:

O2+ 4N2 + 2C → 2CO + 4N2

При этом получается так называемый «генераторный», или «воздушный», газ - сырьё для химических синтезов и топливо. При необходимости из него можно выделить азот, поглотив монооксид углерода.

• Молекулярный азот в промышленности получают фракционной перегонкой жидкого воздуха. Этим методом можно получить и «атмосферный азот». Также широко применяются азотные установки, в которых используется метод адсорбционного и мембранного газоразделения.

• Один из лабораторных способов - пропускание аммиака над оксидом меди (II) при температуре ~700 °C:

2NH3 + 3CuO → N2 + 3H2O + 3Cu

Аммиак берут из его насыщенного раствора при нагревании. Количество CuO в 2 раза больше расчётного. Непосредственно перед применением азот очищают от примеси кислорода и аммиака пропусканием над медью и её оксидом (II), затем сушат концентрированной серной кислотой и сухой щёлочью. Процесс происходит довольно медленно, но он того стоит: газ получается весьма чистый.

СВОЙСТВА АЗОТА

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

• Вследствие большой прочности молекулы азота многие его соединения эндотермичны, энтальпия их образования отрицательна, а соединения азота термически малоустойчивы и довольно легко разлагаются при нагревании. Именно поэтому азот на Земле находится по большей части в свободном состоянии.

• Ввиду своей значительной инертности азот при обычных условиях реагирует только с литием:

• при нагревании он реагирует с некоторыми другими металлами и неметаллами, также образуя нитриды:

6Li + N2 → 2Li3N,

3Mg + N2 → Mg3N2,

2B + N2 →2BN,

Промышленное связывание атмосферного азота

Соединения азота чрезвычайно широко используются в химии, невозможно даже перечислить все области, где находят применение вещества, содержащие азот: это индустрия удобрений, взрывчатых веществ, красителей, медикаментов и проч. Хотя колоссальные количества азота доступны в прямом смысле слова «из воздуха», из-за описанной выше прочности молекулы азота N2 долгое время оставалась нерешённой задача получения соединений, содержащих азот, из воздуха; большая часть соединений азота добывалась из его минералов, таких, как чилийская селитра. Однако сокращение запасов этих полезных ископаемых, а также рост потребности в соединениях азота заставил форсировать работы по промышленному связыванию атмосферного азота.

• Наиболее распространён аммиачный способ связывания атмосферного азота. Обратимая реакция синтеза аммиака:

3H2 + N2 ↔ 2NH3

экзотермическая (тепловой эффект 92 кДж) и идёт с уменьшением объёма, поэтому для сдвига равновесия вправо в соответствии с принципом Ле Шателье - Брауна необходимо охлаждение смеси и высокие давления. Однако с кинетической точки зрения снижение температуры невыгодно, так как при этом сильно снижается скорость реакции - уже при 700 °C скорость реакции слишком мала для её практического использования.

В таких случаях используется катализ, так как подходящий катализатор позволяет увеличить скорость реакции без сдвига равновесия. В процессе поиска подходящего катализатора было испробовано около двадцати тысяч различных соединений. По совокупности свойств (каталитическая активность, стойкость к отравлению, дешевизна) наибольшее применение получил катализатор на основе металлического железа с примесями оксидов алюминия и калия. Процесс ведут при температуре 400-600 °C и давлениях 10-1000 атмосфер.

Следует отметить, что при давлениях выше 2000 атмосфер синтез аммиака из смеси водорода и азота идёт с высокой скоростью и без катализатора. Например, при 850 °C и 4500 атмосфер выход продукта составляет 97 %.

• Существует и ещё один, менее распространённый способ промышленного связывания атмосферного азота - цианамидный метод, основанный на реакции карбида кальция с азотом при 1000 °C. Реакция происходит по уравнению:

CaC2 + N2 → CaCN2 + C.

Реакция экзотермична, её тепловой эффект 293 кДж.

Ежегодно из атмосферы Земли промышленным путём отбирается примерно 1×106 т азота.

• Взаимодействие оксида азота с кислородом:

2NO + O2 2NO2

ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

АЗОТ В ПРИРОДЕ

КРУГОВОРОТ АЗОТА В ПРИРОДЕ

Фиксация атмосферного азота в природе происходит по двум основным направлениям - абиогенному и биогенному. Первый путь включает главным образом реакции азота с кислородом. Так как азот химически весьма инертен, для окисления требуются большие количества энергии (высокие температуры). Эти условия достигаются при разрядах молний, когда температура достигает 25000 °C и более. При этом происходит образование различных оксидов азота. Существует также вероятность, что абиотическая фиксация происходит в результате фотокаталитических реакций на поверхности полупроводников или широкополосных диэлектриков (песок пустынь).

Azotobacter и Clostridium Rhizobium , цианобактерии Anabaena , Nostoc

Однако основная часть молекулярного азота (около 1,4×108 т/год) фиксируется биотическим путём. Долгое время считалось, что связывать молекулярный азот могут только небольшое количество видов микроорганизмов (хотя и широко распространённых на поверхности Земли): бактерии Azotobacter и Clostridium , клубеньковые бактерии бобовых растений Rhizobium , цианобактерии Anabaena , Nostoc и др. Сейчас известно, что этой способностью обладают многие другие организмы в воде и почве, например, актиномицеты в клубнях ольхи и других деревьев (всего 160 видов). Все они превращают молекулярный азот в соединения аммония (NH4+). Этот процесс требует значительных затрат энергии (для фиксации 1 г атмосферного азота бактерии в клубеньках бобовых расходуют порядка 167,5 кДж, то есть окисляют примерно 10 г глюкозы). Таким образом, видна взаимная польза от симбиоза растений и азотфиксирующих бактерий - первые предоставляют вторым «место для проживания» и снабжают полученным в результате фотосинтеза «топливом» - глюкозой, вторые обеспечивают необходимый растениям азот в усваиваемой ими форме.

Азот, включённый в ткани растений и животных, после их гибели подвергается аммонификации (разложению содержащих азот сложных соединений с выделением аммиака и ионов аммония) и денитрификации то есть выделению атомарного азота, а также его оксидов. Эти процессы целиком происходят благодаря деятельности микроорганизмов в аэробных и анаэробных условиях.

В отсутствие деятельности человека процессы связывания азота и нитрификации практически полностью уравновешены противоположными реакциями денитрификации. Часть азота поступает в атмосферу из мантии с извержениями вулканов, часть прочно фиксируется в почвах и глинистых минералах, кроме того, постоянно идёт утечка азота из верхних слоёв атмосферы в межпланетное пространство.

БИОЛОГИЧЕСКАЯ РОЛЬ

Азот является элементом, необходимым для существования животных и растений, он входит в состав белков (16-18 % по массе), аминокислот, нуклеиновых кислот, нуклеопротеидов, хлорофилла, гемоглобина и др. В составе живых клеток по числу атомов азота около 2 %, по массовой доле - около 2,5 % (четвёртое место после водорода, углерода и кислорода). В связи с этим значительное количество связанного азота содержится в живых организмах, «мёртвой органике» и дисперсном веществе морей и океанов. Это количество оценивается примерно в 1,9×1011 т. В результате процессов гниения и разложения азотсодержащей органики, при условии благоприятных факторов окружающей среды, могут образоваться природные залежи полезных ископаемых, содержащие азот, например, «чилийская селитра» (нитрат натрия с примесями других соединений), норвежская, индийская селитры.

РАСПРОСТРАНЕННОСТЬ

Вне пределов Земли азот обнаружен в газовых туманностях, солнечной атмосфере, на Уране, Нептуне, межзвёздном пространстве и др. Азот - четвёртый по распространённости элемент Солнечной системы (после водорода, гелия и кислорода).

Азот, в форме двухатомных молекул N2 составляет большую часть атмосферы, где его содержание составляет 75,6 % (по массе) или 78,084 % (по объёму), то есть около 3,87×1015 т.

Содержание азота в земной коре, по данным разных авторов, составляет (0,7-1,5)×1015 т (причём в гумусе - порядка 6×1010 т), а в мантии Земли - 1,3×1016 т. Такое соотношение масс заставляет предположить, что главным источником азота служит верхняя часть мантии, откуда он поступает в другие оболочки Земли с извержениями вулканов.

Масса растворённого в гидросфере азота, учитывая, что одновременно происходят процессы растворения азота атмосферы в воде и выделения его в атмосферу, составляет около 2×1013 т, кроме того примерно 7×1011 т азота содержатся в гидросфере в виде соединений.

Токсикология азота и его соединений

Сам по себе атмосферный азот достаточно инертен, чтобы оказывать непосредственное влияние на организм человека и млекопитающих. Тем не менее, при повышенном давлении он вызывает наркоз, опьянение или удушье (при недостатке кислорода); при быстром снижении давления азот вызывает кессонную болезнь.

Многие соединения азота очень активны и нередко токсичны.

ПРИМЕНЕНИЕ АЗОТА

Слабокипящий жидкий азот металлическом стакане.

Жидкий азот применяется как хладагент и для криотерапии.

Промышленные применения газообразного азота обусловлены его инертными свойствами. Газообразный азот пожаро- и взрывобезопасен, препятствует окислению, гниению. В нефтехимии азот применяется для продувки резервуаров и трубопроводов, проверки работы трубопроводов под давлением, увеличения выработки месторождений. В горнодобывающем деле азот может использоваться для создания в шахтах взрывобезопасной среды, для распирания пластов породы

В производстве электроники азот применяется для продувки областей, не допускающих наличия окисляющего кислорода. Если в процессе, традиционно проходящем с использованием воздуха, окисление или гниение являются негативными факторами - азот может успешно заместить воздух.

Важной областью применения азота является его использование для дальнейшего синтеза самых разнообразных соединений, содержащих азот, таких, как аммиак, азотные удобрения, взрывчатые вещества, красители и т. п. Большие количества азота используются в коксовом производстве («сухое тушение кокса») при выгрузке кокса из коксовых батарей, а также для «передавливания» топлива в ракетах из баков в насосы или двигатели.

В пищевой промышленности азот зарегистрирован в качестве пищевой добавки E941 , как газовая среда для упаковки и хранения, хладагент, а жидкий азот применяется при разливе масел и негазированных напитков для создания избыточного давления и инертной среды в мягкой таре.

Литр жидкого азота, испаряясь и нагреваясь до 20 °C, образует примерно 700 литров газа. По этой причине жидкий азот хранят в специальных сосудах Дьюара с вакуумной изоляцией открытого типа или криогенных ёмкостях под давлением. На этом же факте основан принцип тушения пожаров жидким азотом. Испаряясь, азот вытесняет кислород, необходимый для горения, и пожар прекращается. Так как азот, в отличие от воды, пены или порошка, просто испаряется и выветривается, азотное пожаротушение - самый эффективный с точки зрения сохранности ценностей механизм тушения пожаров.

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

История открытия химического элемента

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

В результате опыта первым выделил химический элемент, но так и не понял, что он получил простое вещество. О своем опыте он сообщил который тоже проделывал ряд исследований. Вероятно, Пристли тоже удалось выделить этот элемент, но ученый не смог понять, что именно он получил, поэтому не заслужил звание первооткрывателя. Карл Шееле одновременно с ними проводил те же исследования, но не пришел к нужному выводу.

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

Происхождение названия азота

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

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

Распространенность элемента

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

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

Жидкий азот

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

Жидкий азот не токсичен, а также не взрывоопасен.

Молекулярный азот

Молекулярный азот - это элемент, который содержится в атмосфере нашей планеты и образует большую ее часть. Формула молекулярного азота - N 2 . Такой азот вступает в реакции с другими химическими элементами или веществами только при очень высокой температуре.

Физические свойства

При нормальных условиях химический элемент азот - который не имеет запаха, цвета, а также практически не растворим в воде. Азот жидкий по своей консистенции напоминает воду, такой же прозрачный и бесцветный. У азота есть еще одно агрегатное состояние, при температуре ниже -210 градусов он превращается в твердое тело, образует много больших белоснежных кристаллов. Поглощает кислород из воздуха.

Химические свойства

Азот относится к группе неметаллов и перенимает свойства у других химических элементов из этой группы. Как правило, неметаллы не являются хорошими проводниками электричества. Азот образует различные оксиды, например NO (моноокисид). NO или окись азота является мышечным релаксантом (вещество, которое значительно расслабляет мускулатуру и при этом не оказывает никакого вреда и иных влияний на организм человека). Оксиды, где содержится больше атомов азота, например N 2 O - это веселящий газ, чуть-чуть сладковатый на вкус, который используется в медицине как анестезирующее средство. Однако уже оксид NO 2 не имеет никакого отношения к первым двум, ведь это довольно вредный выхлопной газ, который содержится в выхлопах автомобилей и серьезно загрязняет атмосферу.

Азотная кислота, которую образуют атомы водорода, азота и три атома кислорода, является сильной кислотой. Ее широко используют в производстве удобрений, в ювелирном деле, органическом синтезе, военной промышленности (производство взрывчатых веществ, и синтеза отравляющих веществ), производстве красителей, лекарств и др. Азотная кислота очень вредна для организма человека, на коже оставляет язвы и химические ожоги.

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

Применение химического элемента

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

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

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

В пищевой промышленности это вещество зарегистрировано как пищевая добавка.

Смесь или чистое вещество?

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

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

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

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