Азот. Химия азота и его соединений
Положение в периодической системе химических элементов
Азот расположен в главной подгруппе V группы (или в 15 группе в современной форме ПСХЭ) и во втором периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.
Электронное строение азота
Электронная конфигурация азота в основном состоянии :
Атом азота содержит на внешнем энергетическом уровне 3 неспаренных электрона и одну неподеленную электронную пару в основном энергетическом состоянии. Следовательно, атом азота может образовать 3 связи по обменному механизму и 1 связь по донорно-акцепторному механизму. Таким образом, максимальная валентность азота в соединениях равна IV. Также характерная валентность азота в соединениях — III.
Степени окисления атома азота – от -3 до +5. Характерные степени окисления азота -3, 0, +1, +2, +3, +4, +5.
Физические свойства и нахождение в природе
Азот в природе существует в виде простого вещества газа N2. Нет цвета, запаха и вкуса. Молекула N2 неполярная, следовательно, в воде азот практически нерастворим.
Азот – это основной компонент воздуха (79% по массе). В земной коре азот встречается в основном в виде нитратов. Входит в состав белков, аминокислот и нуклеиновых кислот в живых организмах.
Строение молекулы
Связь между атомами в молекуле азота – тройная, т.к. у каждого атома в молекуле по 3 неспаренных электрона. Одна σ-связь (сигма-связь) и две — π-связи.
Структурная формула молекулы азота:
Структурно-графическая формула молекулы азота: N≡N.
Схема перекрывания электронных облаков при образовании молекулы азота:
Соединения азота
Типичные соединения азота:
Степень окисления | Типичные соединения |
+5 | оксид азота (V) N2O5 азотная кислота HNO3 нитраты MeNO3 |
+4 | оксид азота (IV) NO2 |
+3 | оксид азота (III) нитриты MeNO2 |
+2 | оксид азота (II) NO |
+1 | оксид азота (I) |
-3 | аммиак NH3 нитриды металлов MeN бинарные соединения азота с неметаллами |
Способы получения азота
1. Азот в лаборатории получают при взаимодействии насыщенных растворов хлорида аммония и нитрита натрия. Образующийся в результате реакции обмена нитрит аммония легко разлагается с образованием азота и воды. В колбу наливают раствор хлорида аммония, а капельную воронку раствор нитрита натрия. При приливании нитрита натрия в колбу начинается выделение азота. Собирают выделяющийся азот в цилиндр. Горящая лучинка в атмосфере азота гаснет.
Суммарное уравнение процесса:
Видеоопыт взаимодействия нитрита натрия с хлоридом аммония можно посмотреть здесь.
Азот также образуется при горении аммиака:
2. Наиболее чистый азот получают разложением азидов щелочных металлов.
Например , разложением азида натрия:
3. Еще один лабораторный способ получения азота — восстановление оксида меди (II) аммиаком при температуре
3CuO + 2NH3 → 3Cu + N2 + 3H2O
В промышленности азот получают, буквально, из воздуха. При промышленном производстве очень важно, чтобы сырье было дешевым и доступным. Воздуха много и он пока бесплатный.
Используются различные способы выделения азота из воздуха — адсорбционная технология, мембранная и криогенная технологии.
Адсорбционные методы разделения воздуха на компоненты основаны на разделения газовых сред в азотных установках лежит явление связывания твёрдым веществом, называемым адсорбентом, отдельных компонентов газовой смеси.
Основным принципом работы мембранных систем является разница в скорости проникновения компонентов газа через вещество мембраны. Движущей силой разделения газов является разница парциальных давлений на различных сторонах мембраны.
В основе работы криогенных установок разделения воздуха лежит метод разделения газовых смеси, основанный на разности температур кипения компонентов воздуха и различии составов находящихся в равновесии жидких и паровых смесей.
Химические свойства азота
При нормальных условиях азот химически малоактивен.
1. Азот проявляет свойства окислителя (с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя (с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому азот реагирует с металлами и неметаллами .
1.1. Молекулярный азот при обычных условиях с кислородом не реагирует. Реагирует с кислородом только при высокой температуре (2000 о С), на электрической дуге (в природе – во время грозы) :
Процесс эндотермический, т.е. протекает с поглощением теплоты.
1.2. При сильном нагревании (3000 о С-5000 о С или действие электрического разряда) образуется атомарный азот, который реагирует с серой , фосфором, мышьяком, углеродом с образованием бинарных соединений:
2С + N2 → N≡C–C≡N
Молекулярный азот, таким образом, не реагирует с серой , фосфором, мышьяком, углеродом.
1.3. Азот взаимодействует с водородом при высоком давлении и высокой температуре, в присутствии катализатора. При этом образуется аммиак:
Этот процесс экзотермический, т.е. протекает с выделением теплоты.
1.4. Азот реагирует с активными металлами : с литием при комнатной температуре, кальцием, натрием и магнием при нагревании. При этом образуются бинарные соединения-нитриды.
Например , литий реагирует с азотом с образованием нитрида лития:
2. Со сложными веществами азот практически не реагирует из-за крайне низкой реакционной способности.
Взаимодействие возможно только в жестких условиях с активными веществами, например, сильными восстановителями.
Например , азот окисляет гидрид лития:
Аммиак
Строение молекулы и физические свойства
В молекуле аммиака NH3 атом азота соединен тремя одинарными ковалентными полярными связями с атомами водорода:
Геометрическая форма молекулы аммиака — правильная треугольная пирамида. Валентный угол H-N-H составляет 107,3 о :
У атома азота в аммиаке на внешнем энергетическом уровне остается одна неподеленная электронная пара. Эта электронная пара оказывает значительное влиение на свойства аммиака, а также на его структуру. Электронная структура аммиака — тетраэдр , с атомом азота в центре:
Аммиак – бесцветный газ с резким характерным запахом. Ядовит. Весит меньше воздуха. Связь N-H — сильно полярная, поэтому между молекулами аммиака в жидкой фазе возникают водородные связи. При этом аммиак очень хорошо растворим в воде, т.к. молекулы аммиака образуют водородные связи с молекулами воды.
Способы получения аммиака
В лаборатории аммиак получают при взаимодействии солей аммония с щелочами. Поск
ольку аммиак очень хорошо растворим в воде, для получения чистого аммиака используют твердые вещества.
Например , аммиак можно получить нагреванием смеси хлорида аммония и гидроксида кальция. При нагревании смеси происходит образование соли, аммиака и воды:
Тщательно растирают ступкой смесь соли и основания и нагревают смесь. Выделяющийся газ собирают в пробирку (аммиак — легкий газ и пробирку нужно перевернуть вверх дном). Влажная лакмусовая бумажка синеет в присутствии аммиака.
Видеоопыт получения аммиака из хлорида аммония и гидроксида кальция можно посмотреть здесь.
Еще один лабораторный способ получения аммиака – гидролиз нитридов.
Например , гидролиз нитрида кальция:
В промышленности аммиак получают с помощью процесса Габера: прямым синтезом из водорода и азота.
Процесс проводят при температуре 500-550 о С и в присутствии катализатора. Для синтеза аммиака применяют давления 15-30 МПа. В качестве катализатора используют губчатое железо с добавками оксидов алюминия, калия, кальция, кремния. Для полного использования исходных веществ применяют метод циркуляции непровзаимодействовавших реагентов: не вступившие в реакцию азот и водород вновь возвращают в реактор.
Более подробно про технологию производства аммиака можно прочитать здесь.
Химические свойства аммиака
1. В водном растворе аммиак проявляет основные свойства (за счет неподеленной электронной пары). Принимая протон (ион H + ), он превращается в ион аммония. Реакция может протекать и в водном растворе, и в газовой фазе:
Таким образом, среда водного раствора аммиака – щелочная. Однако аммиак – слабое основание . При 20 градусах один объем воды поглощает до 700 объемов аммиака.
Видеоопыт растворения аммиака в воде можно посмотреть здесь.
2. Как основание, аммиак взаимодействует с кислотами в растворе и в газовой фазе с образованием солей аммония.
Например , аммиак реагирует с серной кислотой с образованием либо кислой соли – гидросульфата аммония (при избытке кислоты), либо средней соли – сульфата аммония (при избытке аммиака):
Еще один пример : аммиак взаимодействует с водным раствором углекислого газа с образованием карбонатов или гидрокарбонатов аммония:
Видеоопыт взаимодействия аммиака с концентрированными кислотами – азотной, серной и и соляной можно посмотреть здесь.
В газовой фазе аммиак реагирует с летучим хлороводородом. При этом образуется густой белый дым – это выделяется хлорид аммония.
NH3 + HCl → NH4Cl
Видеоопыт взаимодействия аммиака с хлороводородом в газовой фазе (дым без огня) можно посмотреть здесь.
3. В качестве основания, водный раствор аммиака реагирует с растворами солей тяжелых металлов , образуя нерастворимые гидроксиды.
Например , водный раствор аммиака реагирует с сульфатом железа (II) с образованием сульфата аммония и гидроксида железа (II):
4. Соли и гидроксиды меди, никеля, серебра растворяются в избытке аммиака, образуя комплексные соединения – амминокомплексы.
Например , хлорид меди (II) реагирует с избытком аммиака с образованием хлорида тетрамминомеди (II):
Гидроксид меди (II) растворяется в избытке аммиака:
5. Аммиак горит на воздухе , образуя азот и воду:
Если реакцию проводить в присутствии катализатора (Pt), то азот окисляется до NO:
6. За счет атомов водорода в степени окисления +1 аммиак может выступать в роли окислителя , например в реакциях с щелочными, щелочноземельными металлами, магнием и алюминием . С металлами реагирует только жидкий аммиак.
Например , жидкий аммиак реагирует с натрием с образованием амида натрия:
Также возможно образование Na2NH, Na3N.
При взаимодействии аммиака с алюминием образуется нитрид алюминия:
2NH3 + 2Al → 2AlN + 3H2
7. За счет азота в степени окисления -3 аммиак проявляет восстановительные свойства. Может взаимодействовать с сильными окислителями — хлором, бромом, пероксидом водорода, пероксидами и оксидами некоторых металлов. При этом азот окисляется, как правило, до простого вещества.
Например , аммиак окисляется хлором до молекулярного азота:
Пероксид водорода также окисляет аммиак до азота:
Оксиды металлов , которые в электрохимическом ряду напряжений металлов расположены справа — сильные окислители. Поэтому они также окисляют аммиак до азота.
Например , оксид меди (II) окисляет аммиак:
2NH3 + 3CuO → 3Cu + N2 + 3H2O
Соли аммония
Соли аммония – это соли, состоящие из катиона аммония и аниона кислотного остатка .
Способы получения солей аммония
1. Соли аммония можно получить взаимодействием аммиака с кислотами . Реакции подробно описаны выше.
2. Соли аммония также получают в обменных реакциях между солями аммония и другими солями.
Например , хлорид аммония реагирует с нитратом серебра:
3. Средние соли аммония можно получить из кислых солей аммония . При добавлении аммиака кислая соль переходит в среднюю.
Например , гидрокарбонат аммония реагирует с аммиаком с образованием карбоната аммония:
Химические свойства солей аммония
1. Все соли аммония – сильные электролиты , почти полностью диссоциируют на ионы в водных растворах:
NH4Cl ⇄ NH4 + + Cl –
2. Соли аммония проявляют свойства обычных растворимых солей –вступают в реакции обмена с щелочами, кислотами и растворимыми солями , если в продуктах образуется газ, осадок или образуется слабый электролит.
Например , карбонат аммония реагирует с соляной кислотой. При этом выделяется углекислый газ:
Соли аммония реагируют с щелочами с образованием аммиака.
Например , хлорид аммония реагирует с гидроксидом калия:
NH4Cl + KOH → KCl + NH3 + H2O
Взаимодействие с щелочами — качественная реакция на ионы аммония. Выделяющийся аммиак можно обнаружить по характерному резкому запаху и посинению лакмусовой бумажки.
3. Соли аммония подвергаются гидролизу по катиону , т.к. гидроксид аммония — слабое основание:
4. При нагревании соли аммония разлагаются . При этом если соль не содержит анион-окислителя, то разложение проходит без изменения степени окисления атома азота. Так разлагаются хлорид, карбонат, сульфат, сульфид и фосфат аммония:
Если соль содержит анион-окислитель, то разложение сопровождается изменением степени окисления атома азота иона аммония. Так протекает разложение нитрата, нитрита и дихромата аммония:
При температуре 250 – 300°C:
При температуре выше 300°C:
Разложение бихромата аммония («вулканчик»). Оранжевые кристаллы дихромата аммония под действием горящей лучинки бурно реагируют. Дихромат аммония – особенная соль, в ее составе – окислитель и восстановитель. Поэтому «внутри» этой соли может пройти окислительно-восстановительная реакция (внутримолекулярная ОВР):
Окислитель – хром (VI) превращается в хром (III), образуется зеленый оксид хрома. Восстановитель – азот, входящий в состав иона аммония, превращается в газообразный азот. Итак, дихромат аммония превращается в зеленый оксид хрома, газообразный азот и воду. Реакция начинается от горящей лучинки, но не прекращается, если лучинку убрать, а становится еще интенсивней, так как в процессе реакции выделяется теплота, и, начавшись от лучинки, процесс лавинообразно развивается. Оксид хрома (III) – очень твердое, тугоплавкое вещество зеленого цвета, его используют как абразив. Температура плавления – почти 2300 градусов. Оксид хрома – очень устойчивое вещество, не растворяется даже в кислотах. Благодаря устойчивости и интенсивной окраске окись хрома используется при изготовлении масляных красок.
Видеоопыт разложения дихромата аммония можно посмотреть здесь.
Оксиды азота
Оксиды азота | Цвет | Фаза | Характер оксида |
N2O Оксид азота (I), закись азота, «веселящий газ» | бесцветный | газ | несолеобразующий |
NO Оксид азота (II) | бесцветный | газ | несолеобразующий |
N2O3 Оксид азота (III), азотистый ангидрид | синий | жидкость | кислотный |
NO2 Оксид азота (IV), диоксид азота, «лисий хвост» | бурый | газ | кислотный (соответствуют две кислоты) |
N2O5 Оксид азота (V), азотный ангидрид | бесцветный | твердый | кислотный |
Оксид азота (I)
Оксид азота (I) – это несолеобразующий оксид . Малые концентрации закиси азота вызывают лёгкое опьянение (отсюда название — «веселящий газ»). При вдыхании чистого газа быстро развиваются состояние опьянения и сонливость. Закись азота обладает слабой наркотической активностью, в связи с чем в медицине её применяют в больших концентрациях. В смеси с кислородом при правильном дозировании (до 80 % закиси азота) вызывает хирургический наркоз.
Строение молекулы оксида азота (I) нельзя описать методом валентных связей. Так как оксид азота (I) состоит из двух, так называемых резонансных структур, которые переходят одна в другую:
Общую формулу в таком случае можно задать, обозначая изменяющиеся связи в резонансных структурах пунктиром:
Получить оксид азота (I) в лаборатории можно разложением нитрата аммония:
Химические свойства оксида азота (I):
1. При нормальных условиях оксид азота (I) инертен. При нагревании проявляет свойства окислителя . Оксид азота (I) при нагревании окисляет водород, аммиак, металлы, сернистый газ и др. При этом азот восстанавливается в простое вещество.
N2O + Mg → N2 + MgO
Еще пример : оксид азота (I) окисляет углерод и фосфор при нагревании:
2. При взаимодействии с сильными окислителями N2O может проявлять свойства восстановителя.
Например , N2O окисляется раствором перманганата в серной кислоте:
Оксид азота (II)
Оксид азота (II) – это несолеобразующий оксид. В нормальных условиях это бесцветный ядовитый газ, плохо растворимый в воде. На воздухе коричневеет из-за окисления до диоксида азота. Сжижается с трудом; в жидком и твёрдом виде имеет голубой цвет.
Способы получения.
1. В лаборатории оксид азота (II) получают действием разбавленной азотной кислоты (30%) на неактивные металлы.
Например , при действии 30 %-ной азотной кислоты на медь образуется NO:
Также NO можно получить при окислении хлорида железа (II) или иодоводорода азотной кислотой:
3FeCl2 + NaNO3 + 4HCl → 3FeCl3 + NaCl + NO + 2H2O
2HNO3 + 6HI → 2NO + I2 + 4H2O
2. В природе оксид азота (II) образуется из азота и кислорода под действием электрического разряда, например, во время грозы:
3. В промышленности оксид азота (II) получают каталитическим окислением аммиака :
Химические свойства.
1. Оксид азота (II) легко окисляется под действием окислителей .
Например , горит в атмосфере кислорода:
Оксид азота (II) легко окисляется под действием хлора или озона:
2NO + Cl2 → 2NOCl
2. В присутствии более сильных восстановителей проявляет свойства окислителя . В атмосфере оксида азота (II) могут гореть водород, углерод и т.п.
Например , оксид азота (II) окисляет водород и сернистый газ:
Оксид азота (III)
Оксид азота (III), азотистый ангидрид – кислотный оксид . За счет азота со степенью окисления +3 проявляет восстановительные и окислительные свойства. Устойчив только при низких температурах, при более высоких температурах разлагается.
Способы получения: м ожно получить при низкой температуре из оксидов азота:
Химические свойства:
1. Оксид азота (III) взаимодействует с водой с образованием азотистой кислоты:
2. Оксид азота (III) взаимодействует с основаниями и основными оксидами :
Например , оксид азота (III) реагирует с гидроксидом и оксидом натрия с образованием нитрита натрия и воды:
Оксид азота (IV)
Оксид азота (IV) — бурый газ. Очень ядовит! Для NO2 характерна высокая химическая активность.
Способы получения.
1. Оксид азота (IV) образуется при окислении оксида азота (I) и оксида азота (II) кислородом или озоном:
2. Оксид азота (IV) образуется при действии концентрированной азотной кислоты на неактивные металлы.
Например , при действии концентрированной азотной кислоты на медь:
3. Оксид азота (IV) образуется также при разложении нитратов металлов, которые в ряду электрохимической активности расположены правее магния (включая магний) и при разложении нитрата лития.
Например , при разложении нитрата серебра:
Химические свойства.
1. Оксид азота (IV) реагирует с водой с образованием двух кислот — азотной и азотистой:
Если растворение NO2 в воде проводить в избытке кислорода , то образуется только азотная кислота:
Поскольку азотистая кислота неустойчива, то при растворении NO2 в теплой воде образуются HNO3 и NO:
2. При растворении оксида азота (IV) в щелочах образуются нитраты и нитриты:
В присутствии кислорода образуются только нитраты:
3. Оксид азота (IV) – сильный окислитель. В атмосфере оксида азота (IV) горят фосфор , уголь , сера , оксид серы (IV) окисляется до оксида серы (VI):
4. Оксид азота (IV) димеризуется :
Оксид азота (V)
N2O5 – оксид азота (V), ангидрид азотной кислоты – кислотный оксид.
Получение оксида азота (V).
1. Получить оксид азота (V) можно окислением диоксида азота :
2. Еще один способ получения оксида азота (V) – обезвоживание азотной кислоты сильным водоотнимающим веществом, оксидом фосфора (V) :
Химические свойства оксида азота (V).
1. При растворении в воде оксид азота (V) образует азотную кислоту:
2. Оксид азота (V), как типичный кислотный оксид, взаимодействует с основаниями и основными оксидами с образованием солей-нитратов.
Например , оксид азота (V) реагирует с гидроксидом натрия:
Еще пример : оксид азота (V) реагирует с оксидом кальция:
3. За счет азота со степенью окисления +5 оксид азота (V) – сильный окислитель .
Например , он окисляет серу:
4. Оксид азота (V) легко разлагается при нагревании (со взрывом):
Азотная кислота
Строение молекулы и физические свойства
Азотная кислота HNO3 – это сильная одноосновная кислота-гидроксид. При обычных условиях бесцветная, дымящая на воздухе жидкость, температура плавления −41,59 °C, кипения +82,6 °C ( при нормальном атмосферном давлении). Азотная кислота смешивается с водой во всех соотношениях. На свету частично разлагается.
Валентность азота в азотной кислоте равна IV, так как валентность V у азота отсутствует. При этом степень окисления атома азота равна +5. Так происходит потому, что атом азота образует 3 обменные связи и одну донорно-акцепторную, является донором электронной пары.
Поэтому строение молекулы азотной кислоты можно описать резонансными структурами:
Обозначим дополнительные связи между азотом и кислородом пунктиром. Этот пунктир по сути обозначает делокализованные электроны. Получается формула:
Способы получения
В лаборатории азотную кислоту можно получить разными способами:
1. Азотная кислота образуется при действии концентрированной серной кислоты на твердые нитраты металлов. При этом менее летучая серная кислота вытесняет более летучую азотную.
Например , концентрированная серная кислота вытесняет азотную из кристаллического нитрата калия:
2. В промышленности азотную кислоту получают из аммиака . Процесс осуществляется стадийно.
1 стадия. Каталитическое окисление аммиака.
2 стадия. Окисление оксида азота (II) до оксида азота (IV) кислородом воздуха.
3 стадия. Поглощение оксида азота (IV) водой в присутствии избытка кислорода.
Химические свойства
Азотная кислота – это сильная кислота . За счет азота со степенью окисления +5 азотная кислота проявляет сильные окислительные свойства .
1. Азотная кислота практически полностью диссоциирует в водном растворе.
2. Азотная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами и амфотерными гидроксидами .
Например , азотная кислота взаимодействует с оксидом меди (II):
Еще пример : азотная кислота реагирует с гидроксидом натрия:
3. Азотная кислота вытесняет более слабые кислоты из их солей (карбонатов, сульфидов, сульфитов).
Например , азотная кислота взаимодействует с карбонатом натрия:
4. Азотная кислота частично разлагается при кипении или под действием света:
5. Азотная кислота активно взаимодействует с металлами. При этом никогда не выделяется водород! При взаимодействии азотной кислоты с металлами окислителем всегда выступает азот +5. Азот в степени окисления +5 может восстанавливаться до степеней окисления -3, 0, +1, +2 или +4 в зависимости от концентрации кислоты и активности металла.
металл + HNO3 → нитрат металла + вода + газ (или соль аммония)
С алюминием, хромом и железом на холоду концентрированная HNO3 не реагирует – кислота «пассивирует» металлы, т.к. на их поверхности образуется пленка оксидов, непроницаемая для концентрированной азотной кислоты. При нагревании реакция идет. При этом азот восстанавливается до степени окисления +4:
Золото и платина не реагируют с азотной кислотой, но растворяются в «царской водке» – смеси концентрированных азотной и соляной кислот в соотношении 1 : 3 (по объему):
HNO3 + 3HCl + Au → AuCl3 + NO + 2H2O
Концентрированная азотная кислота взаимодействует с неактивными металлами и металлами средней активности (в ряду электрохимической активности после алюминия). При этом образуется оксид азота (IV), азот восстанавливается минимально:
С активными металлами (щелочными и щелочноземельными) концентрированная азотная кислота реагирует с образованием оксида азота (I):
Разбавленная азотная кислота взаимодействует с неактивными металлами и металлами средней активности (в ряду электрохимической активности после алюминия). При этом образуется оксид азота (II).
С активными металлами (щелочными и щелочноземельными), а также оловом и железом разбавленная азотная кислота реагирует с образованием молекулярного азота:
При взаимодействии кальция и магния с азотной кислотой любой концентрации (кроме очень разбавленной) образуется оксид азота (I):
Очень разбавленная азотная кислота реагирует с металлами с образованием нитрата аммония:
Таблица . Взаимодействие азотной кислоты с металлами.
Азотная кислота | ||||
Концентрированная | Разбавленная | |||
с Fe, Al, Cr | с неактивными металлами и металлами средней активности (после Al) | с щелочными и щелочноземельными металлами | с неактивными металлами и металлами средней активности (после Al) | с металлами до Al в ряду активности, Sn, Fe |
пассивация при низкой Т | образуется NO2 | образуется N2O | образуется NO | образуется N2 |
6. Азотная кислота окисляет и неметаллы (кроме кислорода, водорода, хлора, фтора и некоторых других). При взаимодействии с неметаллами HNO3 обычно восстанавливается до NO или NO2, неметаллы окисляются до соответствующих кислот, либо оксидов (если кислота неустойчива).
Например , азотная кислота окисляет серу, фосфор, углерод, йод:
Безводная азотная кислота – сильный окислитель. Поэтому она легко взаимодействует с красным и белым фосфором . Реакция с белым фосфором протекает очень бурно. Иногда она сопровождается взрывом.
Видеоопыт взаимодействия фосфора с безводной азотной кислотой можно посмотреть здесь.
Видеоопыт взаимодействия угля с безводной азотной кислотой можно посмотреть здесь.
7. Концентрированная а зотная кислота окисляет сложные вещества (в которых есть элементы в отрицательной, либо промежуточной степени окисления): сульфиды металлов, сероводород, фосфиды, йодиды, соединения железа (II) и др. При этом азот восстанавливается до NO2, неметаллы окисляются до соответствующих кислот (или оксидов), а металлы окисляются до устойчивых степеней окисления.
Например , азотная кислота окисляет оксид серы (IV):
Еще пример : азотная кислота окисляет йодоводород:
Азотная кислота окисляет углерод до углекислого газа, т.к. угольная кислота неустойчива.
3С + 4HNO3 → 3СО2 + 4NO + 2H2O
Сера в степени окисления -2 окисляется без нагревания до простого вещества, при нагревании до серной кислоты.
Например , сероводород окисляется азотной кислотой без нагревания до молекулярной серы:
При нагревании до серной кислоты:
Соединения железа (II) азотная кислота окисляет до соединений железа (III):
8. Азотная кислота окрашивает белки в оранжево-желтый цвет («ксантопротеиновая реакция»).
Ксантопротеиновую реакцию проводят для обнаружения белков, содержащих в своем составе ароматические аминокислоты. К раствору белка прибавляем концентрированную азотную кислоту. Белок свертывается. При нагревании белок желтеет. При добавлении избытка аммиака окраска переходит в оранжевую.
Видеоопыт обнаружения белков с помощью азотной кислоты можно посмотреть здесь.
Азотистая кислота
Азотистая кислота HNO2 — слабая, одноосновная, химически неустойчивая кислота.
Получение азотистой кислоты.
Азотистую кислоту легко получить вытеснением из нитритов более сильной кислотой.
Например , соляная кислота вытесняет азотистую кислоту из нитрита серебра:
AgNO2 + HCl → HNO2 + AgCl
Химические свойства.
1. Азотистая кислота HNO 2 существует только в разбавленных растворах, при нагревании она разлагается :
без нагревания азотистая кислота также разлагается :
2. Азотистая кислота взаимодействует с сильными основаниями .
Например , с гидроксидом натрия:
3. За счет азота в степени окисления +3 азотистая кислота проявляет слабые окислительные свойства . Окислительные свойства HNO2 проявляет только при взаимодействии с сильными восстановителями.
Например , HNO2 окисляет иодоводород:
2HNO2 + 2HI → 2NO + I2 + 2H2O
Азотистая кислота также окисляет иодиды в кислой среде:
Азотистая кислота окисляет соединения железа (II):
4. За счет азота в степени окисления +3 азотистая кислота проявляет сильные восстановительные свойства . Под действием окислителей азотистая кислота переходит в азотную.
Например , хлор окисляет азотистую кислоту до азотной кислоты:
Кислород и пероксид водорода также окисляют азотистую кислоту:
Соединения марганца (VII) окисляют HNO2:
Соли азотной кислоты — нитраты
Нитраты металлов — это твердые кристаллические вещества. Большинство очень хорошо растворимы в воде.
1. Нитраты термически неустойчивы , причем все они разлагаются на кислород и соединение, характер которого зависит от положения металла (входящего в состав соли) в ряду напряжений металлов:
- Нитраты щелочных и щелочноземельных металлов ( до Mg в электрохимическом ряду ) разлагаются до нитрита и кислорода.
Например , разложение нитрата натрия:
Исключение – литий .
Видеоопыт разложения нитрата калия можно посмотреть здесь.
- Нитраты тяжелых металлов ( от Mg до Cu, включая магний и медь ) и литий разлагаются до оксида металла, оксида азота (IV) и кислорода:
Например , разложение нитрата меди (II):
- Нитраты малоактивных металлов ( правее Cu ) – разлагаются до металла, оксида азота (IV) и кислорода.
Например , нитрат серебра:
Исключения:
Нитрит железа (II) разлагается до оксида железа (III):
Нитрат марганца (II) разлагается до оксида марганца (IV):
2. Водные растворы не обладают окислительно-восстановительными свойствами, расплавы – сильные окислители .
Например , смесь 75% KNO3, 15% C и 10% S называют «черным порохом»:
Соли азотистой кислоты — нитриты
Соли азотистой кислоты устойчивее самой кислоты, и все они ядовиты. Поскольку степень окисления азота в нитритах равна +3, то они проявляют как окислительные свойства, так и восстановительные.
Кислород, галогены и пероксид водорода окисляют нитриты до нитратов:
Лабораторные окислители — перманганаты , дихроматы — также окисляют нитриты до нитратов:
В кислой среде нитриты выступают в качестве окислителей .
При окислении йодидов или соединений железа (II) нитриты восстанавливаются до оксида азота (II):
При взаимодействии с очень сильными восстановителями ( алюминий или цинк в щелочной среде) нитриты восстанавливаются максимально – до аммиака:
Смесь нитратов и нитритов также проявляет окислительные свойства. Например , смесь нитрата и нитрита калия окисляет оксид хрома (III) до хромата калия:
Урок по химии на тему «Азот и его свойства» (9 класс)
Обращаем Ваше внимание, что в соответствии с Федеральным законом N 273-ФЗ «Об образовании в Российской Федерации» в организациях, осуществляющих образовательную деятельность, организовывается обучение и воспитание обучающихся с ОВЗ как совместно с другими обучающимися, так и в отдельных классах или группах.
План-конспект урока по химии. Тема: «Положение азота и фосфора в периодической системе химических элементов, строение их атомов. Азот: свойства и применение». 9 класс.
Учитель химии ГБОУ СОШ № 514 Резцова Т.Н.
Сформировать у учащихся знания:
о строении молекул азота и фосфора;
о физических и химических свойствах азота в связи со строением молекулы;
об условиях протекания химических реакций с участием азота;
Продолжить работу над формированием у учащихся:
— умения давать сравнительную характеристику подгруппы, на основании положения её в ПСХЭ, делать выводы об изменении окислительных свойств по подгруппе;
— навыков частично – поисковой деятельности;
— умение находить взаимосвязь строения молекулы азота и физических и химических свойств простого вещества;
— умения рассматривать химические свойства с точки зрения ОВР;
— умения работать в должном темпе;
— умения пользоваться справочными материалами.
формировать умение вести диалог, дискутировать, выслушивать друг друга.
Тип урока: изучение нового материала.
Вид урока: объяснительно-иллюстративный, с элементами самостоятельной работы по нахождению правильных ответов на предложенные вопросы и задания.
Методы и методические приемы: словесно-наглядные. Самостоятельная работа по нахождению правильных ответов, обсуждение выбранного ответа, обсуждение химических свойств с последующим написанием уравнений реакций, обсуждение результатов работы.
Дидактическое обеспечение и оборудование. Карточки с заданиями, компьютер, учебник: «Химия. Неорганическая химия». 9 класс. Ф.Г. Фельдман, Г.Е. Рудзитис.
Организационный этап. Приветствие учащихся, проверка готовности к уроку, отметка отсутствующих.
Закрепление знаний по теме: «Электролитическая диссоциация». Работа по карточкам (7-10 мин)
1.Напишите в ионной форме уравнения реакций, представленных следующими схемами:
NaOH + FeCl 3 → NaCl + Fe (OH) 3 .
2.Укажите, какой элемент является окислителем и какой восстановителем в реакции:
1.Напишите в ионной форме уравнения реакций, представленных следующими схемами:
NaOH + HCl = NaCl + H 2 O.
2.Укажите, какой элемент является окислителем и какой восстановителем в реакции:
Изучение нового материала.
Пять знаменитых химиков XVIII в. дали некоему неметаллу, который в виде простого вещества представляет собой газ и состоит из двухатомных молекул, пять разных имен.
В 1772 году шотландский химик, ботаник и врач Даниел Резерфорд назвал его «ядовитым воздухом. В 1772 году английский химик Джозеф Пристли — «дефлогестированным воздухом». В 1773 году шведский химик-аптекарь Карл Шееле — «испорченным воздухом». В 1774 году английский химик Генри Кавендиш — «удушливым воздухом». В 1776 году французский химик Антуан Лавуазье — «безжизненным воздухом».
Вопрос: Каково сейчас название этого неметалла? (Азот)
Сообщение темы: « Положение азота и фосфора в периодической системе химических элементов, строение их атомов. Азот: свойства и применение.»
1.Общая характеристика элементов п/гр азота.
Вопрос : охарактеризуйте положение п/гр азота в периодической системе, назовите элементы.
Ответ : подгруппа азота составляет V группу главной подгруппы. Она состоит из: N ; P ; As ; Sb ; Bi .
Вопрос : каково строение атомов этих элементов? На основании строении атомов сделайте вывод об изменении окислительных свойств элементов по п/гр.
Ответ : все атомы элементов данной V — A /гр. имеют 5ē на последнем энергетическом уровне. Для завершения энергетического уровня они будут принимать 3ē и проявлять окислительные свойства (уменьшаются сверху вниз).
На доске и в тетради рисуются схемы строения атомов:
Атомы этих элементов могут присоединять недостающие три электрона, приобретая устойчивое состояние, но такое же состояние они приобретают и при отдаче пяти электронов. Поэтому для элементов п/гр. азота характерны различные степени окисления.
Опросить 2-х учащихся.
Вопрос : какие степени окисления будут проявлять данные элементы, и в каком случае?
Ответ : элементы п/гр азота могут проявлять положительные и отрицательные степени окисления
Высшая положительная с.о. в соединениях с более электроотрицательными элементами N (3) — O (3,5)
Возможные промежуточные с.о.
Например, у азота: ( Работа возле доски )
Вопрос : каков состав высших оксидов и водородных соединений элементов п/гр азота; тип химической связи в них.
Ответ: высший оксид Э 2 О 5 – кислотный характер – ковалентная полярная связь; водородное соединение ЭН 3 – ковалентная полярная связь.
2.Азот: строение молекулы, нахождение в природе.
Рассмотрим строение молекулы азота. Молекула азота состоит из двух атомов. Химическая формула N 2 .
структурная формула
электронная формула
Согласно учению об образовании ковалентной химической связи путем перекрывания электронных облаков, в молекуле азота образуются одна сигма-связь и две пи-связи (рис.10 в учебнике).
Знаменитый ученый Лавуазье предложил в 1787 г. термин азот. Что в переводе с греческого означает этот термин?
Что означает в переводе с греческого «азот»? («альфа» — не, «зоэ» — жизнь, азот – «безжизненный»)
Каково латинское название азота? Что оно означает в переводе на русский язык? (нитрогениум – рождающий селитру)
Каково содержание азота в атмосфере? (78%)
Почему же азот называют «безжизненным»? (Непригодный для дыхания. Азот не ядовит, а просто инертен. В его атмосфере можно погибнуть не от отравления, а вследствие отсутствия кислорода).
В небольших количествах азот в виде нитратов содержится в почве. Он является составной частью белковых веществ. Природные запасы свободного азота огромны и доступны человеку, и в то же время растения, культивируемые человеком, не всегда получают азотистое питание в должном количестве из-за недостатка в почве необходимых соединений азота. Отсюда возникает проблема превращения свободного азота, не поддерживающего жизни, в связанный азот, необходимый для жизни. А для этого нужно изучить свойства азота, условия его соединения с другими элементами.
Азот можно получить при взаимодействии нитрита натрия с хлоридом аммония:
Учащиеся описывают физические свойства азота: газ, без цвета и запаха, малорастворим в воде (в 100 объемах воды при обычной температуре растворяется около 2 объемов азота), твердый азот имеет молекулярную кристаллическую решетку (кристаллы имеют малую прочность); t кип = -196 0 C ( а кислорода -183 0 С), поэтому для технических целей азот получают при испарении жидкого воздуха, азот улетучивается первым.
Рассмотрим химические свойства азота (видеоопыты).
Как объяснить химическую инертность азота при обычных условиях? Какие свойства -окислительные или восстановительные будет проявлять азот в химических реакциях?
Предполагаемый ответ: связь атомов в молекуле азота очень прочная, ковалентная полярная, образованная тремя электронными парами.
Реакция с кислородом (азот-восстановитель).
Так как молекулы азота стойки при о.у., то азот сравнительно инертен при низкой температуре; но он может соединяться с кислородом при очень высокой температуре:
Такая же реакция происходит и при электрических разрядах в атмосфере во время грозы. При определенных условиях азот реагирует с водородом:
2)Реакция с водородом и металлами(азот-окислитель)
Предложить учащимся сравнить аналогичные реакции с кислородом и фтором.
Итак, каков вывод? Азот по отношению к кислороду проявляет восстановительные свойства, а по отношению к водороду и металлам-окислительные.
Роль азотных соединений в жизни человека и общества велика, а применение разнообразно.
Азот – основа жизни на земле.
На Земле постоянно происходят процессы превращения веществ живой и неживой природы. В результате этих превращений неорганические вещества неживой природы – соли аммония, нитраты, могут превращаться в сложные органические вещества – белки. А белки – это основа всего живого. В белках содержится 18% азота.
«Жизнь – есть способ существования белковых тел»
Без азота → нет белка →без белка →нет жизни.
Для синтеза аммиака; инертная среда в химических и металлургических процессах, при сварке металлов; в вакуумных установках, электрических лампах, газовых термометрах. Жидкий азот используется в холодильных установках как хладагент.
7.Закрепление (работа по карточкам)
Кто из ученых назвал азот «безжизненным воздухом»?
шотландский химик, ботаник и врач Даниел Резерфорд;
Химия 9 класс азот уравнения
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 ns 2 np 3 :
- N — 2s 2 2p 3
- P — 3s 2 3p 3
- As — 4s 2 4p 3
- Sb — 5s 2 5p 3
- Bi — 6s 2 6p 3
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.
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
Также азот можно получить путем восстановления азотной кислоты активными металлами.
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.
Реакция с неметаллами
Важное практическое значение имеет синтез аммиака, который применяется в дальнейшим при изготовлении удобрений, красителей, лекарств.
Аммиак
Бесцветный газ с резким едким запахом, раздражающим слизистые оболочки. Раствор концентрацией 10% аммиака применяется в медицинских целях, называется нашатырным спиртом.
В промышленности аммиак получают прямым взаимодействием азота и водорода.
В лабораторных условиях сильными щелочами действуют на соли аммония.
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.
Как основание аммиак способен реагировать с кислотами с образованием солей.
NH3 + HCl → NH4Cl (хлорид аммония)
Поскольку азот в аммиаке находится в минимальной степени окисления -3 и способен только ее повышать, то аммиак проявляет выраженные восстановительные свойства. Его используют для восстановления металлов из их оксидов.
Горение аммиака без катализатора приводит к образованию азота в молекулярном виде. Окисление в присутствии катализатора сопровождается выделением NO.
Соли аммония
Помните, что по правилам общей химии, если по итогам реакции выпадает осадок, выделяется газ или образуется вода — реакция идет.
- Реакции с кислотами
Реакции с щелочами
В реакциях с щелочами образуется гидроксид аммония — NH4OH. Нестойкое основание, которое легко распадается на воду и аммиак.
Реакции с солями
В воде ион аммония подвергается гидролизу с образованием нестойкого гидроксида аммония.
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:
Оксид азота I разлагается на азот и кислород:
Оксид азота II — NO
Окись азота — NO. Несолеобразующий оксид. При н.у. бесцветный газ, на воздухе быстро окисляется до оксида азота IV.
В промышленных масштабах оксид азота II получают при каталитическом окислении аммиака.
В лабораторных условиях — в ходе реакции малоактивных металлов с разбавленной азотной кислотой.
На воздухе быстро окисляется с образованием бурого газа — оксида азота IV — NO2.
Оксид азота III — N2O3
При н.у. жидкость синего цвета, в газообразной форме бесцветен. Высокотоксичный, приводит к тяжелым ожогам кожи.
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.
При охлаждении газов образуется оксид азота III.
Является кислотным оксидом. соответствует азотистой кислоте — HNO2, соли которой называются нитриты (NO2 — ). Реагирует с водой, основаниями.
Оксид азота IV — NO2
Бурый газ, имеет острый запах. Ядовит.
В лабораторных условиях данный оксид получают в ходе реакции меди с концентрированной азотной кислотой. Также NO2 выделяется при разложении нитратов.
Проявляет высокую химическую активность, кислотный оксид.
Как окислитель NO2 ведет себя в реакциях с фосфором, углеродом и серой, которые сгорают в нем.
Окисляет SO2 в SO3 — на этой реакции основана одна из стадий получения серной кислоты.
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.
Если растворение в воде оксида проводить в избытке кислорода, образуется азотная кислота.
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2022
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
http://infourok.ru/urok-po-himii-na-temu-azot-i-ego-svoystva-klass-1510823.html
http://studarium.ru/article/168