С чем реагирует азот?

8 ноября 2021

Азот относится к жизненно важным элементам, так как входит в состав молекул белков и нуклеиновых кислот.

Положение азота 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.

Азот в природе

В природе азот встречается в виде простого вещества (входит в состав воздуха, объемная доля азота в воздухе равна 78 %) и в составе минералов, в основном селитр.

Химический элемент азот входит в состав белков и аминокислот, поэтому он содержится в растениях, организмах человека и животных. Для повышения урожая азот вносят в почву в виде азотных удобрений. Азот также входит в состав многих лекарств, синтетических волокон и взрывчатых веществ.

Физические свойства азота 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 азота

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.

Природные соединения азота

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 азота

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 азота

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 азота 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 азота с неметаллами.

Важное практическое значение имеет синтез аммиака, который применяется в дальнейшим при изготовлении удобрений, красителей, лекарств.

N2 + H2 ⇄ (t, p) NH3

Азот в составе аммиака

Амиак – то 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.

N2 + H2 ⇄ (t, p) NH3

В лабораторных условиях сильными щелочами действуют на соли аммония.

NH4Cl + NaOH → NH3 + NaCl + H2O

Аммиак проявляет основные свойства, окрашивает лакмусовую бумажку в синий цвет.

  • Реакция аммиака с водой.

Образует нестойкое соединение – гидроксид аммония, слабое основание. Оно сразу же распадается на воду и аммиак.

NH3 + H2O ⇄ NH4OH

  • Основные свойства аммиака.

Как основание аммиак способен реагировать с кислотами с образованием солей.

NH3 + HCl → NH4Cl (хлорид аммония)

NH3 + HNO3 → NH4NO3 (нитрат аммония)

  • Восстановительные свойства аммиака.

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

Азот в составе соли аммония

Получение соли аммония состоит в следующей химической реакции с азотом:

NH3 + H2SO4 → NH4HSO4 (гидросульфат аммония, избыток кислоты)

3NH3 + H3PO4 → (NH4)3PO4

Помните, что по правилам общей химии, если по итогам реакции выпадает осадок, выделяется газ или образуется вода – реакция идет.

  • Реакции соли аммония с кислотами.

NH4Cl + H2SO4 → (NH4)2SO4 + HCl↑

  • Реакции соли аммония 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 соли аммония с солями.

(NH4)2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + NH4Cl

  • Реакция гидролиза соли аммония.

В воде ион аммония подвергается гидролизу с образованием нестойкого гидроксида аммония.

NH4+ + H2O ⇄ NH4OH + H+

NH4OH ⇄ NH3 + H2O

  • Реакции разложения соли аммония.

NH4Cl → (t) NH3↑ + HCl↑

(NH4)2CO3 → (t) NH3↑ + H2O + CO2

NH4NO2 → (t) N2↑ + H2O

NH4NO3 → (t) N2O↑ + H2O

(NH4)3PO4 → (t) NH3↑ + H3PO4

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.

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

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.

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

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.

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

Проявляет высокую химическую активность, кислотный оксид.

  • Окислительные свойства оксида азота.

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 оксида азота 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

Окислительные свойства азота

Химические реакции азота могут вступать в следующие окислительные свойства.

  1. Азот вступает в химические взаимодействия с металлами. В нормальных условиях он реагирует только с литием, с другими металлами при повышенных температурах. Соединения металлов с азотом называются нитридами.6Li + N2 → 2Li3N
    2Fe + N2 → 2FeN
  2. Азот реагирует с водородом при определенных условиях. Остановимся более подробно на этих условиях.

Давайте пропустим смесь водорода и азота через стеклянную трубку. Теперь положите в трубочку порошок железа и снова пропустите через трубочку смесь водорода и азота. При комнатной температуре мы опять не замечаем образования аммиака. Нагрейте трубку. В присутствии железного порошка теперь образуется аммиак. Это видно по запаху и по изменению цвета фенолфталеина (он становится малиновым) в поглощающей колбе, прикрепленной к выходному отверстию трубки. Железо в этой реакции не расходуется, оно служит катализатором.

Таким образом, необходимыми условиями для реакции соединения азота с водородом являются: катализатор и нагревание.

N+ 3H2 ⟷2NH3 + Q

Данная реакция относится к равновесным химическим процессам: на примере этой реакции легче всего понять смысл скорости химической реакции и смещения химического равновесия.

Восстановительные свойства азота

При высоких температурах азот вступает в восстановительную реакцию с кислородом. Пропустим через воздух электрические искры. Появляется желтое «пламя» и образуется газ с резким запахом. При температуре искры азот соединяется с кислородом, с образованием окиси азота (II).

N+ O 2NO

Азот не взаимодействует с  галогенами и серой, но галогениды и сульфиды могут быть получены побочным способом. С водой, кислотами и щелочами азот так же не взаимодействует.

 

 

Источники:

  • https://studarium.ru/article/168
  • https://chemege.ru/nitrogen
  • https://interneturok.ru/lesson/chemistry/9-klass/himiya-nemetallov/svoystva-elementa-i-prostogo-veschestva-azota
  • https://www.yaklass.ru/p/himija/89-klass/khimiia-nemetallov-157456/azot-i-ego-soedineniia-161796/re-c79e2cf3-4588-479f-88f0-348ec0688712
  • https://bingoschool.ru/manual/ximicheskie-svojstva-azota
Оцените статью:
[Всего голосов: 0    Средний: 0/5]