Азот — Знание-сила

Азот

Общая характеристика элементов главной подгруппы V группы
(подгруппы азота)

Таблица. Электронное строение и физические свойства

Поряд-
ковый
ЭлементОтносит.
атомная
масса
Электронная
конфигурация
Атомный
радиус,
нм
ПИ
эВ
ЭОСтепени
окисления
t°пл.
°С
t°кип.
°С
r
г/см3
7Азот (N)14,01[He] 2s22p30,07514,53,0-3, -2, -1, +1,
+2, +3, +4, +5
-210-196 
15Фосфор (P)30,97[Ne] 3s23p30,11010,52,1-3, +1, +3,  +544,12801,83
33Мышьяк (As)74,92[Ar] 3d104s24p30,1219,82,0-3, +3, +5613 5,7
51Сурьма (Sb)121,75[Kr] 4d105s25p30,1418,61,9-3, +3, +4, +5630,717506,68
83Висмут (Bi)208,98[Xe] 4f145d106s26p30,1527,81,9+3, +5271,315609,78

В ряду  – N – P – As – Sb – Bi увеличиваются размеры атомов, ослабляется притяжение валентных электронов к ядру, ослабляются неметаллические свойства, возрастают металлические свойства, ЭО уменьшается.

N, P — типичные неметаллы

As, Sb — проявляют неметаллические и металлические свойства

Bi — типичный металл

P, As и Bi существуют в твердом состоянии в нескольких модификациях.

Химические свойства

  1. Основной характер оксидов R2O5 увеличивается, а кислотный – ослабевает с увеличением порядкового номера.
  2. Гидроксиды всех элементов в пятивалентном состоянии имеют кислотный характер.
  3. Основной характер гидроксидов R(OH)3 увеличивается, а кислотный – ослабевает с увеличением порядкого номера.

4. As, Sb, и Bi плохо растворимы в воде

5. Восстановительные свойства водородных соединений RH3 усиливаются, а устойчивость уменьшается с увеличением порядкого номера.

АЗОТ

N

:N≡N:

Открыт Д.Резерфордом в 1772 г. Основной компонент воздуха (78% по объему, 75,6% по массе).

В молекуле имеются одна s- и две p- связи.

Физические свойства

Газ, без цвета, запаха и вкуса; плохо растворим в воде (в 100V H2O растворяется 1,54V N2 при t°=20°С и p = 1 атм); t°кип.=-196°C; t°пл.=-210°C.

Получение

  1. Промышленный способ. Перегонка жидкого воздуха.
  2. Лабораторный способ. Разложение нитрита аммония:

NH4NO2  –>  N2 + 2H2O

Химические свойства

Молекула азота (:N≡N:)

Очень устойчива (три ковалентные связи), поэтому обладает низкой реакционной способностью.

Восстановитель N20 -> 2N+2

Высокая температура (электрическая дуга, 3000°С)

N20 + O2 = 2N+2O

(в природе — во время грозы)

Окислитель N20 -> 2N-3

  1. c водородом (500°С, kat, p)

N20 + 3H2 = 2N-3HЗ

2. с активными металлами (с щелочными и щел.зем. металлами)

6Li + N20 = 2LiЗN-3

3Mg + N20  =  MgЗN2-3

СОЕДИНЕНИЯ АЗОТА

АММИАК

NH3

Строение

Молекула полярная, имеет форму треугольной пирамиды с атомом азота в вершине, ÐHNH = 107,3°. Атом азота находится в sp3— гибридном состоянии; из четырех гибридных орбиталей азота три участвуют в образовании одинарных связей N–H, а четвертая связь занята неподеленной электронной парой.

Физические свойства

NH3 — бесцветный газ, запах резкий, удушливый, ядовит, легче воздуха.

r по воздуху = MNH3 / M ср.воздуха = 17 / 29 = 0,5862

t° кип.= -33,4°C; t°пл.= -78°C.

Молекулы аммиака связаны слабыми водородными связями

Благодаря водородным связям, аммиак имеет сравнительно высокие t°кип. и t°пл., а также высокую теплоту испарения, он легко сжимается.

Хорошо растворим в воде: в 1V Н2O растворяется 750V NH3 (при t°=20°C и p=1 атм).

В хорошей растворимости аммиака можно убедиться на следующем опыте. Сухую колбу наполняют аммиаком и закрывают пробкой, в которую вставлена трубка с оттянутым концом. Конец трубки опускают в воду и колбу немного подогревают. Объем газа увеличивается, и немного аммиака выйдет из трубки. Затем нагревание прекращают и, вследствие сжатия газа некоторое количество воды войдет через трубку в колбу. В первых же каплях воды аммиак растворится, в колбе создастся вакуум и вода, под влиянием атмосферного давления будет подниматься в колбу, — начнет «бить фонтан».

Получение

  1. Промышленный способ

N2 + 3H2 = 2NH3

(p=1000 атм; t°= 500°C; kat = Fe + алюмосиликаты; принцип циркуляции).

2. Лабораторный способ. Нагревание солей аммония со щелочами.

2NH4Cl + Ca(OH)2 =  CaCl2 + 2NH3­ + 2Н2O

(NH4)2SO4 + 2KOH  =  K2SO4 + 2NH3­ + 2Н2O

Аммиак можно собирать только по методу (А), т.к. он легче воздуха и очень хорошо растворим в воде.

Химические свойства

Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму.

  1. Аммиак — основание Льюиса. Его раствор в воде (аммиачная вода, нашатырный спирт) имеет щелочную реакцию (лакмус – синий; фенолфталеин – малиновый) из-за образования гидроксида аммония. NH3 + Н2O = NH4OH = NH4+ + OH
  2. Аммиак реагирует с кислотами с образованием солей аммония.

NH3 + HCl = NH4Cl

2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4

NH3 + H2O + CO2 = NH4HCO3

Аммиак — восстановитель (окисляется до N2+1O или N+2O)

  1. Разложение при нагревании

2N-3H3  =  N20 + 3H2

2. Горение в кислороде

а) без катализатора

4N-3H3 + 3O2 = 2N20 + 6Н2O

б) каталитическое окисление ( kat = Pt )

4N-3H3 + 5O2 = 4N+2O + 6Н2O

3. Восстановление оксидов некоторых металлов

3Cu+2O + 2N-3H3 = 3Cu0 + N20 + 3Н2O

ПОДГРУППА АЗОТА

СОЛИ АММОНИЯ

Соли аммония – сложные вещества, в состав которых входят катионы аммония NH4+, связанные с кислотным остатком.

Физические свойства

Кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде.

Получение

Аммиак (или гидроксид аммония) + кислота.

NH3 + HNO3 = NH4NO3(нитрат аммония)

2NH4OH + H2SO4 = (NH4)2SO4(cульфат аммония) + 2Н2O

Химические свойства

  1. Сильные электролиты (диссоциируют в водных растворах)

NH4Cl = NH4+ + Cl

2. Разложение при нагревании.

а) если кислота летучая

NH4Cl  =  NH3­ + HCl­

NH4HCO3 = NH3­ + Н2O­ + CO2­

б) если анион проявляет окислительные свойства

NH4NO3  =  N2O­ + 2Н2

(NH4)2Cr2O7  =  N2­ + Cr2O3 + 4Н2

3. С кислотами и солями (реакция обмена)

а) (NH4)2CO3 + 2НCl = 2NH4Cl + Н2O + CO2­

2NH4++ CO32- + 2H+ + 2Cl = 2NH4+ + 2Cl + Н2O + CO2­

CO32- + 2H+ = Н2O + CO2­

б) (NH4)2SO4 + Ba(NO3)2 = BaSO4¯ + 2NH4NO3

2NH4+ + SO42- + Ba2+ + 2NO3 = BaSO4¯ + 2NH4+ + 2NO3

Ba2+ + SO42- = BaSO4¯

4. Соли аммония подвергаются гидролизу (как соль слабого основания и сильной кислоты) – среда кислая:

NH4Cl + Н2O = NH4OH + HCl

NH4+ + Н2O = NH4OH + H+

5. При нагревании со щелочами выделяют аммиак (качественная реакция на NH4+)

NH4Cl + NaOH  =  NaCl + NH3­ + Н2O

ПОДГРУППА АЗОТА

ОКСИДЫ АЗОТА

N2+1O

ОКСИД АЗОТА (I)
ЗАКИСЬ АЗОТА, «ВЕСЕЛЯЩИЙ ГАЗ»

N+2O

ОКСИД АЗОТА (II)
ОКИСЬ АЗОТА

N2+3O3

ОКСИД АЗОТА (III)
АЗОТИСТЫЙ АНГИДРИД

N+4O2

ОКСИД АЗОТА (IV)
ДВУОКИСЬ АЗОТА, ДИОКСИД АЗОТА

N2+5O5

ОКСИД АЗОТА (V)
АЗОТНЫЙ АНГИДРИД

 Оксид азота (I)

 N2+1O  закись азота, «веселящий газ»

Физические свойства

Газ, бесцветный, запах сладковатый, растворим в воде, t°пл.= -91°C, t°кип.= -88,5°С. Анестезирующее средство.

Получение

NH4NO3  – >  N2O + 2Н2O

Химические свойства

  1. Разлагается при 700°C с выделением кислорода:

2N2+1O  =  2N20 + O20

поэтому он поддерживает горение и является окислителем

2. С водородом:

N2+1O + H2 = N20 + Н2O

3. Несолеобразующий

Оксид азота (II)

 N+2O окись азота

Газ, бесцветный, плохо растворим в воде, t°пл.= -164°C, t°кип.= -152°С

Получение

  1. Каталитическое окисление аммиака (промышленный способ)

4NH3 +5O2 = 4NO + 6H2O

2. 3Cu + 8HNO3(разб.) = 3Cu(NO3)2 + 2NO­ + 4H2O

3. N2 + O2 = 2NO (в природе, во время грозы)

Химические свойства

  1. Легко окисляется кислородом и галогенами

2NO + O2 = 2NO2

2NO + Cl2 = 2NOCl(хлористый нитрозил)

2. Окислитель

2N+2O + 2S+4O2 = 2S+6O3 + N20

3. Несолеобразующий

Оксид азота (III)

N2+3O3 азотистный ангидрид

Физические свойства

Темно-синяя жидкость (при низких температурах), t°пл.= -102°C, t°кип.= 3,5°С; Выше t°кип. разлагается на NO и NO2. N2O3 соответствует азотистой кислоте (HNO2), которая существует только в разбавленных водных растворах.

Получение

NO2 + NO = N2O3

 Химические свойства

Все свойства кислотных оксидов.

N2O3 + 2NaOH = 2NaNO2(нитрит натрия) + H2O

Оксид азота (IV)

N+4O2 двуокись азота, диоксид азота

Физические свойства

Бурый газ, запах резкий, удушливый, ядовит, t°пл.= -11,2°C, t°кип.= 21°С.

Получение

  1.  2NO + O2 = 2NO2

2. Cu + 4HNO3(конц.) = Cu(NO3)2 + 2NO2­ + 2H2O

Химические свойства

  1. Кислотный оксид

с водой

2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2

4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3

со щелочами

2NO2 + 2NaOH = NaNO2 + NaNO3 + H2O

2. Окислитель

N+4O2 + S+4O2 = S+6O3 + N+2O

3. Димеризация

2NO2(бурый газ) = N2O4(бесцветная жидкость)

Оксид азота (V)

N2+5O5 азотный ангидрид

Физические свойства

Кристаллическое вещество, летучее, неустойчивое.

Получение

  1.  2NO2 + O3 = N2O5 + O2

2. 2HNO3 +P2O5 = 2HPO3 + N2O5

Химические свойства

  1. Кислотный оксид

N2O5 + H2O = 2HNO3

2. Сильный окислитель

3. Легко разлагается (при нагревании — со взрывом):

2N2O5 -> 4NO2 + O2

ПОДГРУППА АЗОТА

АЗОТИСТАЯ КИСЛОТА

HNO2 Азотистая кислота
H–O–N=O
 Физические свойства

Существует только в разбавленных водных растворах.

Получение

AgNO2 + HCl = HNO2 + AgCl¯

Химические свойства

  1. Слабая кислота; ее соли (нитриты) – устойчивы:

HNO2 + NaOH = NaNO2 + H2O

2. Разлагается при нагревании:

3HNO2 = HNO3 + 2NO­ + H2O

3. Слабый окислитель (окислительные свойства проявляет только в реакциях с сильными восстановителями)

2KNO2 + 2KI + 2H2SO4 = 2K2SO4 + I2 + 2NO + 2H2O

2I+ 2NO2 + 4H+ = I20 + 2NO + 2H2O

4. Сильный восстановитель:

HNO2 + Cl2 + H2O = HNO3 + 2HCl

ПОДГРУППА АЗОТА

АЗОТНАЯ КИСЛОТА

HNO3 Азотная кислота

Физические свойства

Бесцветная жидкость, неограниченно растворимая в воде; t°пл.= -41°C; t°кип.= 82,6°С, r = 1,52 г/см3

Получение

  1. Лабораторный способ

KNO3 + H2SO4(конц)  =  KHSO4 + HNO3­

2. Промышленный способ.

Осуществляется в три этапа:

  1. Окисление аммиака на платиновом катализаторе до NO

4NH3 + 5O2  =  4NO + 6H2O

2. Окисление кислородом воздуха NO до NO2

2NO + O2 = 2NO2

3. Поглощение NO2 водой в присутствии избытка кислорода

4NO2 + О2 + 2H2O = 4HNO3

Химические свойства

Очень сильная кислота. Диссоциирует в водном растворе практически нацело:

HNO3 = H+ + NO3

Реагирует:

с основными оксидами

CuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O

CuO + 2H+ + 2NO3 = Cu2+ + 2NO3 + H2O

или CuO + 2H+ = Cu2+ + H2O

с основаниями

HNO3 + NaOH = NaNO3 + H2O

H+ + NO3 + Na+ + OH = Na+ + NO3 + H2O

или H+ + OH = H2O

вытесняет слабые кислоты из их солей

2HNO3 + Na2CO3 = 2NaNO3 + H2O + CO2­

2H+ + 2NO3 + 2Na+ + СO32- = 2Na+ + 2NO3 + H2O + CO2­

2H+ + СO32- = H2O + CO2­

Специфические свойства азотной кислоты

Сильный окислитель

  1. Разлагается на свету и при нагревании

4HNO3  =  2H2O + 4NO2­ + O2­

2. Окрашивает белки в оранжево-желтый цвет (при попадании на кожу рук — «ксантопротеиновая реакция»)

3. При взаимодействии с металлами никогда не выделяется водород

металл + HNO3 = соль азотной кислоты + вода + газ

HNO3 + 4HCl + Au -> H[AuCl4] + NO­ + 2H2O

«царская водка»
(1:3 по объему)

4. С неметаллами:

Азотная кислота превращается в NO (или в NO2); неметаллы окисляются до соответствующих кислот:

S0 + 6HNO3(конц) = H2S+6O4 + 6NO2 + 2H2O

B0 + 3HNO3 = H3B+3O3 + 3NO2

3P0 + 5HNO3 + 2H2O = 5NO + 3H3P+5O4

Применение

В промышленности азот извлекают из воздуха путём его глубокого охлаждения до жидкого состояния с последующим разделением, например, методом ректификации. Основная область использования азота – синтез аммиака с последующим получением из него азотной кислоты, удобрений и многих других веществ, содержащих связанный азот. Свободный азот применяют как инертную среду в химических и металлургических процессах, при перекачке горючих жидкостей и др.; жидкий азот – хладагент. Газообразный азот хранят и транспортируют в сжатом виде в стальных баллонах, жидкий азот – в сосудах Дьюара.

Задачи:

1. Азот находится в сосуде вместимостью 20 л при давлении 380 кПа и температуре 27 °С. Вычислите массу азота, находящегося в сосуде.
2. Вычислите объем азота (нормальные условия), который может прореагировать с магнием массой 3 г.
3. Азот объемом 56 л (нормальные условия) прореагировал с водородом (водород в избытке). Массовая доля выхода аммиака составила 50 %. Рассчитайте массу полученного аммиака.
4. Рассчитайте массовую долю азота в следующих веществах: N2O, NO2, Cu(NO3)2 и NH4NO2. В каком соединении массовая доля азота самая большая,
5. Аммиак объемом 20 л растворили в воде массой 400 г (объем газа приведен к нормальным условиям). Определите массовую долю аммиака в полученном растворе.
6. Рассчитайте массу аммиака, который потребуется для получения азотной кислоты массой 3,15 т.
При расчете учтите, что производственные потери веществ составляют 15%.

Вставить формулу как
Блок
Строка
Дополнительные настройки
Цвет формулы
Цвет текста
#333333
Используйте LaTeX для набора формулы
Предпросмотр
\({}\)
Формула не набрана
Вставить
Не копируйте текст!