Азот - едва ли не самый распространенный химический элемент во всей Солнечной Системе. Если быть конкретнее, то азот занимает 4 место по распространенности. Азот в природе - инертный газ.
Этот газ не имеет ни цвета, ни запаха, его очень трудно растворить в воде. Однако соли-нитраты имеют свойство очень хорошо реагировать с водой. Азот имеет малую плотность.
Азот - удивительный элемент. Есть предположение, что свое название он получил из древнегреческого языка, что в переводе с него значит «безжизненный, испорченный». Отчего же такое негативное отношение к азоту? Ведь нам известно, что он входит в состав белков, а дыхание без него практически невозможно. Азот играет важную роль в природе. Но в атмосфере этот газ инертен. Если его взять таким, какой он есть в первозданном виде, то возможно множество побочных эффектов. Пострадавший может даже умереть от удушья. Ведь азот оттого и называется безжизненным, что не поддерживает ни горения, ни дыхания.
При обычных условиях такой газ реагирует только с литием, образовывая такое соединение, как нитрид лития Li3N. Как мы видим, степень окисления азота в таком соединении равна -3. С остальными металлами и конечно же, реагирует тоже, однако лишь при нагревании или при использовании различных катализаторов. К слову говоря, -3 - низшая степень окисления азота, так как только 3 электрона нужны для полного заполнения внешнего энергетического уровня.
Этот показатель имеет разнообразные значения. Каждая степень окисления азота имеет свое соединение. Такие соединения лучше просто запомнить.
5 - высшая степень окисления у азота. Встречается в и во всех солях-нитратах.
Очень удобен процесс окисления иона аммония нитрит-ионом:
Известны и другие способы разложение азидов при нагревании, разложение аммиака оксидом меди(II), взаимодействие нитритов с сульфаминовой кислотой или мочевиной:
При каталитическом разложении аммиака при высокой температуре тоже можно получить азот:
Физические свойства.
Некоторые физические свойства азота приведены в табл. 1.
|
Таблица 1. НЕКОТОРЫЕ ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АЗОТА |
|
| Плотность, г/см 3 | 0,808 (жидк.) |
| Температура плавления, °С | –209,96 |
| Температура кипения, °С | –195,8 |
| Критическая температура, °С | –147,1 |
| Критическое давление, атм а | 33,5 |
| Критическая плотность, г/см 3 а | 0,311 |
| Удельная теплоемкость, Дж/(мольЧ К) | 14,56 (15° С) |
| Электроотрицательность по Полингу | 3 |
| Ковалентный радиус, | 0,74 |
| Кристаллический радиус, | 1,4 (M 3–) |
| Потенциал ионизации, В б | |
| первый | 14,54 |
| второй | 29,60 |
|
а
Температура и давление, при которых плотности
азота жидкого и газообразного состояния одинаковы.
б Количество энергии, необходимое для удаления первого внешнего и следующего за ним электронов, в расчете на 1 моль атомарного азота. |
|
|
Таблица 2. СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ АЗОТА И СООТВЕТСТВУЮЩИЕ СОЕДИНЕНИЯ |
|
|
Степень окисления |
Примеры соединений |
| Аммиак NH 3 , ион аммония NH 4 + , нитриды M 3 N 2 | |
| Гидразин N 2 H 4 | |
| Гидроксиламин NH 2 OH | |
| Гипонитрит натрия Na 2 N 2 O 2 , оксид азота(I) N 2 O | |
| Оксид азота(II) NO | |
| Оксид азота(III) N 2 O 3 , нитрит натрия NaNO 2 | |
| Оксид азота(IV) NO 2 , димер N 2 O 4 | |
| Оксид азота(V) N 2 O 5 , азотная кислота HNO 3 и ее соли (нитраты) | |
|
Таблица 3. НЕКОТОРЫЕ ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АММИАКА И ВОДЫ |
||
|
Свойство |
||
| Плотность, г/см 3 | 0,65 (–10° С) | 1,00 (4,0° С) |
| Температура плавления, °С | –77,7 | 0 |
| Температура кипения, °С | –33,35 | 100 |
| Критическая температура, °С | 132 | 374 |
| Критическое давление, атм | 112 | 218 |
| Энтальпия испарения, Дж/г | 1368 (–33° С) | 2264 (100° С) |
| Энтальпия плавления, Дж/г | 351 (–77° С) | 334 (0° С) |
| Удельная электропроводность | 5Ч 10 –11 (–33° С) | 4Ч 10 –8 (18° С) |
аналогично процессу, протекающему в воде:
Некоторые химические свойства обеих систем сопоставлены в табл. 4.
Жидкий аммиак как растворитель имеет преимущество в некоторых случаях, когда невозможно проводить реакции в воде из-за быстрого взаимодействия компонентов с водой (например, окисление и восстановление). Например, в жидком аммиаке кальций реагирует с KCl с образованием CaCl 2 и K, поскольку CaCl 2 нерастворим в жидком аммиаке, а К растворим, и реакция протекает полностью. В воде такая реакция невозможна из-за быстрого взаимодействия Ca с водой.
Получение аммиака. Газообразный NH 3 выделяется из солей аммония при действии сильного основания, например, NaOH: Метод применим в лабораторных условиях. Небольшие производства аммиака основаны также на гидролизе нитридов, например Mg 3 N 2 , водой. Цианамид кальция CaCN 2 при взаимодействии с водой также образует аммиак. Основным промышленным методом получения аммиака является каталитический синтез его из атмосферного азота и водорода при высоких температуре и давлении:
Водород для этого синтеза получают термическим крекингом углеводородов, действием паров воды на уголь или железо, разложением спиртов парами воды или электролизом воды. На синтез аммиака получено множество патентов, отличающихся условиями проведения процесса (температура, давление, катализатор). Существует способ промышленного получения при термической перегонке угля. С технологической разработкой синтеза аммиака связаны имена Ф.Габера и К.Боша.
|
Таблица 4. СРАВНЕНИЕ РЕАКЦИЙ В ВОДНОЙ И АММИАЧНОЙ СРЕДЕ |
|
|
Водная среда |
Аммиачная среда |
|
Нейтрализация |
|
| OH – + H 3 O + ® 2H 2 O |
NH 2 – + NH 4 + ® 2NH 3 |
|
Гидролиз (протолиз ) |
|
 |
|
| PCl 5 + 3H 2 O POCl 3 + 2H 3 O + + 2Cl – |
PCl 5 + 4NH 3 PNCl 2 + 3NH 4 + + 3Cl – |
|
Замещение |
|
| Zn + 2H 3 O + ® Zn 2+ + 2H 2 O + H 2 |
Zn + 2NH 4 + ® Zn 2+ + 2NH 3 + H 2 |
|
Сольватация (комплексообразование ) |
|
| Al 2 Cl 6 + 12H 2 O 2 3+ + 6Cl – |
Al 2 Cl 6 + 12NH 3 2 3+ + 6Cl – |
|
Амфотерность |
|
| Zn 2+ + 2OH – Zn(OH) 2 |
Zn 2+ + 2NH 2 – Zn(NH 2) 2 |
| Zn(OH) 2 + 2H 3 O + Zn 2+ + 4H 2 O |
Zn(NH 2) 2 + 2NH 4 + Zn 2+ + 4NH 3 |
| Zn(OH) 2 + 2OH – Zn(OH) 4 2– |
Zn(NH 2) 2 + 2NH 2 – Zn(NH 2) 4 2– |
Символ M
n+
представляет ион переходного металла (B-подгруппы периодической таблицы, например, Cu 2+ , Mn 2+ и
др.). Любая протонная (т.е. Н-содержащая) кислота реагирует с аммиаком в водном растворе с образованием солей аммония, таких, как нитрат аммония NH
4 NO 3
, хлорид аммония NH
4
Cl, сульфат аммония (NH
4) 2 SO 4
, фосфат аммония (NH
4) 3 PO 4
. Эти соли широко применяются в сельском хозяйстве как удобрения для введения азота в почву. Нитрат аммония кроме того применяют как недорогое взрывчатое вещество; впервые оно было применено с нефтяным топливом (дизельным маслом). Водный раствор аммиака применяют непосредственно для введения в почву или с орошающей водой. Мочевина
NH 2 CONH 2
, получаемая синтезом из аммиака и углекислого газа, также является удобрением. Газообразный аммиак реагирует с металлами типа Na и K с образованием амидов:
Аммиак реагирует с гидридами и нитридами также с образованием амидов:
Амиды щелочных металлов (например, NaNH
2
) реагируют с N
2
O при нагревании, образуя азиды:
Газообразный NH
3
восстанавливает оксиды тяжелых металлов до металлов при высокой температуре, по-видимому, благодаря водороду, образующемуся в результате разложения аммиака на N
2
и H
2:
Атомы водорода в молекуле NH
3
могут замещаться на галоген. Иод реагирует с концентрированным раствором NH
3
, образуя смесь веществ, содержащую N
I 3
. Это вещество очень неустойчиво и взрывается при малейшем механическом воздействии. При реакции NH
3
c Cl
2
образуются хлорамины NCl 3 , NHCl 2 и NH 2 Cl. При воздействии на аммиак гипохлорита натрия NaOCl (образуется из NaOH и
Cl
2
) конечным продуктом является гидразин:
Гидразин.
Приведенные выше реакции представляют собой способ получения моногидрата гидразина состава N
2 H 4
Ч
H 2
O. Безводный гидразин образуется при специальной перегонке моногидрата с BaO или другими водоотнимающими веществами. По свойствам гидразин слегка напоминает пероксид водорода H
2 O 2
. Чистый безводный гидразин
бесцветная гигроскопичная жидкость, кипящая при 113,5
°
C
; хорошо растворяется в воде, образуя слабое основание
В кислой среде (H
+
) гидразин образует растворимые соли гидразония типа + X
. Легкость, с которой гидразин и некоторые его производные (например, метилгидразин) реагируют с кислородом, позволяет использовать его в качестве компонента жидкого ракетного топлива. Гидразин и все его производные сильно ядовиты.
Оксиды азота.
В соединениях с кислородом азот проявляет все степени окисления, образуя оксиды: N
2 O, NO, N 2 O 3 , NO 2 (N 2 O 4), N 2 O 5
. Имеется скудная информация об образовании пероксидов азота (NO
3 , NO 4).
Оксид азота
(I)
N 2
O (монооксид диазота) получается при термической диссоциации нитрата аммония:
Молекула имеет линейное строение
O довольно инертен при комнатной температуре, но при высоких температурах может поддерживать горение легко окисляющихся материалов. N
2
O, известный как «веселящий газ», используют для умеренной анестезии в медицине.
Оксид азота(II)
NO бесцветный газ, является одним из продуктов каталитической термической диссоциации аммиака в присутствии кислорода:
NO образуется также при термическом разложении азотной кислоты или при реакции меди с разбавленной азотной кислотой:
NO можно получать синтезом из простых веществ (N
2
и O
2
) при очень высоких температурах, например в электрическом разряде. В структуре молекулы NO имеется один неспаренный электрон. Соединения с такой структурой взаимодействуют с электрическим и магнитным полями. В жидком или твердом состоянии оксид имеет голубую окраску, поскольку неспаренный электрон вызывает частичную ассоциацию в жидком состоянии и слабую димеризацию в твердом состоянии: 2NO
N 2 O 2 .
Оксид азота
(III)
N 2 O 3
(триоксид азота) ангидрид азотистой кислоты:
N 2 O 3 + H 2 O
2HNO 2 .
Чистый
N 2 O 3
может быть получен в виде голубой жидкости при низких температурах (20
°
С) из эквимолекулярной смеси NO и NO
2 . N 2 O 3
устойчив только в твердом состоянии при низких температурах (т.пл. 102,3
°
С), в жидком и газообразном состояния он снова разлагается на NO и NO
2 .
Оксид азота
(IV)
NO 2
(диоксид азота) также имеет в молекуле неспаренный электрон (см. выше
оксид азота(II)). В строении молекулы предполагается трехэлектронная связь, и молекула проявляет свойства свободного радикала (одна линия соответствует двум спаренным электронам):
получается каталитическим окислением аммиака в избытке кислорода или окислением NO на воздухе:
а также по реакциям:
При комнатной температуре NO
2
газ темнокоричневого цвета, обладает магнитными свойствами благодаря наличию неспаренного электрона. При температурах ниже 0
°
C молекула NO
2
димеризуется в тетраоксид диазота, причем при 9,3
°
C димеризация протекает полностью:
2NO 2
N 2 O 4
. В жидком состоянии недимеризовано только 1% NO
2
, а при 100
°
C остается в виде димера 10% N
2 O 4 .
(или N
2 O 4
) реагирует в теплой воде с образованием азотной кислоты:
3NO 2 + H 2 O = 2HNO 3 + NO.
Технология NO
2
поэтому очень существенна как промежуточная стадия получения промышленно важного продукта
азотной кислоты.
Оксид азота
(V)
N
2
O
5
(устар
. ангидрид азотной кислоты) белое кристаллическое вещество, получается обезвоживанием азотной кислоты в присутствии оксида фосфора P
4 O 10:
N 2 O 5
легко растворяется во влаге воздуха, вновь образуя
HNO 3
. Свойства
N 2 O 5
определяются равновесием
N 2 O 5 хороший окислитель, легко реагирует, иногда бурно, с металлами и органическими соединениями и в чистом состоянии при нагреве взрывается. Вероятную структуру
. При выпаривании раствора образуется белое взрывчатое вещество с предполагаемой структурой
HON=NOH.
Азотистая кислота
HNO 2
не
существует в чистом виде, однако водные растворы ее невысокой концентрации образуются при добавлении серной кислоты к нитриту бария:
Азотистая кислота образуется также при растворении эквимолярной смеси NO и NO
2
(или N
2 O 3
) в воде. Азотистая кислота немного сильнее уксусной кислоты. Степень окисления азота в ней +3 (ее структура
HON=O),
т.е. она может являться и окислителем, и восстановителем. Под действием восстановителей она восстанавливается обычно до
NO
, а при взаимодействии с окислителями окисляется до азотной кислоты.
Скорость растворения некоторых веществ, например металлов или иодид-иона, в азотной кислоте зависит от концентрации азотистой кислоты, присутствующей в виде примеси. Соли азотистой кислоты нитриты хорошо растворяются в воде, кроме нитрита серебра.
NaNO 2 применяется в производстве красителей. Азотная кислота HNO 3 один из наиболее важных неорганических продуктов основной химической промышленности. Она используется в технологиях множества других неорганических и органических веществ, например, взрывчатых веществ, удобрений, полимеров и волокон, красителей, фармацевтических препаратов и др. См. также ЭЛЕМЕНТЫ ХИМИЧЕСКИЕ. ЛИТЕРАТУРА Справочник азотчика . М., 1969Некрасов Б.В. Основы общей химии . М., 1973
Проблемы фиксации азота. Неорганическая и физическая химия . М., 1982
Ранее было показано, что при образовании ковалентной связи электронные пары располагаются симметрично относительно ядер взаимодействующих атомов и атомы в молекулах никаких зарядов не несут.
При образовании ионных связей валентные электроны переходят от менее электроотрицательных (ЭО) к более электроотрицательным атомам, в результате чего образуются ионы, заряд которых определяется количеством отданных или присоединенных электронов. В молекулах с полярными связями валентные электроны лишь частично смещаются к более ЭО атому, при этом на взаимодействующих атомах возникают электрические заряды, но их величины не являются целочисленными. Например, в молекуле HCl на водороде существует положительный, а на Cl - отрицательный заряды, но их величины меньше 1.
В практических целях (при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций) заряды на атомах в молекулах с полярными связями удобно представлять в виде целых чисел, равных таким зарядам, которые возникли бы на атомах, если бы валентные электроны полностью переходили к более электроотрицательным атомам, т.е. если бы связи были полностью ионными. Такие величины зарядов получили название степеней окисления. Степень окисления любого элемента в простом веществе всегда равна 0.
В молекулах сложных веществ некоторые элементы всегда имеют постоянную степень окисления . Для большинства элементов характерны переменные степени окисления , различающиеся как знаком, так и величиной, в зависимости от состава молекулы.
У щелочных металлов, а также у металлов главной подгруппы второй группы степень окисления во всех соединениях равна соответственно +1 и +2. Постоянную степень окисления, равную -1, имеет фтор. Кислород, как правило, имеет степень окисления -2. У водорода в соединениях с неметаллами степень окисления +1, в гидридах металлов - -1. Для того, чтобы отличить значения степени окисления от зарядов ионов в первом случае знак ставится перед цифрой, во втором - после цифры. Например, Н +1 Cl -1 , но Na 1+ Cl 1- .
Часто степень окисления (СО) равна валентности и отличается от нее только знаком. Но встречаются соединения, в которых степень окисления элемента не равна его валентности. Как уже отмечалось, в простых веществах СО элемента всегда равна нулю независимо от его валентности. В таблице сопоставлены валентности и степени окисления некоторых элементов в различных соединениях.
| соединение | элемент | валентность | схема | степень окисления |
| О 2 | кислород | О=О | ||
| Н 2 О | О Н Н | -2 +1 | ||
| Н 2 О 2 | Н→О – О←Н | -1 +1 | ||
| N 2 | азот | N≡N | ||
| NH 3 | H N H H | -3 +1 | ||
| NF 3 | F N F F | +3 -1 | ||
| N 2 H 4 (гидразин) | H H N-N H H | -2 +1 | ||
| NH 2 OH (гидроксил-амин) | H N O H H | -1 -2 +1 |
Определение степени окисления элемента в какой либо молекуле сводится к простой арифметической операции, так как сумма степеней окисления атомов всех элементов, входящих в состав молекулы, равна нулю. Например, необходимо определить степень окисления фосфора в фосфорной кислоте Н 3 РО 4 . Поскольку у кислорода СО – -2 , а у водорода - +1, то для нулевой суммы у фосфора степень окисления должна быть равна 5.
Задача 1 . Определите, как изменяется прочность соединений в ряду: HF, НСl, НВr, HI.
Решение . У этих двухатомных молекул прочность связи зависит от длины связи. А поскольку радиус атома при переходе от фтора к иоду возрастает, то длина связи Н — галоген в этом направлении возрастает, т.е. прочность соединений при переходе от фтора к иоду уменьшается.
Задача 2 . Сколько электронов и протонов содержат следующие молекулы и ионы: а) AlH 4 — ; б) NF 3 ?
Решение
а) Число протонов в атоме элемента равно порядковому номеру элемента, поэтому атом алюминия содержит 13 протонов, атом водорода — один протон. Всего в ионе содержится 17 протонов. Заряд иона равен -1, поэтому число электронов на единицу превышает число протонов и равно 18.
б) Атом азота содержит 7 протонов, атом фтора — 9 протонов. Всего в молекуле NF 3 содержится 7+3 9 = 34 протона. Заряд молекулы равен 0, поэтому число электронов равно числу протонов.
Ответ . а) 17 протонов, 18 электронов; б) 34 протона, 34 электрона.
Задача 3 . Каковы валентность и степень окисления азота: а) в азотной кислоте; б) в хлориде аммония?
Решение .
а) Структурную формулу азотной кислоты иногда изображают с пятивалентным азотом следующим образом:
O // H - O - N \\ O
В действительности, пятивалентный азот не существует, поскольку для этого атом азота должен иметь пять неспаренных электронов.
Распаривание 2s-электронов азота требует очень большой затраты энергии и практически не происходит. Атом азота в азотной кислоте имеет валентность IV. Три ковалентные связи N-О образованы за счет неспаренных электронов, и одна — за счет неподеленной пары электронов азота. Структурную формулу азотной кислоты можно писать так:
O / H - O - N \\ O
где стрелочка обозначает донорно-акцепторную связь. Степень окисления водорода равна +1, кислорода -2, а сумма степеней окисления атомов в молекуле равна 0, поэтому на долю атома азота приходится условный заряд +5.
б) Валентность азота в ионе равна IV. Три ковалентные связи N-Н образованы за счет неспаренных электронов азота, и одна — за счет неподеленной пары электронов.
Степень окисления водорода равна +1, а сумма степеней окисления атомов в ионе равна заряду иона (-1), поэтому на долю атома азота приходится условный заряд -3.
Ответ . а) валентность IV, степень окисления +5. б) валентность IV, степень окисления -3.
Задача 4 . Определите степени окисления элементов в следующих соединениях: К 2 MnО 4 ; Ba(ClO 3) 2 ; F 2 O; Ca(NO 2) 2 ; H 2 SiF 6 ; H 2 O 2 ; Cr 2 (SO 4) 3 .
Решение . Используем следующие правила определения степеней окисления: 1) сумма степеней окисления атомов в молекуле равна 0; 2) степень окисления Н равна +1 в соединениях с неметаллами; 3) степень окисления О равна -2, кроме соединений со фтором и перекисных соединений; 4) степень окисления F фтора равна -1; 5) степень окисления металла равна заряду иона металла. Используя эти правила, находим:
1) K 2 MnO 4: K +1 , Mn +6 , O -2 ;
2) Ba(ClO 3) 2: Ba +2 , Cl +5 , O -2 ;
3) F 2 O: F -1 , O +2 ;
4) Ca(NO 2) 2: Ca +2 , N +3 , O -2 ;
5) H 2 SiF 2: H +1 , Si +4 , F -1 ;
6) H 2 O 2: H +1 , O -1 ;
7) Cr 2 (SO 4) 3: Cr +3 , S +6 , O -2 .
Задача 5 . Приведите структурную формулу 3-аминобензойной кислоты. Укажите характер химических связей, валентности и степени окисления элементов.
Решение . Все связи в молекуле 3-аминобензойной кислоты — ковалентные полярные, кроме связей С-С в бензольном кольце, которые являются ковалентными неполярными:
Валентности элементов равны: С — IV, О — II, Н — I, N — III. Степени окисления: Н +1 , О -2 , N -3 . Степени окисления атомов углерода различны. Атомы С в бензольном кольце при связях С-Н имеют степень окисления -1 (т.к. углерод — более электроотрицательный элемент, чем водород), атом С при связи С-N имеет степень окисления +1 (азот более электроотрицателен, чем углерод), атом С при связи С-С — степень окисления 0 (связь между одинаковыми атомами). Наконец, атом С в группе СООН связан тремя связями с более электроотрицательными атомами О и имеет степень окисления +3.
