Азот как биогенный элемент

 

 

 

 

 

 

Физические  свойства азота

 

Азот – газ без  цвета, запаха и вкуса. Азот плохо  растворим в воде и других органических растворителях, так как взаимодействие между молекулами азота и воды весьма мало, но хорошо растворим в  жидком диоксиде серы.

Температура,  0  20  40  50  60  80

Растворимость,  мг/100г H2O  2,9421,9011,3911,2161,0520,660

 

Так как взаимодействие и между молекулами азота мало он, как и водород наиболее близок к идеальному газу.

 

У атома азота на один электрон больше, чем у атома углерода, этот электрон занимает последнюю вакантную 2р-орбиталь. Атом азота в невозбужденном состоянии характеризуется тремя вырожденными 2р-электронами при наличии двух спаренных электронов на 2s-орбитами. Три непосредственных электрона на 2р-орбитали ответственны, прежде всего, и за трёхвалентность азота. Двухатомная молекула азота является самой устойчивой формой его существования. Атомы в ней связаны одной s- и двумя р-связями. Эта молекула практически не распадается на атомы даже при очень высоких температурах.

 

Химические свойства азота. Азот – химически малоактивное вещество. Однако азот проявляет большое  разнообразие степеней окисления: от -3 до +5.

 

1. При комнатной температуре  с азотом реагирует только  литии:

 

6Li + N2 = 2Li3N.

 

При нагревании азот взаимодействует с другими активными металлами, образуя нитриды. Которые, как правило, имеют состав твердых структур внедрения. Нитрид ванадия по твердости близок к алмазу.

 

2. При нагревании азот взаимодействует  со многими неметаллами, например  с водородом:

 

N2 + 3H2 (500°C, 25 МПа, Fe + MeOH + SiO2) 2NH3 (процесс Габера-

Боша), при высокой  температуре и пор действием  электрической дуги азот соединяется  с кислородом:

 

N2 + O2 (2000°C) 2No,

 

А также с серой , фосфором, бором, углеродом, непосредственно  с галогенами, кроме фтора, он не соединяется.

 

3. При высокой температуре  азот соединяется с оксидом  алюминия и углем, образуя нитрид  алюминия:

 

Al2O3 + 3C + N2 (1600-1800°C) = 2 AlN = 3CO.

 

 

При высокой температуре  карбид кальция поглощает азот, образуя  цианамид:

 

CaC2 + N2 (1000-1100°C) = CaCN2 + C.

 

Получение азота. Наиболее распространенный способ получения  азота – испарение жидкого  воздуха, сначала выделяется азот, а  затем менее летучий кислород. Полученный таким образом азот имеет  примеси благородных газов.

 

1. В лаборатории азот  получают окислением аммиака:

 

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6 H2O

 

Разложение закиси азота:

 

 

2N2O (500°C) = 2N2 + O2

 

Разложение нитрита аммония:

 

NH4NO2 (70°C) = N2 + 2H2O

 

Нагреванием крепких растворов  нитрита натрия и хлорида аммония:

 

NaNO2 + NH4Cl + H2O = N2 + NaCl + 3H2O

 

Взаимодействием сгоранием  аммиака в хлоре или взаимодействием  с оксидом меди:

 

8NH3 + 3Cl2 = N2 + 6NH4Cl

 

2NH3 + 3CuO (500-550°C) = 3Cu + N2 + 3H2O.

 

2. Наиболее чистый  азот получают разложением азидов  металлов, например азида натрия:

 

2NaN3 (250-300°C, вак.) = 2Na + 3N2.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Соединения  азота

 

Гемиоксид азота (N2O)

 

В 1772-1774 годах английский физик, философ и протестантский священник Джозеф Пристли (1733-1804) получил  гемиоксид азота. Позже английский химик Гемфри Дэви (1778-1829), ещё неоткрывший множество щелочных металлов, изучил обезболивающее действие этого соединения.

 

Гемиоксид азота называют также закисью азота и веселящим  газом. Закись азота имеет структурную  формулу – O=N=N, где атом азота связан с помощью двух электронных пари с другим атомом азота с помощью одной электронной пары, одновременно предоставляет последнему для связи два не поделённых электрона. Связь между азотом и кислородом равна 0,119 нм, между атомами азота – 0,113 нм.

 

Физические свойства гемиоксида азота. Гемиоксид азота – бесцветный газ со слабым приятным запахом и сладковатым вкусом. Умеренно растворим в воде. При сильном охлаждении раствора образует клатрат состава: N2O 5,75H2O

 

Химические свойства гемиоксида азота. При комнатной  температуре гемиокид азота малоактивен, он не взаимодействует ни с водой, ни с другими кислотами, ни со щелочью и даже озоном.

 

1. При нагревании выше 700°C идут реакции разложения закиси азота:

 

2N2O (t)=2N2+O2,

 

2N2O (t)=2NO+N2.

 

2. При нагревании закись азота окисляет водород:

 

N2O+H2 (150-200°C) = N2+H2O,

 

металлы:

 

N2O+Mg (500°C) = MgO+N2

 

N2O+Cu (500-600°C) = CuO+N2,

 

фосфор, серу, уголь, аммиак и некоторые органические вещества, которые сгорают в нем, высвобождая  азот.

 

3. При пропускании  его через подкисленный раствор перманганата калия образуется оксид азота:

 

5N2O+3H2SO4+2KMnO4=10NO+MnSO4+K2SO4+3H2O.

 

Характерной для него кислотой является азотноватистая кислота  – H-O-N=N=O-H, хорошо растворимая в воде, слабая кислота, которая взрывается при незначительном нагреве, распадаясь на воду и закись азота, проявляет восстановительные и окислительные свойства, поглощая кислород из воздуха распадается на азотную и азотистую кислоту.

 

Получение гемиоксида азота.

 

1. Закись азота получают нагреванием нитрата аммония:

 

NH4NO3 (240-250°C) = N2O+2H2O.

 

2. Нагревание нитратов  щелочных металлов с сульфатом  аммония:

 

2MeNO3+ (NH4)2SO4 (230-300°C) = Me2SO4+2H2O.

 

Применение гемиоксида азота. Главным образом, как анестезирующее средство.

 

Оксид азота (NO).

 

Оксид азота является ядовитым газом, он поражает нервную систему, переводит гемоглобин насыщенный кислородом – оксигемоглобин в метгемоглобин. Он образуется в атмосфере при грозовых разрядах. Молекула оксида азота содержит нечетное число электронов и представляет собой обладающий малой активностью радикал. В его молекуле одна ковалентная связь по донорно-акцепторному механизму и две р-связи.

 

Физические свойства оксида азота. Оксид азота – бесцветный ядовитый газ плохо растворимый в воде.

 

Температура, ° 0  10  20  30 40  50  60  70  80  90

Растворимость, мг/100г H2O 9,84  7,57  6,18  5,17  4,4  3,76  3,24  2,67  1,99  1,14

 

Химические свойства оксида азота. Оксид азота умеренно активен  в химическом отношении.

 

1. Под действием окислителей  (кислорода воздуха, озона, хлора, кислот окислителей) легко окисляется:

 

2NO+O2=2NO2,

 

2NO+Cl2=2NOCl,

 

NO+NO2=N2O3.

 

2. В присутствии восстановителей  (водорода, углерода, фосфора, меди, сероводорода, оксидов серы, воды) оксид  азота ведет себя, как окислитель:

 

10NO+4P(крас.) (150-200°C)=5N2+P4O10,

 

2NO+4Cu (500-600°C)=N2+2Cu2O.

 

3. Водный раствор оксида  азота нейтрален, и соединений  с водой он не образует. Известны  соли гипонитраты, в которых  азот проявляет степень окисления  +2, это производные не выделенной  азотной кислоты – H2N2O3.

 

4. Участвует в реакциях  компелексообразования. С сульфатом  железа он образует комплекс  бурого цвета:

 

FeSO4+NO+5H2O=[Fe(NO+)5]SO4.

 

А также образует комплекс с раствором хлорида меди в  бутаноле-1:

 

NO+CuCl2 = (NO+)[CuCl2].

 

Вытесняет из карбонила  железа угарный газ под давлением, образуя черное соединение:

 

4NO+ [Fe (CO) 5] 44-45°C, p= [Fe (NO) 4] + 5CO.

 

Получение оксида азота.

 

1. В лаборатории оксид азота получают действием разбавленной азотной кислоты на медь:

 

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

 

2. Действием сильных  кислот на нитрит натрия:

 

2NaNO2+H2SO4=NA2SO4+NO+NO2,

 

Для получения чистого  оксида можно использовать взаимодействие с подкисленным раствором сульфата железа:

 

2NaNO2+FeSO4+2H2SO4=Fe2(SO4)3+2NO+Na2SO4+2H2O.

 

3. Пропускание электрических  разрядов через смесь элементов:

 

N2+O2 NO.

 

4. Каталитическое окисление  аммиака:

 

4NH3+5O2 (Pt, FeO, Cr2O3)=4NO+6H2O.

 

Применение оксида азота. Является промежуточным продуктом в производстве азотной кислоты.

 

Азотистый ангидрит (N2O3).

 

Азотистая кислота (HNO2).

 

Азотистый ангидрид или  оксид азота (III) существует в чистом виде только в твердом состоянии, при температуре ниже -101°C. Так как азотистый ангидрид в виде жидкости сильно дисоциируется на моноксид и диоксид азота: N2O3=NO+NO2. Характерной для представлений о её соединениях, предполагают две таутомерные структуры.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Физические  свойства азотистого ангидрида и  азотистой кислоты

 

Азотистый ангидрид в  твердом состоянии обладает лишь синеватой окраской. Жидкость имеет интенсивную синюю окраску. Длинны связи между атомами азота равна 0,186 нм, между азотом, связанным с одним атомом кислорода, и собственно кислородом – 0,144 нм, между кислородом и азотом – по 0,122 нм. Угол между азотом и двумя атомами кислорода равен 129,4°, между этим атомом азота, азотом, связанным с атомом кислорода, и собственно кислородом – 105,1°, между атомами азота и одним из двух атомов кислорода – 117,5°.

 

Азотистая кислота имеет синеватую  окраску из-за постепенного выделения  азотистого ангидрида при разложении.

 

Химические свойства азотистого ангидрида  и азотистой кислоты.

 

1. При растворении в воде азотистый ангидрид образует азотистую кислоту:

 

N2O3+H2O 2HNO2,

 

азотистая кислота постепенно разлагается  в растворе:

 

3HNO3 HNO3+H2O+2NO, (K=6,910-4).

 

2. Действие кислорода при отрицательных  температурах приводит к образованию диоксида азота:

 

2N2O3+O2 (-10°C)=2N2O4.

 

3. При растворении в щелочах  азотистый ангидрид и азотистая  кислота образуют нитриты:

 

N2O3+NaOH=2NaNO2+H2O,

 

HNO2+NH3H2O=NH4NO2+H2O.

 

4. Азотистая кислота  чуть сильнее уксусной. У неё  сильнее выражены окислительные  свойства:

 

2HNO2+2Hl=l2+2NO+2H2O,

 

Смесь крахмала и иодида калия в  ней синеет.

 

5. Азотистая кислота может проявлять  и восстановительные свойства:

 

2KMnO4+6HNO2=2Mn(NO3)2+KNO3+3H2O+KNO2,

 

5HNO2+3KMnO4+3H2SO4=K2SO4+5HNO3=3H2O.

 

Получение азотистого ангидрида и  азотистой кислоты.

 

1. Азотистый ангидрид и азотистая кислота могут быть получены при взаимодействии нитрита натрия с разбавленной серной кислотой:

 

NaNO2+H2SO4 (0°C)=NaHSO4+HNO2 (N2O3+H2O).

 

2. Азотистый ангидрид лучше получать, если на твердый оксид мышьяка  каать 50%-ным раствором азотной  кислоты:

 

2HNO3+As2O3=2HAsO3+NO+NO2,

 

Образующиеся оксиды азота легко  соединяются, при пропускании через  охлажденную трубку:

 

NO+NO2(>0°C)=N2O3.

 

3. В виде голубого  порошка азотистый ангидрид может  быть получен при пропускании  электрических разрядов через  жидкий воздух:

 

N2+O2=2NO,

 

2NO+O2=2NO2,

 

NO+NO2=N2O3.

 

4. В лаборатории азотистую кислоту  получают взаимодействием нитрита  серебра с кислотами или разложением его водой:

 

AgNO2+Hl=AgCl+HNO2,

 

2AgNO2+H2O=Ag2O+2HNO2.

 

5.При пропускании атомарного  водорода через раствор 60%-ной  азотной кислоты с палладиевым  катализатором:

 

HNO3+H° (Pd)=HNO2+H2O.

 

Применение азотистого ангидрида  и азотистой кислоты. Азотистый ангидрид и азотистую кислоту из-за тенденций к разложению применяют лишь в лабораторной практике.

 

Диоксид азота (NO2).

 

Молекула диоксида азота имеет  угловое строение, угол равен 135°4`. Длина связи между азотом и кислородом равна 0,119 нм, а между двумя атомами азота – 0,178 нм. Наличием одного неспаренного электрона у атома азота объясняется склонность его молекул к взаимодействия друг с другом. В зависимости то температуры равновесие между NO2 и N2O4 смещается в ту или иную сторону. Ниже -12°C белые кристаллы состоят только из молекул димера N2O4, выше указанной температуры плавления образуется жидкость светло-желтого цвета, но только 0,01% молекул превращается в мономер.

 

При температуре кипения 0,1% мономера придают жидкости красно-бурый цвет, в паре при 100°C содержится до 90% мономера. Полное превращение происходит при 140°C и придает пару почти черный цвет.

 

Диоксид азота ядовит и имеет  удушающий запах.

 

Физические свойства диоксида азота. Как было указан выше, мономер и димер различаются  по внешнему виду, кроме того, мономер  – парамагнетик, диамер – диамагнетик. Хорошо растворяется в холодной воде, насыщенный раствор ярко-зелёный.

 

Химические свойства диоксида азота. Диоксид азота характеризуется высокой активностью.

 

1. Уголь фосфор и  сера сгорают в нем:

 

10NO2+8P=5N2+4P2O5.

 

2. Диоксид серы окисляется  до триоксида:

 

2NO2+4SO2=N2+4SO3.

 

3. При взаимодействии  диоксида азота с водой образуется  смесь азотной и азотистой кислоты:

 

2NO2+H2O HNO3+HNO2.

 

При растворении в  теплой воде образуется азотная кислота  и оксид азота:

 

3NO2+H2O=2HNO3+NO.

 

4. При взаимодействии  со щелочами диоксида азота  образует нитраты и нитриты:

 

2NO2+2NaOH=NaNO3+NaNO2+H2O.

 

5. Выше 150°C диоксид азота начинает разлагаться:

 

2NO2=2NO+O2.

 

6.При комнатной температуре  вытесняет оксид углерода из  карбонила никеля:

 

2NO2+[Ni(CO)4]=Ni(NO2)2+4CO.

 

Получение диоксида азота.

 

1. Взаимодействие концентрированной  азотной кислоты с медью:

 

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

 

2. Разложение нитратов  тяжелых металлов, например кристаллического  нитрата свинца:

 

2Pb(NO3)2 (t)=2PbO+4NO2+O2.

 

3. Взаимодействие оксида  азота с кислородом:

 

2NO+O2=2NO2.

 

Применение диоксида азота. Промежуточный продукт в  производстве азотной кислоты. Применяется, как окислитель в жидком ракетном топливе, очиститель нефтепродуктов от сераорганических соединений, катализатор окисления органических соединений, например бензола до фенола, метана до формальдегида.