Азот как биогенный элемент

 

Азотный ангидрид (N2O5).

 

Физические свойства азотного ангидрида.

 

Азотный ангидрид представляет собой белые прозрачные, легко  возгоняющие кристаллы. Имеет молекулярную структуру только в газовой фазе, а в твердом виде имеет структуру, образованную ионами NO2+ и NO3

 

Химические свойства азотного ангидрида. Азотный ангидрид является сильным окислителем, взрывоопасен, часто взрывается без видимых причин.

 

 

1. Уже при комнатной  температуре азотный ангидрид  необратимо разлагается:

 

2N2O5=4NO2+O2.

 

Взаимодействует со щелочами с образованием нитратов:

 

N2O5+2NaOH=2NaNO3+H2O.

 

При незначительном нагреве  с оксидом алюминия образует нитрат:

 

3N2O5+Al2O3 (35-40°C)=2Al(NO3)3.

 

Окисляет медь до оксида:

 

N2O5+5Cu (500°C)=5CuO+N2.

 

В зависимости от условий  образует с аммиаком нитрат аммония  или амид нитрозила:

 

N2O5+2(NH3H2O)(разб.)=2NH4NO3+H2O,

 

N2O5(жид.)+2NH3=H2O+2(NO2)NH2.

 

3. Многие органические  вещества в его присутствии  воспламеняются.

 

Получение азотного ангидрида.

 

1. Дегидратацией азотной  кислоты оксидов фосфора:

 

2HNO3+P2O5=2HPO3+N2O5.

 

2. Окисление диоксида  азота озоном:

 

6NO2+O3=3N2O5.

 

Применение азотного ангидрида. Применение сильно ограничено из-за взрывоопасности.

 

Азотная кислота (HNO3)

 

В VIII веке арабский алхимик Джабир ибн Хайян (712-815)  получил слабый раствор азотной кислоты. Во времена средневековья её применяли для разоблачения алхимиков, ведь только золото и благородный металл не растворялись в ней. Царская водка – её смесь с соляной кислотой.

 

Физические свойства азотной кислоты. Азотная кислота  представляет собой бесцветную летучую жидкость, часто с красно-бурым оттенком из-за разложения. Смешивается с водой во всех отношениях. Химические свойства азотной кислоты.

 

1. Разбавленная азотная  кислота проявляет все свойства  сильных кислот, в водных растворах  она диссоциирует по следующей схеме:

 

HNO3 H+ +NO3-,

 

безводная кислота:

 

2HNO3=NO2+ +NO3-+H2O.

 

Постепенно, особенно на свету или при нагревании азотная  кислота разлагается, при хранении раствор становится коричневым из-за диоксида азота:

 

4HNO3 4NO2+2H2O+O2.

 

2. Азотная кислота взаимодействует почти со всеми металлами. Разбавленная азотная кислота со щелочными и щелочноземельными металлами, а также с железом и цинком образует соответствующие нитраты, нитрат аммония или гемиоксид азота в зависимости от активности металла и воду:

 

4Mg+10HNO3=4Zn(N3)2+NH4NO3+3H2O,

 

С тяжелыми металлами  разбавленная кислота образует соответствующие  нитраты, воду и выделяет оксид азота, а в случае более сильного раздавления  азот:

 

Fe+4HNO3=Fe(NO3)3+NO+2H2O,

 

5Fe+12HNO3(оч.разб.)=5Fe(NO3)+N2+6H2O,

 

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

 

Концентрированная азотная  кислота при взаимодействии со щелочными  и щелочными металлами образует соответствующие нитраты, воду и  выделяет гемиоксид азот:

 

8Na+10HN03=8NaNO3+N2O+5H2O.

 

Такие металлы как  железо, хром, алюминий, золото, платина, иридий, тантал концентрированная кислота пассивирует, т.е. на поверхности металла образуется пленка оксидов не проницаемая для кислоты. Другие тяжелые металлы при взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образуют соответствующие нитраты, воду и выделяется оксид или диоксид азота:

 

3Hg+8HNO3 (хол.)=3Hg(NO3)2+2NO+4H2O,

 

Hg+4HNO3(гор.)=Hg(NO3)2+2NO2+2H2O,

 

Ag+2HNO3=AgNO3+NO2+2H2O.

 

Обычно процесс восстановления идет в нескольких направления в  зависимости от силы восстановления, концентрации и температуры.

 

3. Азотная кислота  способна растворять золото, платину  и другие благородные металлы,  но в смеси с соляной кислотой. Их смесь в отношении три  объема концентрированной соляной  кислоты и один объём концентрированной  азотной кислоты называют «царской водкой». Действие царской водки заключается в том, что азотная кислота окисляет соляную до свободного хлора, который соединяется с металлами:

 

HNO3+HCl=Cl2+2H2O+NOCl,

 

2NOCl=2NO+Cl2.

 

Царская водка способна растворять золото, платину, родий, иридий и тантал, которые не растворяются ни в азотной, а уж тем более соляной кислоте:

 

Au+HNO3+3HCl=AuCl3+NO+2H2O,

 

HCl+AuCl3=H[AuCl4];

 

3Pt+4HNO3+12HCl=3PtCl4+4NO+8H2O,

 

2HCl+PtCl4=H2[PtCl6].

 

4. Неметаллы также окисляются азотной кислотой до соответствующих кислот, разбавленная кислота выделяет оксид азота:

 

3P+5HNO3+2H2O=3H3PO4+5NO,

 

Концентрированная кислота  выделяет диоксид азота:

 

S+6HNO3=H2SO4+6NO2+2H2O,

 

Ge+4HNO3=GeO2+4NO2+2H2O,

 

P+5HNO3=H3PO4+5NO2+H2O,

 

I2+10HNO3=2HIO3+10NO2+4H20.

 

Азотная кислота способна также окислять некоторые неорганические соединения:

 

3H2S+8HNO3=3H2SO4+8NO+4H2O.

 

5. Азотная кислота  взаимодействует также со многими  органическими веществами.

 

6. Качественная реакция  на азотную кислоту «проба  коричневого кольца» - взаимодействие с раствором сульфида железа и серной кислоты, в случае присутствия азотной кислоты выпадает в осадок коричневый комплекс:

 

2HNO3+8FeSO4+3H2SO4=2[Fe(NO)]SO4+3Fe(SO4)3+4H2O.

 

Получение азотной кислоты.

 

1. Промышленный способ. Каталитическое окисление аммиака до оксида азота:

 

4NH3+5O2 (800°C,Pt(+10%Rh))=4NO+6H2O,

 

окисление оксида азота  в избытке кислорода до диоксида азота, для ускорения реакции  снижают температуру и повышают давление:

 

2NO+O2=2NO2,

 

Поглощение диоксида азота водой а присутствии  избытка кислорода:

 

4NO2+2H2O+O2=4HNO3.

 

2. В лаборатории азотную  кислоту получают действием концентрированной  серной кислоты на кристаллические  нитраты калия или натрия:

 

KNO3+H2SO4=KHSO4+HNO3.

 

3. Разложение азотистой  кислоты:

 

HNO2=HNO3+2NO+H2O.

 

Применение азотной кислоты. Для производства комплексных и азотных удобрений, минеральных кислот, взрывчатых веществ, красителей. Применяется для травления и растворения металлов в металлургии. Дымящая азотная кислота в качестве окислителя ракетного топлива.

 

Аммиак (NH3).

 

В 1772-1774 годах английский физик, философ и протестантский священник Джозеф Пристли (1733-1804) получил  аммиак. В 1905-1910 годах немецкий физик  и химик Вальтер Нернст (1864-1941) и химик-неорганик и технолог Фриц Габер (1868-1934) сформулировали теоретические закономерности синтеза аммиака под давлением. В 1908 году впервые получили на полузаводской установке жидкий аммиак из азота и водорода на осмиевом катализаторе при давлении до 20МПа.

 

Из четырех электронных  пар при азоте три общие  и одна не поделенная. В образовании молекулы аммиака участвуют три не спаренных р-электрона атома азота, электронные орбитали которых взаимноперпендикулярны, и 1s-электрон трех атомов водорода. Связи располагаются вдоль трех осей р-орбиталей. Молекула имеет форму правильной пирамиды: в углах основания атомы водорода, а в вершине – атом азота. Химическая связь N-H полярна, положительный заряд сосредоточен на атоме азота. Вследствие этого между молекулами аммиака образуется водородная связь.

 

Физические свойства аммиака. Аммиак представляет собой бесцветный газ с характерным удушливым запахом, легко сжимаемый при охлаждении. Хорошо растворимый в воде, при 0°C в 1 объеме воды растворяется 1000 объемов аммиака.

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

Растворимость, г/100г H2O  89,7  68,3  52,9  40,9  31,6  23,6  23,5  16,8  11,1 6,5  3,0

 

В жидком аммиаке хорошо растворяются щелочные и щелочно-земельные  металлы, сера, фосфор, иод, многие соли и кислоты.

 

Химические свойства аммиака.

 

1. Взаимодействие с  простыми веществами:

 

4NH3+3O2=2N2+6H2O,

 

2NH3+2Na=2NaNH2+H2.

 

2. С водой аммиак  образует гидрат аммиака или  гидрооксид аммония, который дает  щелочную среду:

 

NH3+H2O NH3H2O NH4+ +OH-.

 

3. При взаимодействии  с кислотами образует соли  аммония:

 

2(NH3H2O)+H2SO4=(NH4)2SO4+H2O.

 

Пары аммиака и соляной  кислоты образуют белый дым хлорида  аммония:

 

NH3+HCl=NH4Cl.

 

4. Восстановление оксид  меди:

 

2NH3+3CuO=3Cu=N2+3H2O.

 

5. Качественные реакции на аммиак. КА было указано выше, образование белого дыма в присутствии хлороводорода. Изменение голубого раствора медного купороса на ярко-синий:

 

4NH3+CuSO4+H2O=[Cu(NH3)]4SO4H2O.

 

При взаимодействии с  реактивом Несслера K2[Hgl4] выпадает в осадок красно-коричневый хлопьевидный комплекс HOHgNHHgl.

 

Почернение бумажки  смоченной раствором динитрата ртути Hg(NO3)2 из-за выделения металла.

 

Получение аммиака.

 

1. В промышленности, взаимодействием  азота с водородом:

 

N2+3H2 (500°C? 25 МПа, Fe+MeOH+Sio2) 2NH3 (процесс Габера-Боша).

 

2. В лаборатории взаимодействием  соли аммония со щелочью:

 

NH4Cl+KOH=KCl+H2O+NH3,

 

Разложением нитридов металлов водой:

 

Mg3N2+6H2O=3Mg(OH)2+2NH3,

 

взаимодействием нитрата  натрия с цинком в щелочной среде:

 

NaNOO3+4Zn+7NaOH+6H2O=NH3+4Na2[Zn(OH)4].

 

Применение аммиака. Для  производства азотной кислоты, азотосодержащих солей, мочевины, воды, синильной кислоты, удобрений, диазотипных светокопированных материалов. Жидкий азот и его растворы – хладагенты. Нашатырный спирт – лекарственное средство. Аммиак является сильнодействующим ядовитым веществом.

 

Известны также такие соединения азота, как гидрадин (N2H4), гидроксиламин (NH2OH), азид водорода (HN3). Эти соединения неустойчивы, взрывоопасны, сильные восстановители, хорошо растворимы в воде. Гидразин – маслянистая жидкость, гидроксиламин – белое кристаллическое вещество, дают щелочную реакцию. Азид – жидкость, раствор в воде – кислота, его смесь с соляной кислотой по действию подобна царской воде.

 

Нитриды.

 

В силу того, что азот имеет большую электроотрицательность, чем другие пниктогены, а также  имеет малый атомный радиус, нитриды отличаются от других пниктогенидов. С р- и s-элементами он образует соединения, подчиняющиеся правилу формальной валентности. Нитриды активных металлов имеют солеобразный характер, но обладают повышенной склонностью к гидролизу, поскольку кислотные свойства аммиака, солями которого они формально могут считаться, выражены слабо. Нитриды элементов III- и IV-ой главных подгрупп являются преимущественно ковалентными соединениями. Особенностью взаимодействия переходных металлов с азотом является склонность к образованию металлических фаз внедрения. В противоположность солеобразным нитридам все они тугоплавки, инертны даже в большей мере, чем ковалентные нитриды кремния и германия.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Получение и применение

 

В лаборатории азот легко  может быть получен при нагревании Концентрированного нитрита аммония: NH4NO2 (N2+2H2O). Технический способ получения азота основан на разделении предварительно сжиженного воздуха, который затем подвергается разгонке. Основная часть добываемого свободного азота используется для промышленного производство аммиака, который затем в значительных количествах перерабатывается на азотную кислоту, удобрения, взрывчатые вещества и т. д. Помимо прямого синтеза аммиака из элементов, промышленное значение для связывания азота воздуха имеет разработанный а 1905 цианамидный метод, основанный на том, что при 10000°C карбид кальция (получаемый накаливанием смеси угля а электрической печи) реагирует со свободным азотом: CaC2+N2 (CaCN2+C). Образующийся цианамид кальция при действии перегретого водяного пара разлагается с выделением аммиака: CaCN2+3H2O (CaCO3+2NH3).

 

Получение.

 

В лабораториях его можно  получить по реакции разложения нитрита  аммония:

 

NH4NO2gN2h+H2O.

 

Реакция экзотермическая, идёт с выделением 80 ккал (335 кДж), поэтому  требуется охлаждение сосудов при  её протекании (хотя для начала реакции  требуется нагревание нитрита аммония).

 

Практически эту реакцию  выполняют, добавляя по каплям насыщенный раствор нитрита натрия в нагретый насыщенный раствор сульфата аммония мгновенно разлагается.

 

Выделяющийся при этом газ загрязнён аммиаком, оксид  азота (I) и кислородом, о которых его очищают, последовательно пропуская через растворы серной кислоты, сульфата железа (II) и над раскалённой медью. Затем азот осушат.

 

Ещё один лабораторной способ получения азота – нагревание смеси дихромата калия и сульфата аммония (в соотношении 2:1 по массе).

Реакция идет по уравнениям:

 

K2Cr2O7+(NH4)2SO4=(NH4)2Cr2O7+K2SO4

 

(NH4)2Cr2O7g(t) Cr2O3+N2#+4H2O.

 

Самый чистый азот можно  получить разложением азидов металлов:

 

2NaN3g(t) 2Na+3N2#

 

Так называемый «воздушный», или «атмосферный» азот, то есть смесь азота с благородными газами, получают путём реакции воздуха  с раскалённым коксом:

O2+4N2+2Cg2CO+4N4.

При этом получается так  называемый «генератор», или «воздушный газ – сырьё для химических синтезов и топливо. При необходимости  из него можно выделить азот, поглотив монооксид углерода.

 

Молекулярный азот в  промышленности получают фракционной перегонкой жидкого воздуха. Этим методом можно получить и «атмосферный азот».

 

Один из лабораторных способов – пропускание аммиака  над оксидом меди (II) при температуре ~700°C:

 

2NH3+3CuOgN2h+3H2O+3Cu.

 

Аммиак берут из его  насыщенного раствора при нагревании. Количества CuO в 2 раза больше расчётного. Непосредственно перед применением азот очищают от примесей кислорода и аммиака пропусканием над медью и её оксидом (II) (тоже ~700°C), заем сушат концентрированной серной кислотой и сухой щёлочью. Процесс происходит довольно медленно, но он того стоит: газ получается весьма чистым.

 

Свободный азот применяют  во многих отраслях промышленности: как  инертную среду при разнообразных  химических и металлургических процессах, для заполнения свободного пространства в ртутных термометрах, при перекачке горючих жидкостей и т. д. Жидкий азот находит применение в различных холодильных установках. Его хранят и транспортируют в стальных сосудах Дьюара, газообразный азот в сжатом виде – в баллонах. Широко применяют многие соединения азота. Производство связанного азота стало усиленно развиваться после 1-й мировой войны и сейчас достигло огромных масштабов.