24. Азот

Изменено: 31.03.2015 Posted on

Азот— первый элемент V группы (1s22s2p3). Существует в степенях окисления от -3 (аминогрупп) до +5 (нитратов, Т.19) и в свободном состоянии, как двухатомный — N2.

Физические свойства— газ без цвета и запаха, 78% объема воздуха, сжижается при -196оС.

Химические свойства. Из-за прочности N(тройная связь N≡N, 946 кДж/моль) инертен, не поддерживает горение и дыхание, реагирует в жестких условиях — с водородом давая NH3, с активными металлами — нитриды (легко с Li — Li3N), с кислородом — оксиды (в выхлопах, разряде, молнии):N22=2NО — несолеобразующий оксид, окисляется 2NO+О2=2NO2— радикал, бурый газ, с водой дает азотную и азотистую кислоты (их ангидриды N2О3и N2О5— малоустойчивы, есть и N2О).

Аммиак, физические свойства — бесцв.газ с резким запахом, х.р. (его 10% и 25% растворы называются нашатырный спирт и аммиачная вода), образует донорно-акцепторную связь (Н++:NH3=NH4+).

Получение — синтез N2+3H2<=>2NH3+92 кДж (катализатор — железо, обратимо, (в.7), при 100-1000 атм, 500оС), в природе — азотфиксирующими бактериями и при гниении белков, в лаборатории — из солей аммония и щелочи: 2NН4С1+Са(ОН)2=СаС12+2NH3­+2H2О (NН4++ОН<=>H2О+NH3­). 

Химические свойства: Раствор — слабо-слабо-щелочный: NH32О<=>NH4OH<=> NН4++ОН, с кислотами образует соли аммония — NH3+НCl=NН4Cl — ионные твердые, гидролизуются (кислая реакция), как обычные соли (в.13), но разлагаются при нагревании (NH4С1t>NH3­+HCl­,(NH4)2CO3t>2NH3­+CO2­+Н2О, из NН4NO2→2Н2О+N­- получают азот) и щелочами до аммиака (выше, КР их).  Аммиак может окисляться до азота, нитратов (и промежуточных N-2-N+4, в природе — нитри- и нитро-фицирующими бактериями): 2NH3+3CuO=3Cu+N2­+3H2O. С кислородом горит 4NH3+3О2=2N2+6Н2О, с катализатором — до NО: 

Азотная кислота HNО3, получается в промышленности в 3 стадии — каталитическим окислением аммиака 4NH3+5О2Pt>4NO+6Н2О, окислением оксида 2NO+O2→2NOи получением кислоты: 4NО2+O2+2Н2О<=>4HNO3. В лаборатории ее отгоняют из 2КNО32SO4t>K24+2НNO3­. 

Химические свойства ее — окислительные — при реакции с металлами водород не выделяется, а N+5 восстанавливается от NOи NO до N2O, N2и NH3: разбавленная HNOс активными металлами типа Zn, Fe дает преимущественно NН43, концентрированная — NO, а с малоактивными, например,
с медью 
— NО2: Cu+4HNO(конц.) = Cu(NO3)2+2H2O+2NO2­ (бурый газ — КР). Но 3Cu+8HNO(разб.)= 3Cu(NO3)2+2NO­+4H2O.
Также окисляет неметаллы: С+4НNО3=CO2­+4NO2­+2H2O.  Кислотные свойства определяют обычные реакции (в.12) — обмена, нейтрализации, с аммиаком HNO3+NН3=NН4NO(удобрение)*. HNO3— сильная кислота, вытесняет слабые, образует с металлами и их оксидами, основаниями и солями (в.912) соли — 

Нитраты, хор.р. Они разлагаются в зависимости от активности металла: до Mg получаются нитриты (2NaNO3t>2NaNO2+O2­), у Mg-Cu — оксиды, NOи O2(2Cu(NO3)2=2CuO+4NO2­+O2­), после меди — металлы (2AgNO3=2Ag+2NO2­+O2­).

Внутримолекулярное окисление NН43t>2Н2О+ N2О ­- “веселящий газ”, несолеобразующий оксид, как и NO.  КР на нитраты (и HNO3) — конц. H2SOс Cu выделяет бурый газ NO2.

Контрольные вопросы (с вариантами ответа):

?1a Азот — восстановитель в (р.фиксации его) 1- N2+2Al→2AlN 2-N2+CaC2→С+CaCN3 -O2+N2→2NO 4- N3+3H2→2NH3.

2a Аммиак при получении НN0окисляется до 1) NH4N03  2)N0 3) N2О 4) N205.

3а Разбавленная азотная кислота с медью преимущественно образует  1)N02  2) H23) NO 4) N2.

4a Концентрированная HNO3с металлами образует в основном 1)NH3  2) NO2  3) NO 4) N2.

5а Концентрированные серную и азотную кислоты можно помещать в емкостях из 1- Cu 2- Pb 3- Al, Fe 4- Zn, Sn.

6a Азот можно получить нагреванием 1)NH4Cl 2) HNO3  3) NH4N02  4)NH4N03.

7а Оксид азота можно получить нагреванием 1- NH3 2- KNO3 3- NH4NO3 4- NH4NO2.

8а Азотная кислота НЕ получается при реакции 1- окисления соединений N-3в природе 2- оксида азота (II) с водой 3- оксида азота (IV) с водой 4- оксида азота (V) с водой.

9а Серебро растворяется в разбавленной азотной кислоте с выделением газа 1- горючего 2- бурого 3- буреющего на воздухе 4- легче воздуха.

10а Разбавленная азотная кислота реагирует со всеми 1- MgO, Mg(OH)2, MgCO3, MgSO4 2- Mg, MgCl2, NH3, AgCl 3- Ag, Ag2CO3, CuO, BaS 4- Ca(OH)2, NH4Cl, AgNO3. 

*Важнейшие минеральные удобрения:  Азотные удобрения включают аммиачную воду, соли аммония и нитратыселитры4— аммиачная, КNО3— калиевая, NаNO3, Са(NО3)2, мочевину (карбамид NH2CONH2) и органические (навоз, бобовые).

Азот входит в белки и НК всех организмов, фиксируется из атмосферного Nбактериями, молниями и искусственно — для удобрений, растения усваивают и аммиачный и нитратный (круговорот азота в природе).

Условия рационального хранения и использования удобрений и проблема охраны окружающей среды. Удобрения нужно применять рационально, их избыток может быть вреден, вызывать несбалансированный рост и загрязнение среды. Их нужно хранить отдельно от пищевых продуктов в приспособленном помещении, учитывая опасности отравления.

Так, аммиак — яд, нитраты могут разлагаться и вызывать пожары, аммиачная селитра взрывчата, ВВ. Избыточные нитраты в почве и растениях также вызывают отравления, вредны.

Фосфорные удобрения (в.23) — суперфосфаты, преципитат СаНРО4.2О, дешевые костная мука и природные фосфориты — Са3(РО4)2 (м.р., лучше на кислых почвах РБ), комплексные — аммофос, нитро-фос-ка — фосфаты аммония и калия (для организмов нужны АТФ и Н4P2O7— ди-, три- и полифосфаты, запасающие энергию).

Калий (в.17) — главный внутриклеточный катион, требуется растениями в больших количествах. Как удобрения обычно вносится KCl или комплексные, нитрат и фосфаты калия. Роль этих и других макро- и микроэлементов в природе и организмах см. Д4.2.1.

Добавить комментарий

Ваш e-mail не будет опубликован. Обязательные поля помечены *