(лат. Nitrogenum) химический элемент V группы периодической системы Менделеева, атомный номер 7, атомная масса - 14,0067. Бесцветный газ, без вкуса и запаха. Один из самых распространенных элементов, главная составляющая часть атмосферы Земли (4*10^15 т). Слово «азот», предложенное французским химиком А. Лавуазье в конце XVIII в., греческого происхождения. «Азот» означает «безжизненный» (приставка «а» - отрицание. «зоэ» - жизнь). Именно так считал Лавуазье. Именно так считали его современники, в том числе шотландский химик и врач Д. Резерфорд, выделивший азот из воздуха чуть раньше своих известных коллег - шведа К. Шееле, англичан Д. Пристли и Г. Кавендиша. Резерфорд в 1772г. опубликовал диссертацию о так называемом «мафическом», т.е. неполноценном, воздухе, не поддерживающем горения и дыхания.
Название «
азот
» для нового газа казалось достаточно точным. Но так ли это? Азот действительно, в отличие от кислорода, не поддерживает дыхания и горения. Однако дышать чистым кислородом постоянно человек не может. Даже больным дают чистый кислород лишь непродолжительное время. На всех орбитальных станциях, на космических кораблях «Союз» и «Восток» космонавты дышали привычным атмосферным воздухом, почти на 4/5 состоящим из азота. Очевидно, он не просто нейтральный разбавитель кислорода. Именно смесь азота с кислородом наиболее приемлема для дыхания большинства обитателей нашей планеты.
Содержание статьи
АЗОТ, N (nitrogenium), химический элемент (ат. номер 7) VA подгруппы периодической системы элементов. Атмосфера Земли содержит 78% (об.) азота. Чтобы показать, как велики эти запасы азота, отметим, что в атмосфере над каждым квадратным километром земной поверхности находится столько азота, что из него можно получить до 50 млн. т нитрата натрия или 10 млн. т аммиака (соединение азота с водородом), и все же это составляет малую долю азота, содержащегося в земной коре. Существование свободного азота свидетельствует о его инертности и трудности взаимодействия с другими элементами при обычной температуре. Связанный азот входит в состав как органической, так и неорганической материи. Растительный и животный мир содержит азот, связанный с углеродом и кислородом в белках. Помимо этого, известны и могут быть получены в больших количествах азотсодержащие неорганические соединения, такие, как нитраты (NO 3 –), нитриты (NO 2 –), цианиды (CN –), нитриды (N 3–) и азиды (N 3 –).
Опыты А.Лавуазье, посвященные исследованию роли атмосферы в поддержании жизни и процессов горения, подтвердили существование относительно инертного вещества в атмосфере. Не установив элементную природу остающегося после сгорания газа, Лавуазье назвал его azote, что на древнегреческом означает «безжизненный». В 1772 Д.Резерфорд из Эдинбурга установил, что этот газ является элементом, и назвал его «вредный воздух». Латинское название азота происходит от греческих слов nitron и gen, что означает «образующий селитру».
Термин «фиксация азота» означает процесс связывания атмосферного азота N 2 . В природе это может происходить двумя путями: либо бобовые растения, например горох, клевер и соя, накапливают на своих корнях клубеньки, в которых бактерии, фиксирующие азот, превращают его в нитраты, либо происходит окисление атмосферного азота кислородом в условиях разряда молнии. С.Аррениус установил, что таким способом фиксируется до 400 млн. т азота ежегодно. В атмосфере оксиды азота соединяются с дождевой водой, образуя азотную и азотистую кислоты. Кроме того, установлено, что с дождем и снегом на каждый гектар земли попадает ок. 6700 г азота; достигая почвы, они превращаются в нитриты и нитраты. Растения используют нитраты для образования растительных белковых веществ. Животные, питаясь этими растениями, усваивают белковые вещества растений и превращают их в животные белки. После смерти животных и растений происходит их разложение, азотные соединения превращаются в аммиак. Аммиак используется двумя путями: бактерии, не образующие нитратов, разрушают его до элементов, выделяя азот и водород, а другие бактерии образуют из него нитриты, которые другими бактериями окисляются до нитратов. Таким образом происходит круговорот азота в природе, или азотный цикл.
В природе существуют два стабильных изотопа азота: с массовым числом 14 ( содержит 7 протонов и 7 нейтронов) и с массовым числом 15 ( содержит 7 протонов и 8 нейтронов). Их соотношение составляет 99,635:0,365, поэтому атомная масса азота равна 14,008. Нестабильные изотопы азота 12 N, 13 N, 16 N, 17 N получены искусственно. Схематически электронное строение атома азота таково: 1s 2 2s 2 2p x 1 2p y 1 2p z 1 . Следовательно, на внешней (второй) электронной оболочке находится 5 электронов, которые могут участвовать в образовании химических связей; орбитали азота могут также принимать электроны, т.е. возможно образование соединений со степенью окисления от (–III) до (V), и они известны.
Из определений плотности газа установлено, что молекула азота двухатомна, т.е. молекулярная формула азота имеет вид Nє N (или N 2). У двух атомов азота три внешних 2p -электрона каждого атома образуют тройную связь:N:::N:, формируя электронные пары. Измеренное межатомное расстояние N–N равно 1,095 Å. Как и в случае с водородом (см . ВОДОРОД) , существуют молекулы азота с различным спином ядра – симметричные и антисимметричные. При обычной температуре соотношение симметричной и антисимметричной форм равно 2:1. В твердом состоянии известны две модификации азота: a – кубическая и b – гексагональная с температурой перехода a ® b –237,39° С. Модификация b плавится при –209,96° С и кипит при –195,78° C при 1 атм (см . табл. 1).
Энергия диссоциации моля (28,016 г или 6,023Ч 10 23 молекул) молекулярного азота на атомы (N 2 2N) равна примерно –225 ккал. Поэтому атомарный азот может образовываться при тихом электрическом разряде и химически более активен, чем молекулярный азот.
Способ получения элементного азота зависит от требуемой его чистоты. В огромных количествах азот получают для синтеза аммиака, при этом допустимы небольшие примеси благородных газов.
Экономически выделение азота из атмосферы обусловлено дешевизной метода сжижения очищенного воздуха (пары воды, CO 2 , пыль, другие примеси удалены). Последовательные циклы сжатия, охлаждения и расширения такого воздуха приводят к его сжижению. Жидкий воздух подвергают фракционной перегонке при медленном подъеме температуры. Первыми выделяются благородные газы, затем азот, и остается жидкий кислород. Очистка достигается многократностью процессов фракционирования. Таким методом производят многие миллионы тонн азота ежегодно, преимущественно для синтеза аммиака, который является исходным сырьем в технологии производства различных азотсодержащих соединений для промышленности и сельского хозяйства. Кроме того, очищенную азотную атмосферу часто используют, когда недопустимо присутствие кислорода.
Азот в небольших количествах можно получать в лаборатории разными способами, окисляя аммиак или ион аммония, например:
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:
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/(мольЧК) | 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. |
|
Как уже было отмечено, преобладающим свойством азота при обычных условиях температуры и давления является его инертность, или малая химическая активность. Электронная структура азота содержит электронную пару на 2s -уровне и три наполовину заполненные 2р -орбитали, поэтому один атом азота может связывать не более четырех других атомов, т.е. его координационное число равно четырем. Небольшой размер атома также ограничивает количество атомов или групп атомов, которые могут быть связаны с ним. Поэтому многие соединения других членов подгруппы VA либо вовсе не имеют аналогов среди соединений азота, либо аналогичные соединения азота оказываются нестабильными. Так, PCl 5 – стабильное соединение, а NCl 5 не существует. Атом азота способен связываться с другим атомом азота, образуя несколько достаточно стабильных соединений, такие, как гидразин N 2 H 4 и азиды металлов MN 3 . Такой тип связи необычен для химических элементов (за исключением углерода и кремния). При повышенных температурах азот реагирует со многими металлами, образуя частично ионные нитриды M x N y . В этих соединениях азот заряжен отрицательно. В табл. 2 приведены степени окисления и примеры соответствующих соединений.
Соединения азота с более электроположительными элементами, металлами и неметаллами – нитриды – похожи на карбиды и гидриды. Их можно разделить в зависимости от характера связи M–N на ионные, ковалентные и с промежуточным типом связи. Как правило, это кристаллические вещества.
Связь в этих соединениях предполагает переход электронов от металла к азоту с образованием иона N 3– . К таким нитридам относятся Li 3 N, Mg 3 N 2 , Zn 3 N 2 и Cu 3 N 2 . Кроме лития, другие щелочные металлы IA подгруппы нитридов не образуют. Ионные нитриды имеют высокие температуры плавления, реагируют с водой, образуя NH 3 и гидроксиды металлов.
Когда электроны азота участвуют в образовании связи совместно с электронами другого элемента без перехода их от азота к другому атому, образуются нитриды с ковалентной связью. Нитриды водорода (например, аммиак и гидразин) полностью ковалентны, как и галогениды азота (NF 3 и NCl 3). К ковалентным нитридам относятся, например, Si 3 N 4 , P 3 N 5 и BN – высокостабильные белые вещества, причем BN имеет две аллотропные модификации: гексагональную и алмазоподобную. Последняя образуется при высоких давлениях и температурах и имеет твердость, близкую к твердости алмаза.
Переходные элементы в реакции с NH 3 при высокой температуре образуют необычный класс соединений, в которых атомы азота распределены между регулярно расположенными атомами металла. В этих соединениях нет четкого смещения электронов. Примеры таких нитридов – Fe 4 N, W 2 N, Mo 2 N, Mn 3 N 2 . Эти соединения, как правило, совершенно инертны и обладают хорошей электрической проводимостью.
Азот и водород взаимодействуют, образуя соединения, отдаленно напоминающие углеводороды . Стабильность азотоводородов уменьшается с увеличением числа атомов азота в цепи в отличие от углеводородов, которые устойчивы и в длинных цепях. Наиболее важные нитриды водорода – аммиак NH 3 и гидразин N 2 H 4 . К ним относится также азотистоводородная кислота HNNN (HN 3).
Аммиак – один из наиболее важных промышленных продуктов современной экономики. В конце 20 в. США производили ок. 13 млн. т аммиака ежегодно (в пересчете на безводный аммиак).
Молекула NH 3 имеет почти пирамидальное строение. Угол связи H–N–H составляет 107° , что близко к величине тетраэдрического угла 109° . Неподеленная электронная пара эквивалентна присоединенной группе, в результате координационное число азота равно 4 и азот располагается в центре тетраэдра.
Некоторые физические свойств аммиака в сравнении с водой приведены в табл. 3.
Температуры кипения и плавления у аммиака намного ниже, чем у воды, несмотря на близость молекулярных масс и сходство строения молекул. Это объясняется относительно большей прочностью межмолекулярных связей у воды, чем у аммиака (такая межмолекулярная связь называется водородной).
Высокая диэлектрическая проницаемость и дипольный момент жидкого аммиака позволяют использовать его как растворитель для полярных или ионных неорганических веществ. Аммиак-растворитель занимает промежуточное положение между водой и органическими растворителями типа этилового спирта. Щелочные и щелочноземельные металлы растворяются в аммиаке, образуя темносиние растворы. Можно полагать, что в растворе происходит сольватация и ионизация валентных электронов по схеме
Синий цвет связывают с сольватацией и движением электронов или с подвижностью «дырок» в жидкости. При высокой концентрации натрия в жидком аммиаке раствор принимает бронзовую окраску и отличается высокой электропроводностью. Несвязанный щелочной металл можно выделить из такого раствора испарением аммиака или добавлением хлорида натрия. Растворы металлов в аммиаке являются хорошими восстановителями. В жидком аммиаке происходит автоионизация
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.
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– |
Кроме реакций, упомянутых в табл. 4, аммиак реагирует с водой, образуя соединение NH 3 Ч H 2 O, которое часто ошибочно считают гидроксидом аммония NH 4 OH; в действительности существование NH 4 OH в растворе не доказано. Водный раствор аммиака («нашатырный спирт») состоит преимущественно из NH 3 , H 2 O и и малых концентраций ионов NH 4 + и OH – , образующихся при диссоциации
Основной характер аммиака объясняется наличием неподеленной электронной пары азота:NH 3 . Поэтому NH 3 – это основание Льюиса, которое имеет высшую нуклеофильную активность, проявляемую в форме ассоциации с протоном, или ядром атома водорода:
Любые ион или молекула, способные принимать электронную пару (электрофильное соединение), будут взаимодействовать с NH 3 с образованием координационного соединения. Например:
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 NI 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:
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.
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). 2HNO 2 . Чистый N 2 O 3 может быть получен в виде голубой жидкости при низких температурах (–20
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 .
NO 2 (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.
N 2 O 5 (устар . ангидрид азотной кислоты) – белое кристаллическое вещество, получается обезвоживанием азотной кислоты в присутствии оксида фосфора P 4 O 10:
2MX + H 2 N 2 O 2 . При выпаривании раствора образуется белое взрывчатое вещество с предполагаемой структурой H–O–N=N–O–H.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 H–O–N=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.
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.
Литература:
Справочник азотчика
. М., 1969
Некрасов Б.В. Основы общей химии
. М., 1973
Проблемы фиксации азота. Неорганическая и физическая химия
. М., 1982
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Азот - седьмой элемент Периодической таблицы. Обозначение - N от латинского «nitrogenium». Расположен во втором периоде, VА группе. Относится к неметаллам. Заряд ядра равен 7.
Большая часть азота находится в свободном состоянии. Свободный азот является главной составной частью воздуха, который содержит 78,2% (об.) азота. Неорганические соединения азота не встречаются в природе в больших количествах, если не считать натриевую селитру NaNO 3 , образующую мощные пласты на побережье Тихого океана в Чили. Почва содержит незначительные количества азота, преимущественно в виде солей азотной кислоты. Но в виде сложных органических соединений - белков - азот входит в состав всех живых организмов.
В виде простого вещества азот - это бесцветный газ, не имеющий запаха и весьма мало растворимый в воде. Он немного легче воздуха: масса 1 л азота равна 1,25 г.
Относительной атомной массой элемента называют отношение массы атома данного элемента к 1/12 массы атома углерода. Относительная атомная масса безразмерна и обозначается A r (индекс «r» — начальная буква английского слова relative, что в переводе означает «относительный»). Относительная атомная масса атомарного азота равна 14,0064 а.е.м.
Массы молекул, также как массы атомов выражаются в атомных единицах массы. Молекулярной массой вещества называется масса молекулы, выраженная в атомных единицах массы. Относительной молекулярной массой вещества называют отношение массы молекулы данного вещества к 1/12 массы атома углерода, масса которого равна 12 а.е.м. Известно, что молекула азота двухатомна - N 2 . Относительная молекулярная масса молекулы азота будет равна:
M r (N 2) = 14,0064× 2 ≈ 28.
В природе азот существует в виде двух стабильных изотопов 14 N (99,635%) и 15 N (0,365%). Их массовые числа равны 14 и 15 соответственно. Ядро атома изотопа азота 14 N содержит семь протонов и семь нейтронов, а изотопа 15 N - такое же количество протонов и шесть нейтронов.
Существует четырнадцать искусственных изотопов азота с массовыми числами от 10-ти до 13-ти и от 16-ти до 25-ти, из которых наиболее стабильным является изотоп 13 Nс периодом полураспада равным 10 минут.
На внешнем энергетическом уровне атома азота имеется пять электронов, которые являются валентными:
1s 2 2s 2 2p 3 .
Схема строения атома азота представлена ниже:
В результате химического взаимодействия азот может терять свои валентные электроны, т.е. являться их донором, и превращаться в положительно заряженные ионы или принимать электроны другого атома, т.е. являться их акцептором, и превращаться в отрицательно заряженные ионы:
N 0 -5e → N 2+ ;
N 0 -4e → N 4+ ;
N 0 -3e → N 3+ ;
N 0 -2e → N 2+ ;
N 0 -1e → N 1+ ;
N 0 +1e → N 1- ;
N 0 +2e → N 2- ;
N 0 +3e → N 3- .
Молекула азота состоит из двух атомов - N 2 . Приведем некоторые свойства, характеризующие атом и молекулу азота:
ПРИМЕР 1
| Задание | Для образования хлорида аммония было взято 11,2 л (н.у.) газообразного аммиака и 11,4 л (н.у.) хлороводорода. Какова масса образовавшегося продукта реакции? |
| Решение | Запишем уравнение реакции получения хлорида аммония из аммиака и хлороводорода:
NH 3 + HCl = NH 4 Cl. Найдем количество молей исходных веществ: n(NH 3) = V(NH 3) / V m ; n(NH 3) = 11,2 / 22,4 = 0,5 моль. n(HCl) = V(NH 3) / V m ; n(HCl) = 11,4 / 22,4 = 0,51 моль. n(NH 3) n(NH 4 Cl) = n(NH 3) = 0,5 моль. Тогда, масса хлорида аммония будет равна: M(NH 4 Cl) = 14 + 4×1 + 35,5 = 53,5г/моль. m(NH 4 Cl) = n(NH 4 Cl) × M(NH 4 Cl); m(NH 4 Cl) = 0,5×53,5 = 26,75 г. |
| Ответ | 26,75 г |
ПРИМЕР 2
| Задание | 10,7 г хлорида аммония смешали с 6 г гидроксида кальция и смесь нагрели. Какой газ и сколько его по массе и объему выделилось (н.у.)? |
| Решение | Запишем уравнение реакции взаимодействия хлорида аммония с гидроксидом кальция:
2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 = CaCl 2 + 2NH 3 - + 2H 2 O. Определим, какое из двух реагирующих веществ находится в избытке. Для этого рассчитаем их количество молей: M(NH 4 Cl) = A r (N) + 4×A r (H) + A r (Cl); M(NH 4 Cl) = 14 + 4×1 + 35,5 = 53,5 г/моль. n(NH 4 Cl) = m (NH 4 Cl) / M(NH 4 Cl); n(NH 4 Cl) = 10,7 / 53,5 = 0,1 моль. M(Ca(OH) 2) = A r (Ca) + 2×A r (H) + 2×A r (O); M(Ca(OH) 2) = 40 + 2×1 + 2×16 = 42 + 32 = 74 г/моль. n(Ca(OH) 2) = m (Ca(OH) 2) / M(Ca(OH) 2); n(Ca(OH) 2) = 6 / 74 = 0,08 моль. n(Ca(OH) 2) n(NH 3) = 2×n(Ca(OH) 2) = 2×0,08 = 0,16 моль. Тогда, масса аммиака будет равна: M(NH 3) = A r (N) + 3×A r (H) = 14 + 3×1 = 17 г/моль. m(NH 3) = n(NH 3) ×M(NH 3) = 0,16 × 17 = 2,72 г. Объем аммиака равен: V(NH 3) = n(NH 3) ×V m ; V(NH 3) = 0,16× 22,4 = 3,584 л. |
| Ответ | В результате реакции образовался аммиак объемом 3,584 л и массой 2,72 г. |
Соединения азота :
Однозначано назвать ученого, который первым открыл азот не представляется возможным по той простой причине, что это практически одновременно сделали в 1772 году сразу трое - Генри Кавендиш, Джозеф Пристли и Даниэль Резерфорд (еще к этому списку можно причислить и Карла Шееле). Однако, ни один из ученых в свое время так и не понял до конца своего открытия. Многие "пальму первенства" отдают шотландцу Даниэлю Резерфорду, поскольку он первым опубликовал магистерскую диссертацию, в которой описал основные свойства "испорченного воздуха".
Собственно название было предложено в 1787 году А. Лавуазье.
Азот является четвертым самым распространенным химическим элементом Солнечной системы (после водорода, гелия и кислорода). Азот является одним из самых распространенных элементов на Земле:
Азот играет важнейшую роль в жизнедеятельности организмов - он присутствует в белках, аминокислотах, аминах, нуклеиновых кислотах.
Природный азот состоит из двух стабильных изотопов 14 N - 99,635% и 15 N - 0,365%.
Атом азота содержит 7 электронов, которые располагаются на двух орбиталях (s и p) (см. Электронная структура атомов). На внутренней орбитали расположены 2 электрона; на внешней - 5 (одна свободная электронная пара + три неспаренных электрона, которые могут образовывать три ковалентные связи; см. Ковалентная связь).
Вступая в реакции с другими химическими элементами, атом азота может проявлять степень окисления от +5 до -3 (кроме трех валентных электронов еще одна связь может образовываться по донорно-акцепторному механизму за счет свободной электронной пары с атомом, имеющим свободную орбиталь).
Степени окисления азота :
Три неспаренных р-электрона атома азота, лежащие на его внешнем энергетическом уровне, имеют форму равноплечей восьмерки, располагаясь перпендикулярно друг к другу:
При образовании молекулы азота (N 2) p-орбиталь, расположенная по оси X, одного атома, перекрывается с аналогичной p x -орбиталью другого атома - в месте пересечения орбиталей образуется повышенная электронная плотность с формирование ковалентной связи (σ-связь ).
Две другие орбитали одного атома, расположенные по осям Y и Z, перекрываются боковыми поверхностями со своими "собратьями" другого атома, образуя еще две ковалентные связи (π-связи ).
В итоге, в молекуле азота (N 2) образуются 3 ковалентные связи (две π-связи + одна σ-связь), т. е., возникает очень прочная тройная связь (см. Множественные связи).
Молекула азота очень прочная (энергия диссоциации 940 кДж/моль), обладает низкой реакционной способностью.
В нормальных условиях азот является малоактивным веществом, что объясняется достаточно прочными межатомарными связями в его молекуле, поскольку образованы они аж тремя парами электронов. По этой причине, обычно азот вступает в реакции при высоких температурах.
Получение азота:
Применение азота:
Азот — это бесцветный газ, один из самых распространенных химических элементов на нашей планете, в таблице Менделеева обозначается символом N от лат. Nitrogenum, что означает безжизненный (azoos по-гречески). Еще в школе мы узнаем, что газообразный азот составляет 78 процентов земной атмосферы. Если положить его на одну чашу воображаемых весов, то на другую их чашу пришлось бы для равновесия взгромоздить 4 х 10 15 тонн гирь.
Азот в виде его соединений играет колоссальную роль в жизни человечества. Земледельцы ежегодно вносят в почву огромное количество азотных удобрений. Содержащие азот соединения находят всевозрастающий спрос в промышленности - это красители, различные виды топлива, полимеры. Казалось бы, потребность легко удовлетворить за счет безбрежного океана атмосферы. Однако каждому школьнику хорошо известна инертность этого вещества: двухатомные молекулы, из которых состоит газообразный азот, при обычных условиях не реагируют практически ни с какими другими веществами.
Вместе с тем давно известно обстоятельство, которое заставляет химиков упорно искать новые пути. Это впервые установленная русским ученым С. Виноградским еще в 90-х годах XIX столетия биологическая фиксация азота некоторыми микроорганизмами, а также водорослями. Выходит, химическая инертность не мешает усвоению азота живыми организмами? Ведь они не могут при этом пользоваться высокими температурами и давлением. Значит, среди ферментов - биологических катализаторов, содержащихся в теле бактерий, - есть такие, которые позволяют превратить азот в белки при обычных температурах и давлениях в присутствии воды и кислорода.
Поразительным оказалось то, что активные к азоту системы не были уникальными. Со многими из них химики работали раньше и даже применяли в промышленных процессах.
Вслед за этим было сделано и другое открытие, рушившее психологический барьер в отношении азота. Ученые получили в итоге своеобразный комплекс рутения и азота: молекула газа в нем была прочно привязана к атому металла. Такие комплексы других молекул с соединениями металлов были известны ранее и широко изучались. Однако никто не ожидал, что с ионом металла могла так прочно связаться молекула «инертного» азота.
Ученым не удалось выяснить условий связывания свободного азота. Однако было установлено, что и свободный азот способен образовывать комплексы с соединениями рутения, причем иногда в присутствии воды и кислорода . Затем в разных странах мира начались интенсивные поиски, и выяснилось, что азот связывается в комплексы с рядом различных металлов.
Здесь оставалось снова только удивляться, почему ни комплексы азота, ни его реакции в растворах не были открыты ранее.
Тем временем ученые продвинулись дальше. Во-первых, удалось показать, что процесс можно ускорить - с помощью катализаторов связывать большие количества молекулярного азота. Во-вторых, открыли, что под действием соединений тех же переходных металлов свободный азот способен вступать в реакции с некоторыми органическими соединениями. Так был найден перспективный путь получения ценных химических веществ из молекулярного азота.
Теперь предстояло связать воедино два наметившихся направления - химию комплексов молекулярного азота и изучение реакции его восстановления. Ведь именно комплексообразование (как это было ранее найдено для других молекул) в принципе должно было «активировать» инертные молекулы газа. Однако в известных комплексах он оставался инертным. Длительная теоретическая и экспериментальная работа дала ответ на вопрос, какими должны быть комплексы, чтобы азот в них был химически активным. Естественно, здесь невозможно дать детальное описание разработанной теории. Но из нее, в частности, следует, что активные по отношению к дальнейшим реакциям комплексы могут наблюдаться не при обычных, а при пониженных температурах. Ученые стали выделять из растворов целый набор комплексов, в которых молекула азота активирована к дальнейшим реакциям.
Ободренные успехами исследователи попытались связать азот непосредственно в водном растворе, используя сравнительно слабые восстановители, - так, как это делают бактерии и водоросли. В поисках недостающих данных пришлось прибегнуть к помощи живой природы.
Уже было известно, что в ферментативных системах бактерий молекула азота активирует молибден и этот металл нельзя заменить никаким другим, кроме ванадия. Исследователи сосредоточили свое внимание на соединениях именно этих металлов, считая, что природа не случайно остановила на них свой выбор.
В 1970 году наконец получили результат, к которому исследователи стремились многие годы. Удалось открыть системы, которые фиксируют азот в присутствии соединений молибдена и ванадия в водных и водно-спиртовых средах. Основным конечным пунктом реакции, как оказалось, был почти исключительно гидразин. В несколько измененных условиях удавалось наблюдать и преимущественное образование аммиака.
Итак, еще одним парадоксом в химии стало меньше. Опровергнуто представление об инертности азота, открыты новые пути превращения огромных атмосферных «залежей» этого газа в продукты, нужные человеку.
