Azotul este componenta principală a ceea ce. Proprietăți chimice. Proprietățile chimice ale azotului. Oxizi de fosfor și acizi fosforici
AZOT, N (franceză Az), element chimic (Nitrogeniu - din nitrum, salpetru, „formând salpetru”; în germană - Stickstoff „gaz asfixiant”, în franceză - Azote, din greacă α - negație, ξωη - viață , fără viață); greutate atomică 14.009, număr atomic 7.
Proprietăți fizice. D azot pur (la D aer = 1) 0,9674; dar de obicei avem de-a face cu azot din aer, care conține 1,12% argon, D-ul unui astfel de azot este 0,9721; greutatea unui litru de azot pur la 0°C și 760 mm este de 1,2507 g, greutatea unui litru de azot „atmosferic” este de 1,2567 g. Solubilitatea azotului în apă este mai mică decât solubilitatea oxigenului. 1 litru de apă la 760 mm şi 0°C dizolvă 23,5 cm3 de azot (solubilitatea O2 - 48,9 cm3), la 20°C - 15,4 cm3 de azot (solubilitatea O2 - 31,0 cm3). Cărbunele proaspăt calcinat absoarbe, conform lui Dewar, doar 15 cm 3 de azot în 1 cm 3 la 0°C la -185°C absoarbe 155 cm 3 de azot (volumele sunt enumerate la 0°C și 760 mm). Temperatura critică este -147°C la o presiune critică de 33 atm., sau 25 m de mercur, punctul de fierbere la 760 mm este -195°.67±0°.05, iar punctul de topire la 88 mm±4 mm este -210° ,52±0°,2. Coeficientul de expansiune al azotului la 1 atm este 0,003667; căldura specifică la 20°C este de 0,249, iar pentru intervalul de temperatură (0-1400)°C, în medie, 0,262; raport cu р/с η = 1,40, ca și pentru O 2 . Azotul lichid este incolor, mobil ca apa, deși mai ușor decât acesta din urmă. Greutate specifică la punctul de fierbere și 760 mm - 0,7914, la -184°C - 0,7576, la -195,5°C - 0,8103 și la -205°C - 0,8537; aproape de punctul de îngheț - 0,8792 (numerele fluctuează în funcție de conținutul de Ar). Căldura specifică a azotului lichid între -196°C și -208°C - 0,430; căldura de evaporare a 1 kg de azot lichid la punctul de fierbere de -195°.55 este 47.65 Cal. Din 1 litru de azot lichid la evaporare, la presiune atmosferică și 0°C, 14°C și 27°C, se formează 640, 670 și, respectiv, 700 litri de azot gazos. Azotul lichid este nemagnetic și nu conduce electricitatea.
Proprietăți chimice azotul este determinat în mare măsură de inerția sa extremă în condiții obișnuite de temperatură și presiune, explicată prin stabilitatea moleculelor de N2. Doar litiul metal se combină cu azotul la o temperatură scăzută, eliberând 69.000 cal și formând nitrură de litiu NLi 3. Nitrura de Ba se formează la 560°C și are formula Ba3N2; despre alte nitruri. Azotul se combină atât cu oxigenul, cât și cu hidrogenul doar la temperaturi ridicate, iar reacția cu oxigenul este endotermă, iar cu hidrogenul este exotermă. Valența azotului este determinată de structura atomului său conform lui Bohr. Prin îndepărtarea tuturor celor cinci electroni din inelul exterior, azotul devine un ion pozitiv cu cinci încărcări; Când inelul superior este completat cu trei electroni până la limita a opt, atomul de azot apare ca un ion electronegativ cu trei încărcări. Starea azotului din compușii de amoniu poate fi clarificată cu ușurință prin teoria compușilor complecși. Azotul produce o serie de compuși cu oxigen și cu halogeni (acești din urmă compuși sunt extrem de explozivi datorită naturii endoterme puternice a formării lor). Cu hidrogenul, azotul dă compuși: amoniac și acid hidronitric. În plus, se cunosc următoarele: un compus de azot cu hidrogen - hidrazină și cu hidrogen și oxigen - hidroxilamină.
Aplicarea azotului. Azotul gazos este folosit ca gaz inert în medicină pentru a imobiliza zonele plămânilor afectate de tuberculoză (operația Pneumotorax), pentru a proteja metalele de acțiunea chimică a gazelor active asupra acestora și, în general, în cazurile în care este necesar să se prevină orice nedorit. reacție chimică (de exemplu, pentru umplerea becurilor cu incandescență, pentru umflarea anvelopelor de cauciuc pentru automobile, care sunt deteriorate de aer la presiune ridicată, pentru păstrarea culorilor picturilor valoroase plasate în vase sigilate umplute cu azot, pentru prevenirea pericolelor de incendiu la transferul benzinei și alte lichide inflamabile etc.). Dar cea mai importantă utilizare tehnică a azotului este în procesul de producere a amoniacului sintetic din elemente.
Când se evaluează proprietățile azotului și importanța sa excepțională în economia generală a naturii organice și a vieții sociale umane, ar trebui să se facă o distincție clară între azotul liber și azotul legat, adică, care a intrat deja într-o combinație chimică cu un alt element, Ch. arr. cu oxigen, hidrogen și carbon. Azotul liber, în condițiile de temperatură și presiune predominante pe suprafața globului, este un element extrem de inert. În experimentul clasic al lui Lavoisier, șoarecele a murit în aer lipsit de oxigen, adică în azot aproape pur. Între timp, azotul legat este, parcă, un purtător de viață, pentru că toate ființele vii, fără excepție, fie ele plante sau animale, își construiesc în mod necesar corpurile cu participarea așa-ziselor. substanțe proteice, care conțin inevitabil în lor compozitia chimica azot (proteinele conțin până la 16% azot). Procesul de tranziție de la azotul liber la azotul legat și înapoi este un proces de cea mai mare importanță în natură și o problemă enormă. agricultură, iar mai recent industria. Azotul liber este conținut într-un amestec cu alte gaze din atmosferă în cantități imense, reprezentând aproximativ 4/5 în volum (75,51% greutate) din întreaga atmosferă și învelitoare. glob acoperirea aerului, devenind treptat din ce în ce mai rarefiată, ajungând la o înălțime de zeci de kilometri. Peste un hectar suprafata pamantului conține atât de mult azot încât, dacă s-ar afla într-o stare legată, ar fi suficient pentru a asigura întreaga natură vie și nevoile omenirii timp de 20 de ani (A. E. Moser). Dar azotul liber poate fi doar cu un efort enorm. forțat să se combine cu alte elemente și nu numai în acele cazuri în care această conexiune are loc endotermic (cum ar fi, de exemplu, la formarea compușilor oxigenați ai azotului), ci și în acele cazuri în care combinarea azotului cu un alt element este însoțită de eliberarea de energie și este o reacție exotermă (combinarea azotului cu hidrogenul).
Numai în cazuri excepționale, de exemplu cu litiu, combinația de azot se desfășoară cu ușurință în condiții obișnuite de temperatură și presiune. Prin urmare, în bilanţul general al azotului fixat în natură, trebuie să precizăm un ciclu. Plantele absorb azotul fixat sub formă de săruri solubile din sol și produc proteine; În metabolismul lor, animalele folosesc compuși azotați gata preparati din hrana vegetală absorbită, eliberând compuși ai azotului legat, nedigerați, precum și cei formați ca urmare a descompunerii substanțelor proteice din corpul lor - în excremente și urină și, în cele din urmă , contribuind la întregul lor organism la moarte la echilibrul general al azotului fixat în natură pentru procesele ulterioare de mineralizare a proteinelor și a altor substanțe azotate care apar în sol. În aceste din urmă procese, un rol imens rămâne microorganismelor din sol, ca urmare a activității vitale ale căror compuși organici azotați complecși sunt transformați în cele mai simple săruri ale acidului azotic, care, la rândul său, se formează ca urmare a oxidării compușilor de amoniac. în sol ca o etapă anterioară a distrugerii substanțelor proteice și a produselor alimentare. Luând în considerare inerția extremă a azotului liber, care este incapabil să intre în mod independent în compuși și, pe de altă parte, pierderile sau cazurile de distrugere profundă a unui compus azotat în azot liber (de exemplu, ca urmare a activității vitale). denitrificatoare bacteriile solului, când se arde cărbunele, lemnul de foc și turba, când compușii azotați sunt spălați din sol de ploaie în râuri și mări, când deșeurile din orașele mari sunt eliberate în râuri etc.) - s-ar putea lua în considerare consecința inevitabilă a tuturor acestor lucruri. o sărăcire treptată a azotului legat de natură și, ca urmare, moartea vieții organice pe pământ, dacă unele procese nu s-au scurs în canalul general al ciclului azotului legat, completând pierderea indicată de azot legat în natură. O astfel de sursă naturală de azot legat în natură este precipitația, care aduce oxizi de azot în sol, formați în atmosferă în timpul descărcărilor electrice, care forțează o anumită cantitate de azot atmosferic să se combine cu oxigenul (apa de ploaie conține aproximativ 0,00001% azot legat). Se poate calcula că până la 400 de milioane de tone de azot fix sunt introduse anual în solul globului în acest fel. În plus, Berthelot a reușit să stabilească că în sol, fără a introduce noi rezerve de compuși azotați în acesta, conținutul de azot crește în timp datorită activității anumitor tipuri de bacterii. Ulterior, aceste bacterii au fost izolate în culturi pure și anume: bacterie anaerobă fermentația cu acid butiric (Clostridium pasteurianum) și o bacterie aerobă (Azotobakter Winogradsky, care poate îmbogăți solul cu 48 kg pe an la 1 ha). Pe lângă aceste bacterii care trăiesc liber în sol, a fost descoperită prezența bacteriilor asociate simbiotic (Bacillus radicicola) în nodulele unor plante din familia leguminoase (Leguminosae), care sunt, de asemenea, capabile să asimileze azotul liber atmosferic și să transfere acest azot legat de ei de „planta gazdă”. După cum se știe, această proprietate a plantelor leguminoase (lupină, măzică, seradela etc.) este utilizată pe scară largă pentru a îmbogăți solul cu substanțe azotate, fiind un fel de metodă de fertilizare a solului pentru culturile ulterioare de cereale într-o zonă cu arat și descompus în solul, cultivat anterior pe el, agenți de fertilizare. Cu toate acestea, aceste surse naturale de completare a azotului legat în natură nu pot compensa în niciun fel pierderea acestuia, mai ales având în vedere risipa enormă de azot legat în toate procesele de distrugere a compușilor azotați din combustibil, precum și atunci când se utilizează explozivi azotați. Luând în considerare nevoile de hrană cu azot ale populației lumii, estimate la 1,6 miliarde de oameni, și creșterea anuală a populației mondiale în țările cu informații statistice numai, 4 milioane de oameni. sau 400 de milioane pe secol, această pierdere de azot fixat în natură trebuie considerată foarte semnificativă. William Crookes a tras un semnal de alarmă încă din 1898, prezicând moartea omenirii din cauza foametei în viitorul apropiat, când, conform calculelor sale, singurele zăcăminte bogate de nitrat chilian de pe glob - acea resursă de azot legat, pe care Ch. arr. trebuia să umple nevoia urgentă a agriculturii de îngrășăminte cu azot, dar în schimb a fost risipită în mod rapace în scopuri militare, deoarece majoritatea explozivilor erau produși prin acțiunea acidului azotic obținut din nitratul chilian. Într-adevăr, deși Crookes a subestimat oarecum rezervele de salitru din Chile, totuși, conform ultimelor calcule geologice, chiar dacă luăm doar rata de producție antebelică a salitrului chilian (2.750.000 de tone de salnitru care conține 400.000 de tone de azot legat), rezervele (600 de milioane de tone de salitr care conțin 30 de milioane de tone de azot legat) nu pot dura mai mult de 150-200 de ani (vezi Nitre). Cu toate acestea, rezervele de salitr chilian nu sunt în niciun caz singura sursă din care umanitatea își trage refacerea cu azotul fix necesar pentru alimentația și industria sa. Potrivit Institutului Internațional de Agricultură din Roma, calculat pe baza informațiilor despre recoltele tuturor țărilor lumii, consumul mondial de azot fix în 1924 este determinat de cantitatea de aproximativ 7.000.000 de tone de azot fix; Dintre acestea, omul a fost capabil să producă și să se întoarcă în natură doar aproximativ 1/6 din parte, adică aproximativ 1.200.000 de tone de azot legat. Ponderea salitrului chilian în această cantitate a reprezentat doar 420.000 de tone în 1924. Cantitatea rămasă de azot fix a intrat în economia generală a naturii, în mare parte datorită acelorași resurse naturale de azot fix din natură, cum ar fi salitrul, care, totuși, necesită om. de intrare. Astfel de resurse naturale de azot fix includ rezervele mondiale de cărbune și turbă. Chiar și în calitate slabă, cărbunele conține de la 0,5 până la 2% azot legat. Aceleași soiuri care sunt utilizate pentru producerea de cocs și gaz de iluminare conțin de obicei de la 1,2 la 1,9%, în medie 1,3% din azot legat. Conform datelor geologice moderne, rezervele mondiale de cărbune ar trebui estimate la o cifră aproximativă de aproximativ 8000 de miliarde de tone Considerând că conținutul de azot legat în cărbune este de 1%, obținem conținutul de azot legat în rezerva mondială de. cărbune tare la 80 de miliarde de tone, adică de 2000 de ori mai mult decât conținutul de azot fix din rezervele de salpetru din Chile. Această cantitate ar putea satisface nevoia umanității de azot fix timp de 6.000 de ani dacă, prin utilizarea cărbunelui, ar fi posibil să se utilizeze tot azotul fix conținut în acesta. Producția anuală antebelică de cărbune a fost de 1.350 milioane de tone cu un conținut fix de azot (1,3%) de 17 milioane de tone (corespunzând la 85 milioane de tone de azotat de amoniu, în valoare de peste 25 de miliarde de franci). Cu toate acestea, aproape toată această cantitate de azot legat a fost eliberată în aer sub formă de azot liber în timpul arderii cărbunelui în cuptoarele fabricilor, locomotivelor cu abur, cuptoarelor de acasă etc. Doar aproximativ 1/50 parte din această cantitate totală a fost captată de industria azotului și a servit la producerea de sulfat de amoniu, care este încă cea mai importantă resursă, alături de nitrat, pentru îngrășămintele artificiale cu azot (Matignon). În medie, 12 kg de sulfat de amoniu pe tonă sunt extrase din cărbunele supus cocsării sau gazării. Utilizarea azotului fix din turbă nu este încă un factor major în economia azotului fix. Că. utilizarea azotului de cărbune atenuează doar parțial severitatea deficitului de azot fix în scopuri agricole și industriale, dar nu reprezintă nicidecum o soluție la problema azotului în ansamblu. Soluția finală la această problemă a fost adusă de știință și tehnologie, cap. arr. în cursul secolului curent, realizându-se fixarea azotului atmosferic prin mijloace tehnice. Această fixare se realizează în principal prin trei metode principale: 1) prin arderea azotului din aer sub acțiunea unui arc voltaic, producând oxizi de azot și acid azotic; această metodă, datorită naturii endoterme a reacției compusului N 2 + O 2, necesită cantități semnificative de căldură, înaltă tensiune și este profitabilă doar dacă este disponibilă energie hidroelectrică ieftină; 2) prin adăugarea de azot la temperatură ridicată într-un cuptor electric la carbura de calciu, formând cianamidă de calciu; acesta din urmă fie merge direct în scopuri de îngrășământ, fie când este expus la apă, formează amoniac, care este neutralizat în sulfat de amoniu sau azotat de amoniu; 3) prin combinarea directă a azotului atmosferic cu hidrogenul pentru a forma amoniac sintetic; această metodă (Haber-Bosch) este, fără îndoială, cea mai mare realizare a tehnologiei chimice din ultima parte a secolului al XX-lea. și una dintre cele mai mari realizări ale științei și tehnologiei din istoria omenirii.
În ciuda faptului că, pentru a crește randamentul, este necesar să se adauge și alte îngrășăminte în sol - fosfor și potasiu, totuși, îngrășămintele cu azot joacă un rol predominant în economia agricolă. Dacă, de exemplu, carnea conține 0,4% anhidridă fosforică și oxid de potasiu, atunci cantitatea de azot legat în același produs ajunge la aproximativ 3%, adică pentru 30 de ore de azot legat în carne sunt doar 4 ore și K 2 O. În același timp, prețurile acestor trei tipuri de îngrășăminte artificiale în 1913, în condiții normale, comparativ, antebelice, au fost exprimate în următoarele cifre: pentru 1 kg de azot legat - 1,5 franci, iar pentru 1 kg K 2 O sau P 2 O 5 - 0,4 franci fiecare. pentru fiecare. Că. putem presupune că îngrășămintele cu azot asigură un efect economic de 32 de ori mai semnificativ în comparație cu efectul celorlalte două clase de îngrășăminte cu îngrășăminte. Cât de semnificativ este rolul îngrășămintelor cu azot se vede din faptul că introducerea în sol a îngrășămintelor artificiale cu azot determină, în egală măsură, o creștere a randamentului la 1 tonă de azot fix aplicat: pentru pâinea cu cereale - 20 de tone, pentru cartofi - 200 de tone și pentru sfeclă - 300 de tone Pentru a cuantifica rolul îngrășămintelor azotate introduse în economia agricolă, este interesant să se calculeze cel puțin aproximativ capitalul global total de azot fix care participă la viața organică a planetei noastre. Cu o suprafață de pământ a globului de 135.000.000 km 2 și un strat de teren arabil cu grosimea de 0,4 m, putem estima (luând densitatea solului ca una) întregul capital al întregului sol fertil al pământului la 54 de miliarde de tone conținutul de azot fix în sol nu depășește 0,1%. Reducând întregul calcul la 3/4 ținând cont de deșerturi, ghețari, roci și alte soluri infertile care nu conțin azot, putem estima tonajul total de azot fix în solul întregului glob la aproximativ 40 de miliarde de tone, adică. jumătate din toate rezervele de azot fix disponibile în cărbune, a cărui eliminare este posibilă doar într-o măsură foarte limitată.
Nevoia agriculturii mondiale de îngrășăminte cu azot este caracterizată de următoarele cifre (Partington, The Nitrogen Industry):
Consumul mondial de salitru chilian în anii de război nu este foarte indicativ, deoarece a fost afectat de factorii blocadei, transportului dificil etc.
Producția mondială de azot fix a ajuns la 1.200.000 de tone pe an, din care: aproximativ 30% - 360.000 de tone au fost eliberate în timpul cocsării și gazeificarea din cărbune, aproximativ 35% - 420.000 de tone au fost produse sub formă de nitrat chilian, aproximativ 35% - 420.000 de tone. au fost produse prin fixarea azotului atmosferic. La chiar ultimii ani acest raport s-a modificat oarecum în sensul unei creșteri a producției de nitrat (până la 36,5%) datorită scăderii utilizării azotului de cărbune (circa 30%).
Din toată producția de azot fixat prin fixarea azotului atmosferic, la rândul său, 60% ar trebui să fie. atribuit amoniacului sintetic, 30% cianamidei și doar 10% nitratului sintetic norvegian. În special dezvoltare rapidă industria azotului se observă în Germania, care se caracterizează prin următoarele cifre: în total, în Germania s-au produs produse cu azot: în 1915 - 64.000 tone azot legat, în 1919 - 132.000 tone, în 1920 - 190.000 tone, în 1922 - 238,000 tone tone (aceste cantități nu includ salitrul chilian importat). Următoarea diagramă ilustrează în mod clar gradul de satisfacție în 1925 a cererii mondiale de azot fix de către industriile miniere și de prelucrare a azotului.
Din cantitatea totală de azot fix extras, 83% (aproximativ 1.000.000 de tone) a fost folosită pentru îngrășământ, rezultând o creștere a produselor agricole echivalentă cu 20.000.000 de tone (1,2 miliarde de lire sterline) de grâu, adică aproape de două ori mai mult decât întreaga cantitate. exportul anual de cereale al Rusiei în anii de dinainte de război. Dezvoltarea industriei azotului sintetic este ilustrată de următoarele cifre:
Pentru țările individuale, capacitatea de producție mondială a plantelor care produc compuși cu azot fix în 1925 este împărțită după cum urmează (în tone):
Că. Următoarele țări participă la fixarea tehnică a azotului atmosferic folosind o metodă sau alta: Germania - 60%, Franța - 14%, Anglia - 2,5%, Italia - 4,3%, Japonia - 1,9% și SUA - 18%. Dar industria azotului sintetic crește extrem de rapid. Deja acum, o parte din construcție este finalizată, iar unele dintre noile instalații sunt în funcțiune. Când toate încep să funcționeze, producția totală de azot fix sintetic va fi și mai mare.
Importanța predominantă și cele mai mari perspective ale tuturor metodelor sintetice de fixare a azotului atmosferic ar trebui recunoscute ca metode de producere a amoniacului sintetic. Principalul avantaj al acestui mod de fixare a azotului atmosferic este consumul de energie foarte nesemnificativ pentru producerea lui, deoarece energia, datorită naturii exoterme a procesului, trebuie să fie cheltuit, cu utilizarea rațională a căldurii reacției în sine, exclusiv pentru comprimarea gazelor la o presiune de 200 atm sau mai mult. Parsons (Journal of Ind. a. Eng. Chem., v. 9, p. 839, 1917) oferă un calcul interesant al energiei consumate pe tonă de azot fixat folosind diferite metode:
Starea actuală a industriei amoniacului sintetic (din 1925) este caracterizată de următoarele cifre:
Că. 93% din tot amoniacul sintetic este produs în Germania. Când toate instalațiile de fixare a azotului atmosferic sunt finalizate, cantitatea de amoniac sintetic produsă va fi aproximativ egală, exprimată pe tonă de azot fixat:
În general, toate tipurile de fixare tehnică a azotului atmosferic (amoniac, procedeu cu arc și metoda cu cianamidă) vor putea da o producție anuală care este probabil ceva mai mică decât cea indicată mai sus și anume:
În 1924, URSS a produs aproximativ 7.400 de tone de apă amoniacală concentrată care conținea aproximativ 400 de tone de azot legat, în plus, a fost importată o cantitate semnificativă de salpetru chilian care conținea 1.700 de tone de azot legat. Vă puteți face o idee despre nevoile URSS din următoarele cifre. În timpul războiului, Rusia a cheltuit aproximativ 330.000 de tone de salpetru cu 48.000 de tone de azot legat pentru producția de explozibili. Necesarul de îngrășăminte azotate pentru culturile de sfeclă de zahăr, bumbac și alte plante industriale este estimat la zeci de mii de tone, iar necesarul de îngrășăminte pentru agricultura țărănească este de multe sute de mii de tone de azot fix. Lipsa îngrășămintelor provoacă o recoltă slabă în URSS, cu o medie de 6,5 cenți de pâine și 98 de cenți de sfeclă la 1 ha, față de 24,5 cenți de pâine și 327,5 cenți de sfeclă în țări. Europa de Vest, folosind azot și alte îngrășăminte artificiale (Moser). În prezent, în URSS se iau măsuri decisive pentru a asigura dezvoltarea industriei azotului. Cm. .
Azotul este fixat și în atmosferă prin mijloace fotochimice: după ce a absorbit o cantitate de lumină, molecula de N2 intră într-o stare excitată, activată și devine capabilă să se combine cu oxigenul...
Din sol, compușii de azot intră în plante. Mai mult: „caii mănâncă ovăz”, iar prădătorii mănâncă ierbivore. De-a lungul lanțului trofic există un ciclu de substanțe, inclusiv elementul nr. 7. În același timp, forma de existență a azotului se modifică, acesta devine parte din compuși din ce în ce mai complexi și adesea foarte activi. Dar nu numai azotul „generat de furtună” călătorește prin lanțurile trofice.
Chiar și în cele mai vechi timpuri, s-a observat că unele plante, în special leguminoasele, sunt capabile să crească fertilitatea solului.
„...Sau, pe măsură ce anul se schimbă, semăna boabe de aur Unde ai cules de pe câmp, păstăi foșnind, Sau unde a crescut măceșul cu fructe mici cu lupin amar...”
Citiți asta: acesta este un sistem de cultivare a ierbii! Aceste rânduri sunt preluate dintr-o poezie a lui Virgil, scrisă acum aproximativ două mii de ani.
Poate că prima persoană care s-a gândit la motivul pentru care leguminoasele cresc randamentul cerealelor a fost agrochimistul francez J. Boussingault. În 1838, a stabilit că leguminoasele îmbogățesc solul cu azot. Cerealele (și multe alte plante) epuizează pământul, luând, în special, același azot. Boussingault a sugerat că frunzele de leguminoase au absorbit azotul din aer, dar acest lucru a fost înșelător. La acea vreme, era de neconceput să presupunem că problema nu era în plantele în sine, ci în microorganismele speciale care provocau formarea de noduli pe rădăcinile lor. În simbioză cu leguminoasele, aceste organisme fixează azotul atmosferic. Acum acesta este un adevăr comun.
În zilele noastre, sunt cunoscuți destul de mulți fixatori de azot diferiți: bacterii, actinomicete, ciuperci de drojdie și mucegai, alge albastre-verzi. Și toate furnizează azot plantelor. Dar iată întrebarea: cum descompun microorganismele molecula inertă de N2 fără a consuma multă energie? Și de ce unii dintre ei au această capacitate cea mai utilă pentru toate ființele vii, în timp ce alții nu o au? Multă vreme aceasta a rămas un mister. Mecanismul liniştit de fixare biologică a elementului nr. 7, fără tunete şi fulgere, a fost descoperit abia recent. S-a dovedit că calea azotului elementar în materia vie a devenit posibilă datorită proceselor de reducere în timpul cărora azotul este transformat în amoniac. Enzima nitrogenaza joacă un rol decisiv în acest proces. Centrele sale, care conțin compuși de fier și molibden, activează azotul pentru a se „împereche” cu hidrogenul, care este activat anterior de o altă enzimă. Astfel, din azotul inert se obține amoniacul foarte activ - primul produs stabil al fixării biologice a azotului.
Așa funcționează! În primul rând, procesele vieții au transformat amoniacul din atmosfera primordială în azot, iar apoi viața a transformat azotul înapoi în amoniac. A meritat natura să-și „rupă sulițele” în acest sens? Absolut, pentru că așa a apărut ciclul elementului nr. 7.
Subgrupul de azot – al cincilea grup, subgrupul principal tabel periodic DI. Mendeleev. Include elementele: azot ( N); fosfor ( P); arsenic ( Ca); antimoniu ( Sb); bismut ( Bi). Formula electronică generală a elementelor subgrupului de azot: ns2np3– la nivelul de energie exterior, aceste elemente conțin cinci electroni de valență, așa cum este indicat de numărul grupului - doi electroni în subnivelul s și trei electroni nepereche în subnivelul p. Acestea sunt elemente r. Fiecare atom inferior ulterior își crește nivelul de energie (N – 2 s2 2p3; P – 3 s2 3p3; Ca – 4 s2 4p3; Sb – 5 s2 5p3; Bi – 6 s2 6p3), datorită căruia raza atomică crește, energia de ionizare, energia afinității electronice, electronegativitatea scade, proprietățile nemetalice slăbesc și proprietățile metalice cresc.
Sunt caracteristice următoarele stări de oxidare: N – +1, +2, +3, +4, +5, 0, -1, -3, -5; P – de la +1 la +5 (cu excepția +2), 0, -2, -3; toate celelalte: +3, +5, -3. Valențe caracteristice: 3, 4, 5.
Azotul nu poate fi pentavalent– valența sa maximă este de patru, deoarece cea mai mare valență este egală cu numărul de celule cuantice posibile la nivel extern - azotul are patru dintre ele (unul s- și trei p-orbitali), prin urmare, numărul de legături covalente este de asemenea patru.
Deci, azotul în stare neexcitată are o valență de trei, iar în stare excitată (în timpul tranziției electronilor de la subnivelul s) are patru.
Fosforul și toate elementele ulterioare ale subgrupului au un subnivel d, în care electronii de la subnivelurile s și p se pot deplasa, iar în starea excitată au o valență de cinci.
Compușii cu hidrogen ai elementelor corespund formulei: RН3: NН3 – amoniac; PH3 – fosfină; AsH3 – arsina; SbН – stibină; BiН – bismutin. Toți compușii sunt gaze, rezistența chimică a fiecăruia ulterior slăbește, ceea ce este asociat cu o creștere a numărului atomic de elemente, o slăbire a proprietăților nemetalice și o creștere a celor metalice.
Compușii cu oxigen ai subgrupului de azot corespund compoziției: R2О3, R2О5, care corespund acizilor de tipul: HRO2; HRO3; Н3RO4 – ortoacizi (azotul nu formează ortoacizi).
Natura oxizilor elementului se schimbă în mod natural de sus în jos: N2O3, P2O3 au proprietăți acide; As2O3, Sb2O3 au proprietăți amfotere; Bi2O3 – proprietăți de bază. R2O5 formează doar oxizi acizi și corespund acizilor: HRO3, H3RO4 (cu excepția azotului). Puterea acizilor HRO3 scade de sus în jos.
Modificări puternice se observă și în substanțele simple ale elementelor subgrupului de azot: azot, fosfor, arsen - nemetale; antimoniul și bismutul sunt metale.
30. Amoniac
Proprietăți fizice: amoniac (NH3)– gaz incolor cu miros înțepător, solubil în apă, de 2 ori mai ușor decât aerul; când este răcit la -33,4 °C și presiune normală, se transformă într-un lichid transparent la 77,8 °C se solidifică. Fracția de masă a amoniacului din soluția concentrată este de 25%. O soluție de NH3 în apă - apă cu amoniac sau amoniac. Amoniac medical – 10%. La temperaturi scăzute, în soluție se formează hidratul cristalin NH3? H2O. Structura moleculei: caracterizată prin hibridizare sp3. Formarea unei molecule implică 3 electroni p neperechi de azot și 1s electroni de atomi de hidrogen. Molecula are forma piramida regulata, în vârful cărora se află atomi de azot, iar în colțuri - hidrogen.
Proprietăți chimice:
1) când NH3 este dizolvat în apă, se formează molecule de amoniac hidratat și ioni parțial de amoniu - ioni NH4+ și OH-o soluție apoasă de amoniac are o reacție ușor alcalină.
2) NH3 interacționează cu acizi: NH3 + H2SO4 = NH4HSO4;
3) amoniacul este un agent reducător puternic. Reduce Cu din CuO la încălzire: 3CuO + 2NH3 = Cu + N2 + 3H2O;
4) în oxigen NH3 arde cu flacără galbenă: 4NH3 + 3O2 = 2N2? + 6H20;
5) NH3 este oxidat de oxigenul atmosferic în prezența catalizatorilor: Pt, Cr2O3, Rh: 4NH3 + 5O2 = 4NO? + 6H20;
6) la înlocuirea hidrogenului cu metale se formează amide: Na + NH3 = NaNH2 + 1/2 H2;
7) hidrogenul din NH3 poate fi înlocuit cu halogeni. Când o soluție de clorură de amoniu este expusă la clor gazos, se formează clorură de azot: NH4Cl + 3Cl2 = 4HCl + NCl3.
Amoniac (clorură de azot).
Chitanță: în industrie până la sfârșitul secolului al XIX-lea secol amoniacul a fost obținut ca produs secundar în timpul cocsării cărbunelui, care conține până la 1-2% azot.
La început secolul XX Au fost dezvoltate noi metode industriale de producere a amoniacului, bazate pe legarea sau fixarea azotului atmosferic.
În 1904 a apărut o metodă cu ciamidă, bazată pe capacitatea azotului de a reacționa cu carbura de calciu la temperaturi ridicate, formând ciamidă de calciu CaCN2, care, atunci când este expus la vapori de apă la o presiune de 0,6 MPa, se descompune ușor în amoniac și carbonat de calciu:
Mai târziu, a apărut o altă modalitate de a produce amoniac - interacțiunea directă a azotului și oxigenului sub influența descărcărilor electrice, dar această reacție a fost reversibilă până când s-au găsit condiții optime pentru aceasta. Aceste condiții au fost presiune ridicată și temperatură scăzută, utilizarea catalizatorilor - fier spongios cu aditivi de activatori (oxizi de aluminiu, potasiu, calciu, siliciu, magneziu).
Este ușor să trimiți munca ta bună la baza de cunoștințe. Utilizați formularul de mai jos
Studenții, studenții absolvenți, tinerii oameni de știință care folosesc baza de cunoștințe în studiile și munca lor vă vor fi foarte recunoscători.
Postat pe http://www.allbest.ru//
Postat pe http://www.allbest.ru//
Caracteristicile azotului
Atomul de azot are un electron mai mult decât atomul de carbon; Conform regulii lui Hund, acest electron ocupă ultimul orbital liber 2p. Un atom de azot într-o stare neexcitată este caracterizat de trei electroni 2p degenerați în prezența a doi electroni perechi în orbitalul 2s. Cei trei electroni nepereche din orbitalul 2p sunt în primul rând responsabili pentru trivalența azotului. De aceea compusul hidrogen volatil caracteristic este amoniacul, în care atomul de azot formează trei legături covalente printr-un mecanism de schimb cu trei atomi de hidrogen. Azotul nu are posibilitatea ca electronii să treacă la o stare excitată, deoarece cei mai apropiați orbitali la n = 3 au o energie prea mare. Prin urmare, valența maximă a azotului este de patru. În acest caz, trei legături covalente pot fi formate printr-un mecanism de schimb și una printr-un mecanism donor-acceptor. Cu toate acestea, azotul în stare N+ poate forma toate cele patru legături printr-un mecanism de schimb. Azotul prezintă o mare varietate de stări de oxidare: -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4 și +5. Cei mai des întâlniți derivați sunt din stările de oxidare -3, +5 și +3 (NH3, HNO3 și NaNO2).
Distribuția azotului în natură
Dintre toate elementele care formează globul, doar azotul (cu excepția gazelor inerte) pare să evite formarea. compuși chimiciși este inclus în componența globului în principal sub formă liberă. Și deoarece azotul în stare liberă este un gaz, volumul său este concentrat în învelișul de gaz al acelui complex sistem chimic, pe care globul îl reprezintă, se află în atmosfera sa. Conținutul de azot în scoarta terestra sub formă de compuși este 0,01 fracție de masă,%. Atmosfera este formată din peste 75 de fracțiuni de masă, % de azot gazos, care este egal cu ~4 * 1015 tone Azotul legat formează minerale sub formă de nitrați: NaNO3 chilian, KNO3 indian și azotat de Ca(NO3)2 norvegian. Azotul sub formă de derivați organici complecși face parte din proteine, formă legată găsit în petrol (până la 1,5 fracție de masă, %) și cărbune (până la 2,5 fracție de masă, %).
Molecula de N2 este cea mai stabilă formă a existenței sale, ceea ce provoacă așa-numita problemă a azotului legat. Consumul de azot fixat de către plante și animale duce la epuizare mediu compuși ai azotului. Această deficiență trebuie completată artificial, deoarece completarea naturală a rezervelor de azot legate (furtuni, activitatea azotobacteriilor etc.) nu compensează pierderile sale. Două reacții sunt de o importanță excepțională în rezolvarea problemei azotului fixat: sinteza amoniacului și oxidarea catalitică a acestuia.
Obținerea de azot
În tehnologie, azotul se obține prin distilarea fracționată a aerului lichid. În acest caz, cele mai volatile substanțe - azotul și gazele nobile - sunt distilate mai întâi. Acestea din urmă nu interferează atunci când azotul este utilizat pentru a crea un mediu inert în industria chimică și în alte industrii. Azotul este eliberat chimic din oxigenul impur (câteva procente) prin trecerea acestuia printr-un sistem cu cupru încălzit. În acest caz, aproape tot oxigenul este legat în CuO.
În laborator, azotul se obține prin încălzirea unui amestec de soluții puternice de clorură de amoniu și nitrit de sodiu: NH4Cl + NaNO2 = N2 + 2H2O + NaCl sau prin descompunerea azotului de amoniu la încălzire: NH4NO2 = N2 + 2H2O
Cel mai pur azot se obține din descompunerea termică a azidelor metalice, de exemplu: 2NaN3 = 2Na + 3N2
Proprietăți fizice
Azotul este un gaz incolor și inodor. Punctul de fierbere al azotului lichid este de -195,8 grade. C, punctul de topire al azotului solid -210,5 grade. C. Azotul solid se obține sub formă de pulbere și sub formă de gheață. Azotul este slab solubil în apă și solvenți organici. In 1 litru de apa la 0 grade. Cu doar 23,6 cm3 de azot dizolvat. 1 litru de azot în condiții normale cântărește 1,2505 g.
Proprietăți chimice
Azotul este situat în colțul din dreapta sus al tabelului periodic, în care sunt concentrate nemetale cu cele mai mari afinități electronice. Prin urmare, ar trebui să fie puțin înclinat să acționeze ca un element electropozitiv și, ca element electronegativ, ar trebui să fie inferior în activitate chimică doar la câteva nemetale, în primul rând oxigenul și fluorul din dreapta acestuia. Între timp caracterizare chimică azotul, după cum din punct de vedere istoric primele rapoarte despre el, începe întotdeauna nu cu semne pozitive, ci cu semne negative: cu sublinierea inerției sale chimice. Primul motiv pentru inerția chimică a azotului în condiții normale este aderența deosebit de puternică a atomilor săi în molecula de N2.
N2=2N-711 kJ.
La temperatura camerei, azotul reacţionează numai cu litiul, formând nitrură de litiu: N2 + 6Li = 2Li3N azotul interacționează cu alte metale când este încălzit: N2 + 3Ca = Ca3N2; În reacțiile azotului cu metalele, azotul prezintă proprietăți oxidante și, de asemenea, prezintă proprietăți oxidante atunci când interacționează cu hidrogenul (cu încălzire, presiune ridicată și în prezența unui catalizator): N2 + 3H2 = 2NH3. Azotul interacționează și cu alte nemetale, prezentând proprietăți reducătoare: N2 + O2 = 2NO, N2 + 3F2 = 2NF3.
Există și alți compuși de azot cu elemente electronegative, dar sunt instabili și mulți dintre ei, în special clorura de azot și iodura de azot, sunt explozive.
Compuși de hidrogen ai azotului
Compusul caracteristic volatil al azotului este amoniacul. Din punct de vedere al importanței în industria chimică anorganică și în chimia anorganică, amoniacul este cel mai important compus hidrogen al azotului. Prin natura sa chimică este nitrură de hidrogen H3N. În structura chimică a amoniacului, orbitalii hibrizi sp3 ai atomului de azot formează trei legături cu trei atomi de hidrogen, care ocupă cele trei vârfuri ale unui tetraedru ușor distorsionat. Al patrulea vârf al tetraedrului este ocupat de o pereche de electroni singuri de azot, care asigură nesaturarea chimică și reactivitatea moleculelor de amoniac. În condiții normale, amoniacul este un gaz incolor cu un miros înțepător. Este toxic: irită mucoasele, iar otrăvirea acută provoacă leziuni oculare și pneumonie. Când se răcește la -33 de grade. C amoniacul se lichefiază, iar la -78 de grade. C se întărește. În amoniacul lichid și solid, legăturile de hidrogen funcționează între molecule, drept urmare amoniacul are o serie de proprietăți extreme în comparație cu alți compuși cu hidrogen ai elementelor din grupa a cincea a subgrupului principal. Datorită polarității moleculelor și constantei dielectrice destul de ridicate, amoniacul lichid este un solvent neapos bun. Metalele alcaline și alcalino-pământoase, sulful, fosforul, iodul și multe săruri și acizi se dizolvă bine în amoniacul lichid. Substanțele cu grupări polare funcționale din amoniacul lichid suferă disociere electrolitică.
Din punct de vedere al solubilității în apă, amoniacul este superior oricărui alt gaz: la 0 grade. Cu 1 volum de apă absoarbe 1200 de volume de amoniac gazos. Solubilitatea excelentă a amoniacului în apă se datorează formării legăturilor de hidrogen intermoleculare. În acest caz, există două mecanisme posibile pentru apariția legăturilor de hidrogen între moleculele de amoniac și apă:
Deoarece capacitatea de donator a moleculelor de amoniac este mai pronunțată decât cea a apei, iar legătura O-H este mai polară în comparație cu polaritatea Legături N-Hîn amoniac, prin primul mecanism se formează legăturile de hidrogen intermoleculare. Astfel, procesele fizico-chimice într-o soluție apoasă de amoniac pot fi reprezentate după cum urmează.
Apariția ionilor de hidroxid creează o reacție alcalină a soluției de amoniac în apă. Constanta de ionizare este scăzută (pK 5). In conditii de temperaturi scazute de la solutii apoase amoniac, se pot distinge hidrații cristalini NH3 H2O (topire = -77 grade C), 2NH3 H2O (topire = -78 grade C) și NH3 2H2O (topire = -97 grade C). Hidrații cristalini constau din lanțuri de amoniac și molecule de apă reticulate prin legături de hidrogen într-o rețea tridimensională care nu are motive structurale de NH4OH. Aceasta înseamnă că așa-numitul hidroxid de amoniu nu există ca individ chimic, așa cum nu există hidroxid de oxoniu OH3OH și hidroxid de fluoroniu FH2OH. Astfel, soluțiile apoase de amoniac au proprietăți de bază nu datorită formării unui compus imaginar NH4OH, ci datorită activității excepțional de pronunțate a donorului atomului de azot în NH3.
Echilibrul în amoniac apos poate fi deplasat spre dreapta prin adăugarea de acid. În acest caz, în soluție se formează săruri de amoniu. Ele sunt, de asemenea, obținute prin interacțiunea directă a substanțelor gazoase:
NH3 + HCI = NH4CI
Ionul de amoniu în sine și majoritatea sărurilor sale sunt incolore. În stare solidă, sărurile de amoniu formează structuri caracteristice substanțelor cu o proporție semnificativă din componenta ionică a legăturii. Prin urmare, se dizolvă bine în apă și sunt aproape complet supuse ionizării electrolitice. Structura ionului NH4+ este tetraedrică, în care toate vârfurile tetraedrului sunt ocupate de atomi de hidrogen, iar azotul este situat în centrul său. Sarcina pozitiva distribuite uniform între toți atomii de hidrogen. Proprietățile sărurilor de amoniu sunt similare sărurilor de potasiu datorită apropierii razelor ionice NH4+ (0,142 nm) și K+ (0,133 nm). Singura diferență semnificativă este că sărurile de potasiu formate din acizi tari nu sunt supuse hidrolizei, în timp ce sărurile de amoniu din soluții apoase sunt hidrolizate datorită proprietăților de bază slab exprimate ale amoniacului.
Sărurile de amoniu au stabilitate termică scăzută. Natura produselor finali de descompunere termică a sărurilor de amoniu este determinată în principal de proprietățile anionului. Dacă anionul provine dintr-un acid oxidant, atunci are loc oxidarea azotului amoniac, de exemplu: NH4NO3 = N2O + 2H2O
În această reacție, azotul amoniac dă 4 electroni azotului nitrat și, prin urmare, acesta din urmă acționează ca un agent de oxidare. Pe de altă parte, această reacție este un exemplu de proporție intramoleculară. Pentru sărurile de amoniu, acizii care nu sunt agenți oxidanți eliberează amoniac și acid în timpul descompunerii lor termice: (NH4)3PO4 = 3NH3 + H3PO4
Când sărurile de amoniu sunt tratate cu alcalii, se eliberează amoniac:
2NH4Cl + Ca(OH)2 = 2NH3 + CaCl2 + 2H2O
Această reacție poate servi ca o modalitate simplă de a produce amoniac în laborator. În industrie, amoniacul se obține prin sinteza directă din componente - substanțe simple.
Amoniacul nu arde în aer, dar într-o atmosferă de oxigen se oxidează la azot liber: 4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O
În oxidarea catalitică, reacția decurge diferit:
4NН3 + 5О2 = 4NO + 6Н2О
Amoniacul acționează ca un agent reducător în reacțiile cu alți agenți oxidanți. Mai rar, amoniacul acționează ca un agent oxidant, de exemplu:
Na + NH3 = NaNH2 + 1/2H2
În această reacție, sodiu metalic înlocuiește hidrogenul din amoniacul lichid. În acest caz, hidrogenul de amoniac își scade starea de oxidare, iar amoniacul joacă rolul unui agent oxidant. Pe de altă parte, astfel de reacții sunt ilustrate prin manifestarea proprietăților acide de către amoniac. Amidele metalice, de exemplu NaNH2, sunt săruri de amoniac care corespund funcției sale acide. Este destul de evident că natura acidă a amoniacului este mult mai puțin pronunțată decât cea a H2O și HF. Constanta de ionizare a acidului este neglijabilă (pKa 35) și, prin urmare, sărurile de amoniac, ca acizi în apă, sunt complet hidrolizate:
NaNH2 + H2O = NaOH + NH3
Funcția acidă a amoniacului este îndeplinită nu numai de amide, ci și de imide și nitruri ale metalelor. Dacă în amide se înlocuiește un atom de hidrogen (NаNН2), în imide - două (Li2NН), atunci în nitruri - toate trei (AlN).
Oxidând cu atenție amoniacul cu un agent de oxidare ușor, cum ar fi hipoclorură de sodiu, se obține un alt compus hidrogen al amoniacului - hidrazină sau diamidă:
2NH3 + NaOCl = N2H4 + NaCI + H2O
Diamida este un lichid toxic incolor, ușor de evaporat, cu o constantă dielectrică ridicată (E=52 la 25 grade C)
Proprietățile chimice ale hidrazinei sunt similare cu amoniacul în multe privințe. În soluțiile apoase de hidrazină apar și legături de hidrogen, ca în cazul amoniacului. Când hidrazina interacționează cu 1 moleculă de apă cu participarea unei legături de hidrogen, se formează un cation + și cu doi - 2+.
Existența hidroxizilor acestor cationi ca substanțe individuale nu a fost stabilită totuși, sunt cunoscute două tipuri de săruri de hidrazină, de exemplu N2H5Cl și N2H6Cl2.
Când o soluție de acid azotic este redusă cu hidrogen atomic, se obține hidroxilamină:
HNO3 + 6H = NH2OH + 2H2O
Hidroxilamină - cristale incolore (topitură = 33 grade C), instabile termic, explodează peste 100 grade C. Soluțiile apoase de hidroxilamină sunt mai stabile. Legăturile de hidrogen intermoleculare apar și în soluție și se stabilește un echilibru dinamic:
Cu toate acestea, funcția principală a hidroxilaminei este chiar mai puțin pronunțată (pKb 8) decât cea a amoniacului și a hidrazinei. Cu acizi, hidroxilamina dă săruri de hidroxilamoniu. Cel mai cunoscut medicament este clorura de hidroxilamoniu Cl. Soluțiile de săruri de hidroxilamoniu sunt mai stabile decât solidele și sunt acide datorită hidrolizei.
Deoarece atomul de azot din hidroxilamină are o stare de oxidare de -1, acesta poate funcționa atât ca agent oxidant, cât și ca agent reducător. Dar se caracterizează mai mult prin proprietăți reducătoare, mai ales într-un mediu alcalin.
Dintre compușii cu hidrogen ai azotului, cea mai scăzută stare de oxidare negativă a azotului este reprezentată în azida de hidrogen НN3. În acest compus, starea de oxidare a azotului este - 1/3. Gradul extraordinar de oxidare se datorează inegalității structurale a atomilor de azot din această substanță.
Din perspectiva MBC, această inegalitate structurală poate fi reprezentată prin următoarea diagramă:
Principalul lucru în această schemă este delocalizarea legăturilor P de-a lungul liniei drepte care leagă atomii de azot. Valabilitatea schemei este dovedită de distanța dintre atomii de azot 1-2 și 2-3, care sunt intermediari între lungimile legăturilor
O soluție apoasă de HN3 se numește acid hidronitric. Se obține prin oxidarea hidrazinei cu acid azotic:
N2Н4 + НNO2 = НN3 + 2Н2О
Forța sa este apropiată de cea a oțetului. În soluții diluate, acidul hidronitric disproporționează încet:
HN3 + H2O = N2 + NH2OH
În stare anhidră, poate exploda nu numai atunci când este încălzit, ci și în caz de șoc:
2НN3 = 3N2 + H2
Un amestec de acizi clorhidric hidronitroși și concentrați este capabil să dizolve chiar și metalele nobile. Sărurile acidului hidronitric - azidele - sunt similare ca solubilitate în apă cu halogenurile. Astfel, azidele metalelor alcaline sunt foarte solubile în apă, în timp ce AgN3, Pb(N3)2 și Hg(N3)2 sunt slab solubile. Azidele metalelor alcaline și alcalino-pământoase sunt stabile până la topire când sunt încălzite lent. Azidele de metale grele explodează ușor la impact:
Рb(N3)2 = Рb + 3N2
Compușii oxigenați ai azotului
Cu oxigen, azotul formează o serie de oxizi: N2O și NO sunt gaze incolore, N2O3 este albastru solid(sub -100 grade C), NO2 - gaz maro, N2O4 - gaz incolor, N2O5 - cristale incolore.
Oxidul de N2O (protoxid de azot, „gaz de râs” pentru că are efect narcotic) se obține prin descompunerea termică a azotatului de amoniu sau a hidroxilamoniului:
[HN3OH]NO2 = N2O + 2H2O (comporție intramoleculară)
Oxidul nitric (+1) este un compus endotermic. Cu toate acestea, la temperatura camerei, este puțin activ din punct de vedere chimic. Când este încălzit, reactivitatea acestuia crește foarte mult. Oxidează hidrogenul, metalele, fosforul, sulful, cărbunele, substanțele organice și alte substanțe, de exemplu:
Cu + N2O = N2 + CuO
Când N2O este încălzit peste 700 de grade C, simultan cu reacția de descompunere, are loc disproporționarea acestuia:
2N2О = 2N2 + О2 2N2О = 2NO + N2;
Oxidul nitric (+1) nu interacționează cu apa, deși este cunoscut acidul H2N2O2, în care azotul are și o stare de oxidare de +1. Acest acid se numește acid azot și i se atribuie o structură cu doi atomi de azot echivalenți:
Acidul azot liber poate fi preparat după cum urmează:
NH2OH + HNO2 = H2N2O2 + H2O
Se dizolvă bine în apă, dar este un acid slab. Acidul azot este foarte instabil și explodează când este ușor încălzit:
Н2N2О2 = N2О + Н2О
Sărurile H2N2O2 - hiponitriți și hidrohiponitriți - sunt foarte susceptibile la hidroliză în apă. Majoritatea hiponitriților sunt ușor solubili în apă, se dizolvă mult mai bine.
Chiar și stările de oxidare sunt relativ necaracteristice azotului. Acești compuși includ oxid nitric (+2). Molecula NO conține un număr impar de electroni și este în esență un radical cu activitate scăzută. Molecula are un mecanism covalent donor-acceptor și două legături P. În ciuda naturii endoterme și a energiei Gibbs pozitive a formării NO din substanțe simple, oxidul de azot (+2) nu se descompune în elemente. Cert este că, conform MMO, ordinea obligațiunilor în NO este destul de mare și egală cu 2,5. Molecula de NO este mai puternică decât molecula de O2, deoarece prima are doar un electron pe antilegatura MO P2p*, iar cea din urmă are doi electroni.
În laborator, oxidul de azot (+2) se obține cel mai adesea prin tratarea piliturii de cupru cu acid diluat:
3Сu + 8НNO3 = 3Сu(NO3)2 + 2NO + 4Н2О
În aer, oxidul de azot (+2) este oxidat instantaneu:
2NO + O2 = 2NO2
Oxidată de NO și halogeni, formând halogenuri de nitrozil:
2NO + Г2 = 2NOГ
Atunci când interacționează cu agenți reducători, NO este redus la N2O, N2, NH2OH, NH3, în funcție de capacitatea de reducere a partenerului și de condițiile proceselor.
O soluție apoasă de oxid nitric (+2) este neutră. Nu formează niciun compus cu apa, deși se cunosc sărurile (hiponitrații) acidului azotic H2N2O3, care nu este izolat în stare liberă, în care azotul are și o stare de oxidare de +2.
Oxidul nitric N2O3 există în stare solidă (sub -100 grade C). În stare lichidă și vapori, oxidul de azot (+3) este în mare măsură disociat din cauza disproporționării:
N2О3-NO + NO2
N2O3 se obține prin răcirea unor cantități echimolare de NO și NO2. Și un curent uniform al unui amestec cu compoziția dorită se obține prin interacțiunea a 50% НNO3 cu oxidul de arsen (+3):
2HNO3 + As2O3 = 2HAsO3 + NO + NO2
Oxidul azotic (+3) corespunde acidului azot instabil HNO2, cunoscut doar în soluție. O poți obține dizolvând-o în apă volume egale NO și NO2 în apă:
NO + NO2 + H2O = 2HNO2
Când este depozitat și încălzit, НNO2 este disproporționat:
3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O
Proprietățile sale oxidante cele mai caracteristice sunt:
НNO2 + 2НI = I2 + 2NO + 2Н2О
Cu toate acestea, agenții oxidanți puternici se transformă acid azotat la azot:
5НNO2 + 2КмnО4 + 3Н2SO4 = К2SO4 + 2МnSO4 + 5НNO3 + 3Н2О
Oxidul azotic (+4) se obține prin dizolvarea cuprului în acid azotic concentrat: Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Este un bun oxidant, fosfor, sulf, cărbune și unele arde în el. materie organică. Peste 150 de grade C, dioxidul de azot începe să se descompună:
2NO2 = 2NO + O2
Deoarece o moleculă de dioxid de azot cu un electron nepereche este în esență un radical, se dimerizează ușor:
Dimerul este incolor și diamagnetic, în contrast cu culoarea roșu-maro și paramagnetic.
Dioxidul de azot, atunci când interacționează cu apa, disproporționează:
2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3
Când NO2 este dizolvat în apă fierbinte, se obține acid azotic, deoarece acidul azotic format inițial este disproporționat cu eliberarea de oxid azotic (+2) și formarea acidului azotic.
Oxidul nitric (+5) are o structură moleculară doar în fază gazoasă. În stare solidă, N2O5 are o structură formată din ioni NO2+ și NO3-. N2O5 sunt cristale ușor de sublimat, iar moleculele se evaporă. Astfel, în timpul sublimării oxidului nitric (+5), ionii NO2+ și NO3- se combină în molecule de N2O5. Oxidul de azot (+5) se obține prin deshidratarea acidului azotic cu P2O5 sau oxidarea NO2 cu ozon:
2HNO3 + P2O5 = 2HP03 + N2O5; 6NO2 + O3 = 3N2O5
Oxidul nitric (+5) este un agent de oxidare energetică multe reacții care îl implică au loc foarte viguros. Când este dizolvat în apă, dă acid azotic:
N2O5 + H2O = 2HNO3
Acidul azotic este unul dintre acizii puternici. Molecula de HNO3 și ionul de nitrat au o structură reprezentată prin diagrame
Acidul azotic anhidru este un lichid incolor, volatil. Când este depozitat (în special la lumină) și când este încălzit, se descompune parțial:
4HNO3 = 4NO2 + 2H2O + O2
Așa-numitul acid azotic „fuming” (roșu) este o soluție de dioxid de azot eliberat în HNO3 concentrat.
În laborator, HNO3 se obține prin încălzirea azotatului de sodiu cu acid sulfuric:
NaNO3 + H2SO4 = HNO3 + NaHSO4
În industrie, acidul azotic se obține din amoniac. În primul rând, amoniacul este oxidat catalitic la oxid de azot (+2), care este oxidat în continuare la
NO2. Oxidul azotic (+4) este apoi dizolvat în apă fierbinte pentru a produce acid azotic.
Acidul azotic este un agent oxidant puternic și oxidează aproape toate metalele și nemetalele. Acestea din urmă, de regulă, sunt traduse în derivate cel mai înalt grad oxidare, de exemplu:
S + 6НNO3 = Н2SO4 + 6NO2 + 2Н2О
Dintre metale, doar aurul, platina, osmiul, iridul, niobiul, tantalul și wolframul sunt rezistente la acidul azotic. Unele metale (de exemplu, fier, aluminiu, crom) sunt pasivate cu acid azotic concentrat. Soluțiile apoase de acid azotic au, de asemenea, proprietăți oxidante. De obicei, procesul de reducere a HNO3 are loc în mai multe direcții paralele, rezultând un amestec de diferiți produși de reducere. Natura acestor produse și conținutul lor relativ în amestec depind de puterea agentului reducător, de concentrația de acid azotic și de temperatură.
Un agent oxidant mai puternic este un amestec de acizi concentrați azotic și clorhidric - „aqua regia”. Dizolvă chiar și aurul și platina, care nu se dizolvă în acid nitric, cu atât mai puțin clorhidric. Activitatea sa oxidativă se datorează scăderii potențialului redox al metalelor de dizolvare, adică creșterii proprietăților lor reducătoare datorită formării complexelor puternice de clorură:
Au + HNO3 + 4HCI = H[AuCl4] + NO + 2H2O
Sărurile acidului azotic - nitrații - sunt cunoscute pentru aproape toate metalele. Cele mai multe dintre ele sunt incolore și se dizolvă bine în apă. În soluțiile apoase acide, nitrații sunt agenți de oxidare mai slabi decât acidul azotic, iar într-un mediu neutru nu au deloc proprietăți oxidante. Sunt agenți oxidanți puternici în topituri atunci când are loc descompunerea odată cu eliberarea de oxigen. Oxidul nitric (+5) când interacționează cu peroxid de hidrogen 100% formează acid peroxonitric (supernitric):
N2O5 + 2H2O2 = 2HNO4 + H2O
Acidul peroxonitric este instabil, explodează ușor și este complet hidrolizat de apă:
H-O-O-N + H2O = H2O2 + HNO3
Compuși cu nemetale
Toate halogenurile de azot NG3 sunt cunoscute. Trifluorura NF3 se obține prin reacția fluorului cu amoniacul:
3F2 + 4NH3 = 3 NH4F + NF3
Trifluorura de azot este un gaz toxic incolor ale cărui molecule au o structură piramidală. Atomii de fluor sunt localizați la baza piramidei, iar vârful este ocupat de un atom de azot cu o pereche de electroni singuratică. NF3 este foarte rezistent la diferite substanțe chimice și căldură.
Trihalogenurile de azot rămase sunt endoterme și, prin urmare, instabile și reactive. NCl3 se formează prin trecerea clorului gazos într-o soluție puternică de clorură de amoniu:
3CI2 + NH4CI = 4HCI + NCl3
element chimic azot
Triclorura de azot este un lichid foarte volatil (punct de fierbere = 71 grade C) cu un miros înțepător. O ușoară încălzire sau impact este însoțită de o explozie care eliberează o cantitate mare de căldură. În acest caz, NCl3 se descompune în elemente. Trihalogenurile NBr3 și NI3 sunt și mai puțin stabile.
Derivații de azot cu calcogeni sunt foarte instabili datorită endotermicității lor puternice. Toate sunt prost studiate și explodează atunci când sunt încălzite și impactate.
Postat pe Allbest.ru
Documente similare
Caracteristicile azotului - un element din grupa a 15-a din a doua perioadă a tabelului periodic al elementelor chimice de D. Mendeleev. Caracteristicile producției și utilizării azotului. Proprietățile fizice și chimice ale elementului. Utilizarea azotului, importanța sa în viața umană.
prezentare, adaugat 26.12.2011
Istoria descoperirii azotului, formula și proprietățile sale, apariția sa în natură și reacțiile chimice care apar direct în natură cu participarea azotului. Metode de legare, obținere și proprietăți ale mai multor cele mai importante conexiuni, zone de aplicare a azotului.
lucrare de curs, adăugată 22.05.2010
Proprietățile elementelor subgrupului de azot, structura și caracteristicile atomilor. O creștere a proprietăților metalice la mutarea elementelor de sus în jos în tabelul periodic. Distribuția azotului, fosforului, arsenului, antimoniului și bismutului în natură, aplicarea lor.
rezumat, adăugat 15.06.2009
Prezența azotului în natură, proprietățile sale fizice și chimice. Eliberarea de azot din aerul lichid. Proprietatea azotului lichid la evaporare este de a scădea brusc temperatura. Producția de amoniac și acid azotic. Formarea și acumularea de nitrați în natură.
rezumat, adăugat 20.11.2011
Rolul biologic al azotului și al compușilor săi pentru materia vie; prevalență, proprietăți. Factori care influențează ciclul azotului în biocenozele antropice. Toxicologia și „necesitatea fiziologică” a azotului pentru corpul uman, animale și plante.
lucrare curs, adăugată 22.11.2012
Descoperirea proprietăților fizice și chimice ale azotului. Ciclul azotului în natură. Metode industriale și de laborator pentru producerea azotului pur. Reacții chimice ale azotului în condiții normale. Formarea zăcămintelor minerale naturale care conțin azot.
prezentare, adaugat 12.08.2013
Biologic și nu procese biologice fixarea azotului. Descoperirea bacteriilor din genul Azotobacter. Compuși ai azotului, forme de distribuție și domenii de aplicare. Proprietățile fizice și chimice ale azotului, distribuția lui în natură și metodele de producție.
rezumat, adăugat 22.04.2010
Conceptul de amoniac, utilizarea lor în analiză chimică. Caracteristicile și proprietățile azotului, structura moleculară. Stările de oxidare ale azotului în compuși. Forma moleculei de amoniac. Efectuarea unui experiment pentru a studia proprietățile amoniacului, cuprului și nichelului.
lucrare curs, adaugat 10.02.2013
Aspecte generale ale toxicității metalelor grele pentru organismele vii. Rolul biologic și ecologic al elementelor p și al compușilor acestora. Aplicarea compușilor lor în medicină. Toxicologia oxizilor de azot, nitriților și nitraților. Rolul ecologic al compușilor cu azot.
lucrare curs, adăugată 09.06.2015
Un gaz incolor, neinflamabil, cu miros și gust plăcut dulceag. Amestecuri de oxid nitric cu eter, ciclopropan, cloroetil. Proprietăți chimice și producție de oxid nitric. Simptomele intoxicației cu gaz râd și primul ajutor.
Azotul (lat. Nitrogen) este un element chimic din grupa 15 (grupa V în vechea numerotare) a sistemului periodic al lui Mendeleev; numărul atomic 7, masa atomica 14,0067.
Gaz incolor, insipid și inodor. Unul dintre cele mai comune elemente, componenta principală a atmosferei Pământului (4 × 10 15 tone).
Ciclul azotului în natură.
Structura moleculei de amoniac NH3.
Sinteza amoniacului are loc în coloane de sinteză gigantice, în care un amestec de hidrogen și azot este furnizat cu ajutorul unui compresor. Reacția are loc la o presiune de 300 atm și o temperatură de aproximativ 500 °C în prezența unui catalizator. Amoniacul NH3 rezultat se transformă în lichid (se condensează) în frigider. Amoniacul lichid este îndepărtat din sistem, iar gazele nereacționate intră în pompa de circulație, care le alimentează înapoi în coloana de sinteză.
Cuvântul „azot”, propus de chimistul francez A. Lavoisier la sfârșitul secolului al XVIII-lea, este de origine greacă. „Azot” înseamnă „fără viață” (prefixul „a” este negație, „zoe” este „viață”). Exact asta credea Lavoisier. Este exact ceea ce credeau contemporanii săi, inclusiv chimistul și medicul scoțian D. Rutherford, care a izolat azotul din aer puțin mai devreme decât celebrii săi colegi - suedezul K. Sheeleu, britanicul D. Priestley și G. Cavendig. Rutherford în 1772 a publicat o disertație despre așa-numitul „mefitic”, adică aerul inferior, care nu sprijină arderea și respirația.
Denumirea „azot” pentru noul gaz părea suficient de precisă. Dar este acest lucru adevărat?
Azotul, spre deosebire de oxigen, nu sprijină respirația și arderea. Cu toate acestea, o persoană nu poate respira oxigen pur tot timpul. Chiar și pacienților li se administrează oxigen pur doar pentru o perioadă scurtă de timp. Evident, nu este doar un diluant neutru de oxigen. Este amestecul de azot și oxigen cel mai acceptabil pentru respirație de către majoritatea locuitorilor planetei noastre.
Este corect să numim acest element lipsit de viață? Cu ce se hrănesc plantele când adaugă îngrășăminte minerale? În primul rând, compuși de azot, potasiu și fosfor. Azotul face parte din nenumărați compuși organici, inclusiv din cei vitali precum proteinele și aminoacizii.
Inerția relativă a acestui gaz este extrem de utilă umanității. Dacă ar fi mai înclinat să reactii chimice, atmosfera Pământului nu ar putea exista în forma în care există. Un agent oxidant puternic, oxigenul, ar reacționa cu azotul pentru a forma oxizi de azot toxici. Dar dacă azotul ar fi cu adevărat un gaz inert, cum ar fi heliul, de exemplu, atunci nici producția chimică, nici microorganismele atotputernice nu ar fi capabile să lege azotul atmosferic și să satisfacă nevoia tuturor viețuitoarelor de azot legat. Nu ar exista amoniac, acid azotic, necesar pentru producerea multor substanțe și nu ar exista îngrășăminte importante. Nu ar exista viață pe Pământ, deoarece azotul face parte din toate organismele. Azotul reprezintă aproximativ 3% din masa corpului uman.
Azotul elementar, nefixat, este utilizat destul de larg. Acesta este cel mai ieftin dintre gaze, inert chimic în condiții obișnuite, prin urmare, în acele procese de metalurgie și chimie mare în care este necesar să se protejeze un compus activ sau un metal topit de interacțiunea cu oxigenul atmosferic, se creează atmosfere protectoare pur azotului. Substantele usor oxidante sunt depozitate in laboratoare sub protectia azotului. În metalurgie, suprafețele unor metale și aliaje sunt saturate cu azot pentru a le conferi o duritate și o rezistență mai mare la uzură. De exemplu, nitrurarea oțelului și aliajelor de titan este cunoscută pe scară largă.
Azotul lichid (punctele de topire și de fierbere ale azotului: -210 °C și -196 °C) este utilizat în unitățile frigorifice.
Activitatea chimică scăzută a azotului se explică în primul rând prin structura moleculei sale. Ca majoritatea gazelor (cu excepția celor inerte), molecula de azot este formată din doi atomi. Trei electroni de valență din învelișul exterior al fiecărui atom participă la formarea unei legături între ei. Pentru a distruge o moleculă de azot, este necesar să consumați energie foarte mare - 954,6 kJ/mol. Fără a distruge molecula de azot din legătură chimică nu se va alătura. În condiții normale, numai litiul este capabil să reacționeze cu acesta, producând nitrură de Li3N.
Azotul atomic este mult mai activ. La temperaturi obișnuite reacționează cu sulful, fosforul, arsenul și unele metale, cum ar fi mercurul. Dar este dificil să obțineți azot sub formă de atomi individuali. Chiar și la 3000 °C nu există o descompunere vizibilă a moleculelor de azot în atomi.
Compușii cu azot sunt de mare importanță atât pentru știință, cât și pentru multe industrii. Pentru a obține azot fix, umanitatea merge la costuri enorme de energie.
Principala metodă de fixare a azotului în condiții industriale rămâne sinteza amoniacului NH 3 (vezi Sinteza chimică). Amoniacul este unul dintre cele mai populare produse ale industriei chimice, producția sa globală este de peste 70 de milioane de tone pe an. Procesul are loc la o temperatură de 400–600 °C și o presiune de milioane de pascali (sute de atm) în prezența catalizatorilor, de exemplu, fierul burete cu adaos de oxid de potasiu și oxid de aluminiu. Amoniacul în sine este utilizat într-o măsură limitată și, de obicei, sub formă de soluții apoase (apa cu amoniac - ca îngrășământ lichid, amoniac - în medicină). Dar amoniacul, spre deosebire de azotul atmosferic, intră destul de ușor în reacții de adăugare și substituție. Și se oxidează mai ușor decât azotul. Prin urmare, amoniacul a devenit produsul de pornire pentru producerea majorității substanțelor care conțin azot.
Oxidarea directă a azotului cu oxigen necesită foarte mult temperaturi ridicate(4000 °C) sau altele foarte metode active impact asupra molecule puternice azot - descărcare electrică, radiații ionizante. Sunt cunoscuți cinci oxizi de azot: N 2 O - oxid nitric (I), NO - oxid nitric (II), N 2 O 3 - oxid nitric (III), NO 2 - oxid nitric (IV), N 2 O 5 - nitric oxid (V).
Acidul azotic HNO 3 este utilizat pe scară largă în industrie, care este atât un acid puternic, cât și un agent oxidant activ. Este capabil să dizolve toate metalele, cu excepția aurului și a platinei. Chimiștii cunosc acidul azotic cel puțin din secolul al XIII-lea, acesta a fost folosit de alchimiștii antici. Acidul azotic este utilizat pe scară largă pentru prepararea compușilor nitro. Acesta este principalul agent de nitrare, cu ajutorul căruia se introduc grupări nitro NO 2 în compoziția compușilor organici. Și când apar trei astfel de grupe, de exemplu, într-o moleculă de toluen C 6 H 5 CH 3, atunci un solvent organic obișnuit se transformă în exploziv- trinitrotoluen, cunoscut și sub denumirea de TNT, sau tol. Glicerina după nitrare se transformă într-un exploziv periculos - nitroglicerina.
Acidul azotic nu este mai puțin important în producția de îngrășăminte minerale. Sărurile acidului azotic - nitrații, în primul rând nitrații de sodiu, potasiu și amoniu, sunt utilizați în principal ca îngrășăminte cu azot. Dar, după cum a stabilit academicianul D.N. Pryanishnikov, o plantă, dacă are posibilitatea de a alege, preferă azotul amoniac în locul azotului nitrat.
Sărurile unui alt acid de azot - HNO2 slab azotat - se numesc nitriți și sunt, de asemenea, destul de folosite în industria chimică și în alte industrii.
Oamenii de știință se străduiesc de mult timp să obțină compuși de azot cu costuri minime de energie la temperaturi și presiuni scăzute. Ideea că unele microorganisme pot lega azotul din aer a fost exprimată pentru prima dată de fizicianul rus P. Kossovich în sfârşitul XIX-lea secolul, iar prima bacterie fixatoare de azot a fost izolată din sol de un alt compatrioți ai noștri, biochimistul S.N. Vinogradsky în anii 1890. Dar abia recent mecanismul fixării azotului de către bacterii a devenit mai mult sau mai puțin clar. Bacteriile metabolizează azotul, transformându-l în amoniac, care este apoi transformat foarte rapid în aminoacizi și proteine. Procesul are loc cu participarea enzimelor.
În laboratoare din mai multe țări (în URSS la începutul anilor ’60), s-au obținut compuși complecși capabili să lege azotul atmosferic. Rolul principalîn acest caz, este alocat complexelor care conțin molibden, fier și magneziu. Practic, mecanismul acestui proces a fost deja studiat și dezvoltat.
